Записать кинетическое уравнение реакции 4hcl o2 2h2o

Равновесие реакции 4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Cl2(г) установилось при следующих концентрациях реагентов (моль/л): [Н2О]=[С12]=0.14; [НCl]=02, [О2]=0.32. Вычислите константу равновесия

Готовое решение: Заказ №8424

Тип работы: Задача

Статус: Выполнен (Зачтена преподавателем ВУЗа)

Предмет: Химия

Дата выполнения: 06.09.2020

Цена: 209 руб.

Чтобы получить решение , напишите мне в WhatsApp , оплатите, и я Вам вышлю файлы.

Кстати, если эта работа не по вашей теме или не по вашим данным , не расстраивайтесь, напишите мне в WhatsApp и закажите у меня новую работу , я смогу выполнить её в срок 1-3 дня!

Описание и исходные данные задания, 50% решения + фотография:

Равновесие реакции 4 HCl (г) + O ₂ (г) = 2 H ₂ O (г) + 2 Cl ₂ (г)

установилось при следующих концентрациях реагентов (моль/л): [Н₂О]=[С1₂]=0.14; [Н Cl ]=02, [О₂]=0.32. Вычислите константу равновесия и первоначальную концентрацию кислорода.

Решение :

Выражение константы равновесия:

• Давление пара над водой при 85оС равно 57,798кПа. Определить давление пара над раствором, содержащим 12 г мочевины CO(NH2)2 в 360 г воды.
• Водно-спиртовой раствор, содержащий 15% (по массе) спирта(плотность равна 0,97 г/мл) кристаллизуется при -10,26 оС. Найти молекулярную массу спирта и осмотическое давление раствора при 25 оС
• Сделайте вывод о возможности протекания при стандартных условиях реакции СаО(к)+Н2О(ж) = Са(ОН)2(к).
• Константа некоторой реакции при 20 °С равна 0.03. а при 40 °С — 0,5. Вычислить энергию активации и рассчитать константу скорости при 30 °С.

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6e1301399c82161c • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Рабочая тетрадь по химии (стр. 4 )

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

По правилу Вант-Гоффа, установленному экспериментально, при изменении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции изменяется в (2-4) раза

(3.5)

γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий во сколько раз изменяется скорость реакции при изменении температуры на каждые 10 0.

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

Схема проведения эксперимента и полученные результаты представлены на рис. 3.1.

Взаимодействие тиосульфата натрия (Na2S2O3) с серной кислотой

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S↓

сопровождается образованием осадка серы коллоидной степени дисперсности, что вызывает опалесценцию и дальнейшее помутнение раствора. По данному признаку можно судить о скорости химической реакции.

В три пробирки из бюретки наливается соответственно 1, 2, 3 мл раствора тиосульфата натрия, затем в первую пробирку добавляется 2 мл дистиллированной воды, во вторую – 1 мл, в третью ─ вода не добавляется. Таким образом, имеются три раствора с увеличивающейся концентрацией Na2S2O3.

Заметив время, в первую пробирку приливается 1 мл раствора серной кислоты, содержимое перемешивается и при наблюдении на темном фоне в проходящем свете отмечается время помутнения раствора. Число секунд, прошедшее от момента приливания кислоты (начало реакции) до помутнения указано на рис. 3.1. Аналогично выполняется опыт со второй и третьей пробирками.

Внесите в табл. 3.1 время помутнения раствора и рассчитаете относительную скорость реакции, разделив единицу на время помутнения.

Рис. 3.1. Схема проведения эксперимента по изучению влияния концентрации веществ на скорость химической реакции

Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия

Объем раствора, мл

Представьте результаты эксперимента в виде графика (рис. 3.2), отложив по оси абсцисс объём раствора тиосульфата натрия (концентрация), а по оси ординат – относительную скорость реакции.

Рис. 3.2. Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия

Запишите кинетическое уравнение реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.

Сделайте вывод о влиянии концентрации Na2S2O3 на скорость химической реакции.

Пример 3.4. Как изменится скорость реакции образования аммиака

N2 (газ) + 3 H2(газ) → 2 NH3 (газ),

если первоначальную концентрацию водорода увеличить в три раза?

Решение. Запишем кинетическое уравнение реакции

υ = k с (N2) · (с (Н2) )3.

