Кинетическое уравнение для реакции сасо3 тв сао тв со2 г имеет вид (3 видео)

Содержание

Кинетическое уравнение для реакции сасо3 тв сао тв со2 г имеет вид
Как написать хороший ответ?
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. КАТАЛИЗ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Кинетическое уравнение для реакции сасо3 тв сао тв со2 г имеет вид
🎦 Видео

Видео:Влияние концентрации на скорость химических реакций. 10 класс.Скачать

Кинетическое уравнение для реакции сасо3 тв сао тв со2 г имеет вид

Вопрос по химии:

CaCO3(тв) — CaO(тв) + CO2(г) помогите расставить коэффициенты и написать кинематические уравнения

Трудности с пониманием предмета? Готовишься к экзаменам, ОГЭ или ЕГЭ?

Воспользуйся формой подбора репетитора и занимайся онлайн. Пробный урок — бесплатно!

Ответы и объяснения 2

так как это реакция разложения, значит энергия РАСХОДУЕТСЯ . и это пишется -Q

так как минус. значит это эндотермическое уравнение

СаСО3 => CaO + CO2 -Q

уравнение где указывается тепловой эффект ( Q) и есть кинематическое, или термохимическое

Уже ВСЕ коэффициенты расставлены тобой же! Одинаково атомов с обоих сторон!

Знаете ответ? Поделитесь им!

Как написать хороший ответ?

Чтобы добавить хороший ответ необходимо:

Отвечать достоверно на те вопросы, на которые знаете правильный ответ;
Писать подробно, чтобы ответ был исчерпывающий и не побуждал на дополнительные вопросы к нему;
Писать без грамматических, орфографических и пунктуационных ошибок.

Этого делать не стоит:

Копировать ответы со сторонних ресурсов. Хорошо ценятся уникальные и личные объяснения;
Отвечать не по сути: «Подумай сам(а)», «Легкотня», «Не знаю» и так далее;
Использовать мат — это неуважительно по отношению к пользователям;
Писать в ВЕРХНЕМ РЕГИСТРЕ.

Есть сомнения?

Не нашли подходящего ответа на вопрос или ответ отсутствует? Воспользуйтесь поиском по сайту, чтобы найти все ответы на похожие вопросы в разделе Химия.

Трудности с домашними заданиями? Не стесняйтесь попросить о помощи — смело задавайте вопросы!

Химия — одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их составе и строении, их свойствах, зависящих от состава и строения, их превращениях, ведущих к изменению состава — химических реакциях, а также о законах и закономерностях, которым эти превращения подчиняются.

Видео:Химическая кинетика. Скорость химической реакции | ХимияСкачать

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. КАТАЛИЗ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Скорость химических реакций. Катализ.Химическая кинетика изучает скорость химической реакции, которую определяют как изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени (τ) при постоянном реакционном объеме системы. Различают среднюю V_cpи истинную V скорости химической реакции. Для реакции R → Р среднюю скорость [моль/(л · с)] химической реакции можно записать:

а истинную скорость [моль/(л · с)] химической реакции по продукту Р как

где с_R и с_Р – концентрации реагирующего вещества (R) и продукта реакции (Р), соответственно моль/л.

Основные факторы, влияющие на скорость химической реакции: природа реагирующих веществ, их концентрация, давление (если в реакции участвуют газы), температура, катализатор, площадь поверхности раздела фаз (гетерогенные реакции).

Закон действия масс:скорость элементарной химической реакции при данной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях с показателями, равными стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции в общем виде:

ее скорость, согласно закону действия масс, выражается соотношением:

где c (А) иc(В) – молярные концентрации реагирующих веществ А и В;k – константа скорости данной реакции (равная V,если c (А) а = 1 иc(В) b = 1и зависящая от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора, площади поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций).

Гетерогенные реакции идут на поверхности раздела фаз, которая и служит реакционным пространством (поверхностью). Поэтому первой особенностью кинетики этих реакций является влияние площади реакционной поверхности на скорость реакции.Если суммарная площадь поверхности равна S, то общая скорость гетерогенной реакции первого порядка описывается уравнением

где c – концентрация реагента (газообразного или жидкого).

