Вопрос 2. Обратимость химической реакции. Химическое равновесие. Условия его смещения.

Ответ. Необратимая реакции - реакции, идущие в одном направлении и до конца , то есть до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

При протекании необратимых реакций образуется газ, осадок нерастворимого вещества или малодиссоциированное соединение (например, вода):

CaCO₃ + HCl = CaCl + H₂O + CO₂↑,

AlCl₃ + 3AgNO₃ = 3AgCl _{(осадок)}↓ + Al(NO₃)₃,

HCl + NaOH = NaCl + H₂O.

Обратимые реакции - химические реакции. Одновременно протекающие в двух взаимно противоположных направлениях. Образующиеся в ходе реакции продукты снова вступают друг с другом в реакцию, продуктами которой являются исходные вещества первой реакции:

CH₃OOH + C₂H₅OH CH₃COOC₂H₅ + H₂O,

N₂ + 3H₂ 2NH₃ + Q

Если скорость прямой и обратной реакции оказывается равными, то о системе говорят, что она находится в состоянии химического равновесия.

К системе, находящейся в состоянии равновесия, применим принцип А. Ле Шателье (принцип подвижного равновесия): если к системе, находящейся в состоянии равновесия, приложено внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то система реагирует таким образом, чтобы уменьшить это воздействие.

1. Если удаляется продукт реакции, положение равновесия системы сдвигается вправо, частично компенсируя уменьшение концентрации продукта.

2. Если добавляется реагент, положение равновесия системы также смещается вправо, что ускоряет расходование реагента.

3. Если систему нагреть, это приведет к смещению ее положения равновесия в сторону протекания эндотермической реакции, способной поглотить часть поступающего в систему тепла.

Эндотермическая реакция – реакция, идущая с поглощением тепла. Экзотермическая реакция – реакция, идущая с выделением тепла.

Реакция

CO₂ + C = 2CO↑ - Q

эндотермическая, поэтому при повышении температуры равновесие сместиться вправо (в сторону образования продукта).

4. При увеличении давления в газовой системе ее положение равновесия будет смещаться в сторону образования меньшего числа молекул газа, уменьшая тем самым давление в системе

N₂ + 3H₂ 2NH₃↑

В приведенную реакцию вступают четыре молекулы азота и водорода, а образуются только две молекулы аммиака. Следовательно, при повышении давления положение равновесия сместиться вправо (в сторону образования аммиака), так как объем продукта в 2 раза меньше объемов реагентов.

5. При добавлении катализаторов или ингибиторов равновесие не смещается; они только ускоряют наступление равновесия или замедляют его.

Вопрос 3. На 200г 10-% серной кислоты подействовали 24г Mg. Сколько литров водорода при этом выделяется, если выход реакции 90%?

Ответ.

Дано:

m (H₂SO₄) = 200г, Найти:

ω (H₂SO₄) = 10%, V (H₂) = ?

m (Mg) = 24г

Решение

m (H₂SO₄) = 200 *10/100 = 20г

20г (x₁ г) 24г x₂ л

H₂SO₄ + Mg = Mg SO₄ + Н₂↑.

v: 1 моль 1 моль 1 моль

M: 98 г/моль 24 г/моль –

Vм: - - 22,4 л/моль

X₁= 24(г) * 98(г/моль)/24(г/моль)=98 г, значит, H₂SO₄ содержится в недостатке.

X₂= V(H₂) = 22,4 * 20/98=4,57 л.

V_практ. (H₂) 4,57* 0,9= 4,11 л.

Ответ: V(H₂) = 4,11 л.

Билет № 6

Вопрос 1: Предельные углеводороды. Их строение и свойства. Основные направления промышленного использования метана.

Получение

1. Реакция Вюрца:

2C₂H₅I+2Na C₄H₁₀+2NaI.

2. Синтез из солей карбоновых кислот:

CH₃COONa+NaOH Na₂CO₃+CH₄↑.

3. Синтез из простых веществ:

C+2H₂ CH₄↑.

4. Разложение карбида алюминия водой:

Al₄C₃+12H₂O=4Al(OH)₃+3CH₄↑.

5. Гидрирование циклоалканов на катализаторе.

6. Из природных источников (природного и попутного газов, нефть, каменного угля).

7. Электоролиз по Кольбе:

2R-COONa+2H₂O R-R+2NaOH+2CO₂↑+H₂↑.

8. Синтез из угарного газа и водорода:

nCO+(2n+1)H₂ C_nH_2n+2+nH₂O.