При увеличении концентрации водорода в три раза кинетическое уравнение примет вид:

υ/ = k с (N2) · (3с (Н2) )3.

Отношение «υ/» к «υ» показывает во сколько раз увеличится скорость реакции:

Упражнение 3.8. Как изменится скорость сгорания метана

СН4 (г) + 2 О2 (г) → СО2 (г) + 2 Н2О (г),

если парциальные давления исходных веществ увеличить в два раза?

Кинетическое уравнение реакций с участием газообразных веществ может быть выражено не через концентрации, а через парциальные давления (р):

Пример 3.5. Для увеличения скорости обратной реакции

4 HCl (газ) + O2 (газ) 2 H2O (пар) + 2 Cl2 (газ)

в 16 раз парциальные давления продуктов реакции следует увеличить в ____ раз

Запишем кинетическое уравнение обратного процесса

.

Обозначим через «х» величину изменения парциального давления и запишем изменённое кинетическое уравнение

Отношение «υ/» к «υ» показывает во сколько раз увеличится скорость реакции:

υ/обратной реакции : υобратной реакции = х4.

По условию задачи эта величина равна 16-и, следовательно, х4 = 16 и х = 2.

Правильный ответ 4) 2.

Упражнение 3.9. Для увеличения скорости прямой реакции

2 NO (газ) + O2 (газ) ↔ 2 NO2 (газ) в 1000 раз необходимо увеличить давление в ____ раз.

Влияние температуры на скорость химической реакции

Зависимость скорости реакции от температуры изучается также на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Объёмы растворов берутся такими же, как в первой пробирке предыдущего опыта.

Вначале выполняется опыт при комнатной температуре (Т1), а затем при температуре на 20 0С выше (Т2), для чего пробирки с исходными растворами предварительно выдерживаются в водяной бане при температуре Т2 в течение 5–7 минут. Схема проведения эксперимента и полученные результаты представлены на рис. 3.3.

Рис. 3.3. Схема проведения эксперимента по изучению влияния температуры

на скорость химической реакции

Внесите в табл. 3.2 время помутнения раствора и рассчитаете относительную скорость реакции и температурный коэффициент «γ» (формула 3.5) и заполните таблицу 3.2.

Зависимость скорости реакции от температуры

Температура опыта, оС

скорости реакции, γ

Что характеризует «γ»? Сравнив экспериментальное значение температурного коэффициента с теоретическим значением, оцените точность эксперимента.

Пример 3.6. Температурный коэффициент реакции равен 3. При охлаждении сис-

темы от 500 С до300 скорость химической реакции …
1) уменьшится в 9 раз 2) увеличится в 9 раз 3) уменьшится в 6 раз 4) не изменится

.

Правильный ответ уменьшится в 9 раз.

Пример 3.7. Образец СаСО3 растворяется в соляной кислоте при 20 0С в течение 6 минут, при 40 0С – за 40 секунд. Температурный коэффициент реакции равен …

6 минут составляет 360 секунд. Температура увеличилась на 20 0С, скорость увеличилась в (360 : 40) = 9 раз. При изменении температуры на 10 0С скорость увеличится в три раза, т. е. температурный коэффициент равен трём.

Упражнение 3.10. Если температурный коэффициент реакции карбоната магния с кислотой равен 3 и при температуре 25 оС она заканчивается за 36 минут, то при температуре 45 оС время завершения будет равно _______ минут(ы).

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ УПРАЖНЕНИЯ

1. Основные факторы, от которых зависит скорость химических реакций:

1) природа реагирующих веществ и температура

2) в растворах: природа и концентрация реагирующих веществ, температура, присутствие катализатора

3) в газообразной системе: парциальные давления участников реакции, температура, присутствие катализатора 4) концентрация реагирующих веществ и температура

2. Если увеличить давление в 10 раз, то скорость прямой реакции

H2 (газ) + Br2 (газ)↔2 HBr (г),

при условии ее элементарности, увеличится в ____ раз.

3. Если скорость реакции увеличилась в 8 раз при повышении температуры на 30 0С, то температурный коэффициент скорости равен …..

3.3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить;

· лекцию «Химическое равновесие» [Часть 2 УМК, раздел 3.1];

· видеозапись лабораторной работы «Химическое равновесие» [Приложение к УМК: диск 1, работа 2].