Для гетерогенных реакций в кинетическое уравнение входят только концентрации газообразных и растворенных веществ, так, для реакции горения серы

уравнение скорости имеет вид

Единица измерения скорости гетерогенной реакции – моль·с -1 . Если в реакции непосредственно участвует твердое вещество, то в кинетическое уравнение не входит его концентрация, так как она постоянна.Роль твердого тела в кинетике отражается путем введения площади его поверхности, на которой идет реакция, в кинетическое уравнение. Например, кинетика гетерогенной реакции

Иногда важно знать удельную скорость реакции, отнесенную к единице площади реакционной поверхности

В единицу измерения удельной скорости реакции входит единица измерения площади, например

В ходе реакции уменьшается концентрация реагента в зоне реакции c_S по сравнению с его концентрацией в объеме c_V из-за расхода реагента, поэтому в уравнение скорости реакции входит концентрация реагента в зоне реакции c_S

Скорость гетерогенной химической реакции зависит от скорости подвода реагента в зону химической реакции.

Наибольшее изменение концентрации реагента происходит в тонком слое около реакционной поверхности, называемом диффузионным слоем. Перенос вещества в этом слое осуществляется, в основном, за счет диффузии. Скорость диффузии в этом слое V_Д в наиболее простом виде описывается уравнением

где D–коэффициент диффузии, м 2 с -1 ; δ – толщина диффузионного слоя.

Коэффициент диффузии, в основном, зависит от температуры, а также от природы реагентов и среды. Толщина диффузионного слоя уменьшается при перемешивании, соответственно перемешивание способствует увеличению скорости подвода реагентов.

Правило Вант-Гоффа. При повышении температуры на 10 К скорость реакции увеличивается в 2-4 раза

V₂ = V₁· , (4.14)

где V₂ и V₁ – скорости реакции при температурах Т₂ и Т₁;γ –коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих реакций γ лежит в пределах 2–4.

k = k₀ , (4.15)

где k – константа скорости реакции; k₀ – предэкспоненциальный множитель; е – основание натурального логарифма; Е_а –постоянная, называемая энергией активации, зависящая от природы реакции.

Значения Е_а для химических реакций лежат в пределах 40 – 400кДж/моль. Если Е_а 100 кДж,тоскорость реакции неизмеримо мала иинтервалу 50 -13 с). При распаде «активированного» комплекса образуются либо продукты реакции, либо исходные вещества. Для образования «активированного» переходного комплекса необходима энергия.

Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации.

Возможность образования активированного комплекса, а соответственно и химического взаимодействия, определяется энергией молекул. Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. Доля их в системе зависит от температуры – с увеличением температуры растет доля молекул, энергия которых равна или выше энергии активации Е_а, соответственно растет доля молекул, способных к активным столкновениям с образованием активированного комплекса, т.е. происходит ускорение реакции. Чем выше энергия активации, тем, очевидно, меньше доля частиц, способных к активному взаимодействию. Экзотермические реакции протекают с меньшей энергией активации, чем эндотермические. Высокая энергия активации, или как иногда говорят, высокий энергетический барьер, является причиной того, что многие химические реакции при невысоких температурах не протекают, хотя и принципиально возможны (ΔG -9 .

Таким образом, предэкспоненциальный множитель отражает частоту столкновения и ориентацию реагирующих частиц. Принципиально возможная реакция протекает при соблюдении двух условий: достаточной энергии и надлежащей ориентации частиц.

Наиболее мощным средством интенсификации химических реакций является применение катализаторов, т.е. веществ, которые ускоряют химические реакции, но сами не претерпевают химических превращений.

Явление изменения скорости реакции под воздействием катализаторов называется катализом.

Кроме способности ускорять реакции, многие катализаторы обладают селективностью (избирательностью). Под влиянием катализаторов реакции могут протекать избирательно, т.е. с увеличением выхода определенных продуктов. Например, этанол в присутствии оксидов алюминия и тория разлагается на этилен и воду, а в присутствии никеля, железа, серебра или меди – на ацетальдегид и водород.

Каталитическая активность, т.е. способность ускорения реакции, многих катализаторов возрастает при добавлении небольших количеств некоторых веществ, называемых промоторами, которые без катализатора могут быть каталитически неактивными. Например, скорость окисления SO₂ на катализаторе оксиде ванадия V₂O₅ возрастает в сотни раз при добавлении в систему сульфатов щелочных металлов.

В тоже время имеются вещества, которые снижают каталитическую активность. Их называют каталитическими ядами. Например, каталитическими ядами платиновых катализаторов являются соединения серы, мышьяка, ртуть.

