Приведите пример показывающий что знание закономерностей протекания химических реакций позволяет

Опорный конспект по химии на тему «Закономерности протекания химических реакций» (11 класс)

Закономерности протекания химических реакций.

Сущность химической реакции — разрыв одних связей (энергия затрачивается Е _реаг ) и образование других связей (энергия выделяется Е _прод ).

Энергия, которая выделяется или поглощается в химической реакции между определенными количе­ствами исходных веществ, называется тепловым эф­фектом химической реакции.

Тепловой эффект реакции образования 1 моль со­единения из простых веществ, устойчивых в стан­дартных условиях (25 °С, 1 атм), — теплота образова­ния соединения ( Q _{o 6 p} ).

v гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени в единице объема ( V ):

где ∆ v / V = ∆ С (изменение концентрации),

v гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности соприкосновения веществ ( S ):

где ∆ v — изменение количества вещества (реагента или продукта), моль, ∆ t — интервал времени, с, мин.

Факторы, влияющие на v (количество соударе­ний частиц и их эффективность).

1) Природа реагентов: состав, строение => энергия активации Е _а .

Е _а — избыток энергии (по сравнению со средней), необходимый для эффективного соударения реаги­рующих частиц.

2) Температура: при ↑ t на каждый 10 °С, v ↑ в 2 — 4 раза (правило Вант-Гоффа). При ↑ t , ↑ количество активных частиц (с E _а ) и их эффективных соударе­ний.

3) Концентрация: чем больше, тем чаще про­исходят соударения и v ↑. При постоянной t для реакции

4) Катализаторы — вещества, которые изменяют

• Катализаторы остаются неизменными по оконча­нию реакции.

• Катализ — влияние катализатора на v .

• Реакции в присутствии катализатора каталити­ческие.

Механизм действия катализатора.

• Ферменты — биологические К, по природе белки.

• Ингибиторы — вещества, которые ↓ v .

5) Для гетерогенных реакций v зависит также:

• от состояния поверхности,

• от характера образующихся продуктов,

• от подвода исходных веществ и отвода продуктов и др.

1. Необратимые реакции про­текают только в одном направле­нии (реакции ионного обмена с ↑, ↓, мдс , реакции горения и неко­торые другие).

Обратимые реакции при одних и тех же условиях протекают в противоположных направлениях:

2. Состояние обратимой реакции, при котором v _пр = v _обр => химическое равновесие. Химическое равновесие — ди­намическое. Концентрации всех веществ неизменные или равновесные [ ]. При данной t и p

Способы смещения равновесия.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находя­щуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t , p , С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие.

2) при ↑ р (для газов) — в сторону меньшего V , при ↓ p — в сторону большего V ;

3) при ↑ t — в сторону эндотермической реакции, при ↓ t — в сторону экзотермической реакции.

Катализатор не смещает равновесие, но ускоряет его достижение

Классификация химических реакций.

Химические реакции — это явления, при которых из одних веществ получаются другие. Химические реакции можно классифицировать по разным призна­кам.

Возможны и другие классификации — по скорости, механизму (ионные, радикальные) и др. Одну и ту же химическую реакцию можно отнести одновременно к разным типам:

Некоторые реакции не удается классифицировать по всем признакам:

Источник

Закономерности протекания химических реакций. Обобщение

Описание разработки

Цели урока:

Обобщить сведения о закономерностях протекания химических реакций, повторить понятия скорости химических реакций, химического равновесия, актуализировать и углубить знания о зависимости скорости гомогенных и гетерогенных реакций от различных факторов, закрепить полученные знания решением задач на вычисление равновесных и исходных концентраций реагирующих веществ; на нахождение константы равновесия. Видеть и применять «динамическое равновесие» не только для химических, но и для процессов, происходящих в природе. Осуществление межпредметного взаимодействия. Развитие межличностных отношений. Развивать коммуникативную компетентность, а так же компетентность разрешения проблем, самостоятельность при выполнении заданий.

Оборудование: интерактивная и магнитная доска, компьютер, штатив с пробирками и реактивы.