Цель выполнения задания

· Усвоить механизм установления химического равновесия и его отличительные признаки.

· Рассмотреть влияние внешних условий на смещение химического равновесия.

Большинство химических процессов обратимы, т. е. наряду с прямой реакцией, по мере накопления продуктов реакции, начинает идти обратный процесс. Состояние равновесия наступает в тот момент, когда скорость прямой реакции станет равной скорости обратной реакции. Химический процесс при этом не прекращается, но концентрации всех веществ не меняются, называются равновесными и в кинетическом уравнении записываются в квадратных скобках.

Константа химического равновесия представляет собой отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции, а также отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ. Константа химического равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от концентрации.

Если под воздействием внешних факторов (изменения концентрации реагирующих веществ, температуры, давления) скорость прямой и обратной реакции изменяется в разной степени, то химическое равновесие нарушается (смещается):

а) при увеличении концентрации исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов, химическое равновесие смещается к исходным веществам;

б) при увеличении внешней температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (ΔrН > 0), а при уменьшении температуры − в сторону экзотермической реакции (ΔrН 0 – реакция эндотермическая). Если прямая реакция идет с выделением теплоты, то обратная – с поглощением.

Реакция йода с крахмалом сопровождается образованием окрашенного в синий цвет соединения. Схема проведения эксперимента и полученные результаты представлены на рис. 3.5.

В пробирку наливается 2–3 мл раствора крахмала и добавляется несколько капель раствора йода. Наблюдается образование соединения синего цвета. При нагревании пробирки окраска раствора исчезает, а при охлаждении – появляется. Таким образом, наблюдается смещение равновесия

охлаждение извне

нагревание извне

Рис. 3.5. Схема проведения эксперимента по изучению влияния изменения температуры на смещение химического равновесия

Используя принцип Ле Шателье, определите, с выделением или поглощением теплоты идет прямая реакция.

Укажите, в сторону какого процесса (экзотермического или эндотермического) смещается химическое равновесие: а) при повышении температуры, б) при понижении температуры.

Пример 3.8. Каким изменением внешних условий можно повысить полноту сгорания угля

2С (кристалл.) + О2 (газ) 2СО (газ) ; ∆rН 0

сместится в сторону продуктов реакции …

□ 1) при увеличении температуры □ 2) при увеличении парциального давления СО

□ 3) при уменьшении общего давления □ 4) при уменьшении концентрации SО3

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ УПРАЖНЕНИЯ

4. Равновесие в системе PCl3 (газ) + Cl2 (газ) PCl5 (пар) ; Δ r H = 113 кДж

сместится в сторону исходных веществ …

□ 1) при увеличении концентрации Cl2 □ 2) при увеличении общего давления

□ 3) при уменьшении температуры □ 4) при уменьшении общего давления

5. Равновесие в системе ZnO (кристалл.) + CO (газ) Zn (кристалл.) + CО2 (газ), ∆ r H > 0 сместится в сторону исходных веществ

□ 1) при увеличении общего давления □ 2) при уменьшении температуры □ 3) при увеличении парциального давления СО2 □ 4) при увеличении температуры

Задание 4. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

4.1. ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить:

· лекцию «Общие свойства растворов» [Часть 2 УМК, раздел 4.1]

Цель выполнения задания

· Ознакомиться со способами выражения состава растворов.

· Научиться вести простейшие расчёты по приготовлению растворов.

· Рассмотреть причины, приводящие к изменению температур кипения и замерзания растворов, а также суть осмоса.

Растворами называются гомогенные, самопроизвольно образовавшиеся системы переменного состава. Растворы состоят из растворителя и одного или нескольких растворённых веществ, особенно важное значение имеют водные растворы. Образование растворов ─ сложный физико-химический процесс, в котором наблюдаются как физические (непостоянство состава, диффузия), так и химические (образование неустойчивых соединений непостоянного состава) явления. Вся совокупность процессов, приводящих к появлению растворяемого вещества в растворе, называется сольватацией. Если растворителем является вода, то говорят о гидратации.

Состав раствора выражается через соотношение растворителя и растворённого вещества. Ниже приводятся наиболее часто используемые способы выражения состава раствора.

Например, 0,1 M HCl. (4.1)