Следует отметить еще одну очень важную особенность катализаторов. Они не влияют на термодинамику реакции, т.е. не изменяют энтальпию и энергию Гиббса реакции. Если энергия Гиббса реакции положительна, то в присутствии катализаторов она не станет самопроизвольной. Катализаторы могут ускорять наступление химического равновесия, но не влияют на константу равновесия. Катализатор способствует увеличению константы скорости химической реакции. Константа равновесия равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций и от катализатора не зависит, следовательно, катализатор в одинаковой степени влияет на константу скоростей прямой и обратной реакций.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ.Катализаторы, которые находятся в системе в том же фазовом состоянии, что и реагенты, называются гомогенными. Механизм гомогенного катализа можно объяснить на основе теории промежуточных соединений. Согласно этой теории, катализатор образует с реагентами промежуточные соединения, причем разложение последнего является лимитирующей стадией, что приводит к уменьшению энергии активации реакции.

К гомогенным каталитическим реакциям относятся:

2SO₂ (г) + О₂ (г) 2SO₃ (г);

СН₃СНОНСН₃ (р) СН₃СН = СН₂ + Н₂О.

Если катализаторы и реагенты находятся в разных фазах и имеют границу раздела, то катализ называется гетерогенным:

N₂ (г) + 3Н₂ (г) 2NH₃ (г);

СН₂=СН₂ (г) + Н₂ (г) С₂Н₆ (г).

Гетерогенными обычно являются твердые катализаторы, на поверхности которых реагируют газообразные или жидкие вещества. Суммарная скорость химического превращения на гетерогенном катализаторе зависит от площади его поверхности, поэтому обычно применяются катализаторы с развитой поверхностью или катализаторы, нанесенные на подложки с большой площадью поверхности (пористые угли, силикаты и др.).

Каталитический, как и любой гетерогенный процесс, включает стадию подвода реагентов в зону реакции. Если процесс лимитируется стадией переноса реагента, то применение активного катализатора теряет смысл, поэтому гетерогенные катализаторы применяют лишь для процессов, которые не лимитируются стадией переноса реагентов или продуктов реакции.

Механизм каталитических гетерогенных реакций очень сложен и зависит от природы реакции. Все каталитические гетерогенные реакции включают в себя стадии адсорбции и десорбции. Различают два типа адсорбции в зависимости от теплоты, выделяющейся при этом. При тепловом эффекте, меньшем 40 кДж/моль, говорят о физической адсорбции; при выделении более 80 кДж/моль, что соответствует энергиям химических связей, говорят о химической адсорбции (хемосорбции).Реакция идет не на всей поверхности, а на активных центрах, т.е. на участках, на которых обеспечиваются оптимальные условия реакции. Кристаллическое вещество может служить катализатором, если атомы, составляющие его поверхность, располагаются таким образом, что молекулы реагентов укладываются между ними в нужном сочетании и с благоприятной ориентацией. Для большей эффективности гетерогенного катализатора необходимо, чтобы он обладал высоко развитой поверхностью. Удельную поверхность катализатора увеличивают, применяя его в виде тонкоизмельченного порошка. Для уменьшения механических потерь катализатора в виде пыли часто применяют трегеры –высокопористые инертные носители (асбест, пемза и т. п.), поверхность которых покрывают слоем катализатора.

Химическое равновесие. Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для обратимой реакции

тА+ nВ рС+ qD (4.23)

константа химического равновесия

где [С], [D], [А], [В] – равновесные концентрации.

В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой химического равновесия.

В выражение константы равновесия, как и в выражение скорости реакции, не входят концентрации веществ, образующих конденсированные фазы или присутствующих в большом избытке. Например, для реакции:

Fe₃O₄ (т) + 4Н₂ (г) 3Fe (т) + 4Н₂О (г) (4.25)

(4.27)

где , – равновесные парциальные давлениягазообразных веществ.

где Δν –изменение числа молей газообразных веществ.

Энергия Гиббса химической реакции связана с константой равновесия

ΔG = –2,3RTlg К_С. (4.31)

Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.

Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.

Принцип Ле Шателье следует из закона действующих масс. Если система находится при постоянной температуре, то константа равновесия при внешних воздействиях остается постоянной. Поэтому любое изменение равновесных концентраций (парциальных давлений) одного или нескольких веществ должно приводить к такому изменению равновесных концентраций (парциальных давлений) других веществ, чтобы соблюдалось постоянство константы равновесия.

1. Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы. При увеличении концентрации одного из компонентов равновесие системы нарушается. При этом ускорится реакция его расходования. Процесс будет протекать до тех пор, пока не установится новое равновесие. Новые равновесные концентрации всех компонентов будут такими, чтобы соотношение между ними, определяемое константой равновесия, оставалось постоянным.

2. Влияние общего давления в системе. Если в результате реакции изменяется число молей газообразных веществ, то изменение общего давления в системе вызывает смещение равновесия. В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение общего давления в системе вызывает смещение равновесия в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления.

3. Влияние температуры. С увеличением температуры равновесие смещается в сторону эндотермических реакций, т.е. реакций, протекание которых обеспечивает поглощение теплоты.

ОТВЕТИТЬ НА КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Что изучает химическая термодинамика?

2. Определите понятия функций состояния химической системы.

3. Перечислите параметры состояния химической системы.

4. Что принимается за исходное и конечное состояние химической системы?

5. Как сформулировать I закон термодинамики применительно к химической системе?

6. Сформулируйте закон Гесса как следствие I закона термодинамики для химической системы.

7. Как можно подсчитать тепловой эффект химической реакции, если известны теплоты образования исходных веществ и продуктов реакции?

8. Какие реакции называют гомогенными, какие гетерогенными?

9. От каких факторов зависит скорость химической реакции?

10. Как формулируется закон действующих масс? К каким системам он применим?

11. Чем отличается запись кинетического уравнения для гомогенных реакций от гетерогенных?

12. Напишите кинетические уравнения для следующих химических реакций, протекающих в гомогенной системе:

13. Напишите кинетические уравнения для следующих химических реакций, протекающих в гетерогенной системе:

14. Какой физический смысл константы скорости химической реакции? От каких факторов она зависит?

15. Чем объясняется увеличение скорости реакции с ростом температуры?

16. Что называется энергией активации?

17. Каким правилом определяется зависимость скорости реакции от температуры?

18. Что показывает температурный коэффициент скорости химической реакции?

19. Что такое катализ?

20. Почему катализатор увеличивает скорость реакции?

Видео:Решение задач на термохимические уравнения. 8 класс.Скачать

Кинетическое уравнение для реакции сасо3 тв сао тв со2 г имеет вид

Реакция при температуре 30°С протекает за 2 мин 40 с, а при температуре 70°С эта же реакция протекает за 10 с. Определите температурный коэффициент данной реакции.

Разложение карбоната кальция при нагревании протекает по уравнению:

СаСО₃(тв) → СаО(тв) + СО₂(г). Укажите кинетическое уравнение скорости прямой реакции.

В живых системах присутствуют вещества, представляющие собой специфические белки, которые выполняют каталитические функции. Определите название этих веществ.

Реакция образования иодоводорода протекает по уравнению:

Н₂ + I₂ → 2 НI. Определите общий порядок указанной реакции.

В случае мономолекулярных реакций число частиц, принимающих участие в элементарном акте столкновения, равно единице. Определите реакцию такого типа.

При взаимодействии угарного газа с хлором образуется хлористый карбонил CО(г) + Cl₂(г) → COCl₂(г). Укажите, как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию исходных веществ в 3 раза.

A. Уменьшится в 5 раз

B. Уменьшится в 9 раз

C. Увеличится в 5 раз

D. *Увеличится в 9 раз

E. Увеличится в 15 раз

Во всех реакциях между реагентами и продуктами существует некоторое переходное состояние или переходный (активированный) комплекс. Укажите правильное определение данного понятия.

A. *Уже не реагенты, но еще не продукты;

B. Продукт, полученный под воздействием излучения;

C. Продукт, полученный под воздействием фотосинтеза;

D. Реагент, обладающий самой низкой энтальпией образования;

E. Реагент, обладающий самой высокой энтальпией образования.

Необходимая для различных биохимических реакций энергия выделяется при расщеплении макроэргических связей. Укажите, при гидролизе какого соединения выделяется эта энергия.

F. Фосфорная кислота

H. Азотная кислота

J. Глюконат кальция

Равновесный процесс протекает по уравнению: N₂ + 3H₂ ↔ 2 NH₃ ( ∆Н х [B] у . Укажите, чему равен общий порядок реакции в указанном уравнении.

Реакция окисления сероводорода протекает по уравнению:

Укажите, как изменится скорость данной реакции, если увеличить концентрацию кислорода в 4 раза.

F. Увеличится в 2 раза

G. Увеличится в 4 раза

H. Увеличится в 10 раз

I. Уменьшится в 16 раз

J. *Увеличится в 64 раз

При повышении температуры скорость некоторой реакции возросла в 27 раз (температурный коэффициент γ равен 3). Укажите, на сколько градусов была повышена температура.

Ученый С. Аррениус вывел уравнение, которое устанавливает связь между определенными величинами. Укажите эту связь между соответствующими величинами

F. Температура, давление, энергия активации

G. Константа скорости, объем, концентрация

H. *Константа скорости, энергия активации, температура

I. Универсальная газовая постоянная, объем, давление

J. Молярная концентрация веществ, давление, энергия активации

В гомогенной системе реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии. Укажите систему, которая относится к данному типу.

В каталитическом процессе могут принимать участие вещества, замедляющие ход химических реакций, участвующие в промежуточных стадиях, но регенерирующие к моменту образования продуктов. Определите название данных веществ.

Реакция разложения карбоната кальция протекает по уравнению:

СаСО₃ → СаО +СО₂. Определите общий порядок указанной реакции.

Основным понятием химической кинетики является скорость химической реакции. Укажите общий вид математического выражения данной величины при постоянном объёме системы.

Реакция Cl _{2 (г)} + CO _(г)↔ COCl _{2 (г)} (∆Н>0) протекает в замкнутом объёме. Укажите условие, при котором равновесие данной реакции сместится в сторону исходных веществ.

F. Увеличение концентрации CO

G. Увеличение концентрации Cl ₂

H. Увеличение давления

I. *Уменьшение температуры

J. Увеличение температуры

При введении в реакционный объём катализатора скорость некоторой реакции возрастает. Укажите процесс, сопровождающий данное явление.

F. *Уменьшение энергии активации ;

G. Увеличение энергии активации;

H. Возрастание числа столкновений;

I. Увеличение числа активных молекул;

Е. Увеличение средней кинетической энергии молекул

Температурный коэффициент некоторой реакции равен 3, начальная скорость реакции 4 моль /(л сек). Определите скорость этой реакции при повышении температуры на 40°С.

Уравнение диссоциации угольной кислоты по первой стадии имеет вид: Н₂СО₃ ↔ Н + + НСО₃ — Укажите уравнение, которое выражает закон действующих масс для прямой реакции.

Для увеличения выхода продуктов некоторых реакций применяется повышение давления в системе. Укажите процесс, в котором данное условие является необходимым.

В системе 2NО(г)+О₂(г)↔2NO₂(г) равновестные концентрации веществ: [NO]=0,2М, [О₂ ] = 0,3М, [NO] = 0,4М. Определите величину константы равновесия для данной реакции.

Константа Михаэлиса являются количественной характеристикой ферментативной реакции при определенных условиях. Укажите параметр, необходимый для расчета значений этой константы.

Температурный коэффициент некоторой реакции равен 2. Укажите, во сколько раз увеличится скорость данной химической реакции при повышении температуры реакции на 40°С.

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций называется константой равновесия данной реакции. Укажите, что характеризует эта константа.

E. Строение молекул реагирующих веществ

F. *Смещение равновесия в системе

G. Концентрацию реагирующих веществ

H. Химическую активность молекул

Е. Температуру в системе

В необратимых реакциях исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции. Укажите реакцию такого типа.

Е. Нb + O₂ → Нb∙O₂ , где Нb – гемоглобин, Нb∙O₂ – оксигемоглобин

Добавление в систему катализатора способствует изменению скорости химической реакции. Укажите изменения величины энергии активации системы (Е_а) , сопровождающие данный процесс.

F. E_a не изменяется

G. Уменьшение с последующим увеличением

H. Увеличение с последующим уменьшением

Ферменты, катализирующие химические процессы в биологических системах, обладают высокой субстратной специфичностью. Укажите фактор, от которого зависит данное свойство ферментов.

E. Значение рН среды, в которой работает фермент

G. Концентрация субстрата

H. Концентрация фермента

Е. *Пространственное строение активного центра фермента

В организме человека возможно протекание следующей реакции:

С₆Н₁₂О₆ + 6О₂ → 6СО₂ + 6Н₂О. Укажите уравнение зависимости скорости данной реакции от концентрации реагирующих веществ.

При повышении температуры в системе скорость реакции увеличилась в 27 раз при температурном коэффициенте, равном 3. Укажите, на сколько градусов произошло повышение температуры.

В лаборатории для установления направления протекания химических процессов исследования проводили при стандартных условиях. Укажите концентрацию, которая соответствует этим условиям в единице измерения моль/л.

Кинетическое уравнение скорости отражает

общий порядок химической реакции. Укажите общий вид данного уравнения для реакций второго порядка.

Молекулярность реакции — это минимальное число молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. Укажите реакцию, для которой эта величина имеет максимальное значение.

Для характеристики смещения равновесия биохимических процессов пользуются значением величины константы равновесия К_р. Укажите значение данной константы, при котором обратимые реакции протекают с наиболее полным превращением исходных веществ в продукты реакции.