Формы работы: групповая, индивидуальная

Методы: модельный, проблемный, исследовательский.

Ход урока:

Орг. момент: приветствие, проверка готовности к уроку, сообщение темы урока, учащиеся самостоятельно называют цель и задачи урока.

Проверка знаний у учащихся

Блиц – опрос по терминам главы: кинетика, скорость химической реакции, скорость гетерогенной реакции, скорость гомогенной реакции, стадии гетерогенной реакции, лимитирующая стадия, факторы скорости химической реакции, катализатор, ингибитор, катализ, автокатализ, каталитические химические реакции, гомогенный катализ, гетерогенный катализ, адсорбция, адсорбенты, ферменты,

Блиц – опрос по теориям и правилам: правило Вант-Гофа, закон действующих масс, теория активного столкновения Сванте Аррениуса, теория промежуточных соединений, адсорбционная теория катализа.

Задание у доски: работа на знание формул (скорость химической реакции, скорости гомогенной и гетерогенной реакции, закон действующих масс, правило Вант-Гофа, теория активного столкновения Сванте Аррениуса )

Индивидуальное задание – эксперимент, по партам 2 группы получают реактивы и задания, выполняют его (цинк в порошке и гранулах и азотная кислота – 1группа, азотная и фосфорная кислота и цинк в гранулах). Задание: Определить в какой пробирке идет реакция быстрее и объяснить от какого фактора это зависит в данном конкретном случае, записать соответствующие уравнения реакций.

Задание на местах для всего класса, учащиеся должны определить факторы, от которых зависит скорость реакции (учащимся даются данные только 2 графы, остальные они сами заполняют ) – смотрите документ

А теперь попробуем решать задачи с понятиями химического равновесия, изменения скорости химических реакций и факторов, влияющих на него.

Ответ. При увеличении концентрации реагента в 3 раза скорость реакции возросла в 9 раз.

Задача 4. Определите, как изменится скорость реакции синтеза аммиака из простых веществ при увеличении их концентрации в 3 раза.

υ₂ = k * 3x * (3y) 3 υ₂ = 81 k * x * y 3 υ₂/υ₁ = 81 k * x * y 3 /k * x* y 3 υ₂/υ₁ = 81

Ответ: скорость реакции возрастёт в 81 раз.

Задача 5. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции между газообразными соединениями, происходящей по уравнению:

Если давление исходной смеси газов увеличить в два раза.

Ответ: в результате увеличения давления в зоне реакции скорость химической реакции возрастёт в 8 раз.

Задача 6. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции между газообразными соединениями, происходящей по уравнению:

Если давление исходной смеси газов увеличить в три раза.

Ответ: в результате увеличения давления в зоне реакции скорость химической реакции возрастёт в 27 раз.

Задача 7. Как изменится скорость образования оксида азота (IV) в соответствии с реакцией:

Если давление в системе увеличить в четыре раза, а температуру оставить неизменной.

Ответ: в результате увеличения давления в зоне реакции скорость химической реакции возрастёт в 64 раза.

Задача 8. Определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 10 ғС до 50 ғC, если температурный коэффициент реакции равен 3.

Решение- смотрите документ

Задача 9. 2Н 2 (г) + О 2 (г) —> 2Н 2 О (г)

Как изменится скорость этой реакции, если концентрацию каждого из исходных веществ увеличить в 2 раза?

Решение.- смотрите документ

Сравним с уравнением (1) – скорость увеличилась в 8 раз.

Закрепление знаний: учащиеся самостоятельно говорят о том, что они сегодня узнали нового.

Домашнее задание: глава 4 повторить, подготовиться к контрольной работе.

Итог урока.

Содержимое разработки

Учитель: Холод Наталья Александровна

Тема: Обобщение знаний по изученной главе «Закономерности протекания химических реакций»

Цели урока: Обобщить сведения о закономерностях протекания химических реакций, повторить понятия скорости химических реакций, химического равновесия, актуализировать и углубить знания о зависимости скорости гомогенных и гетерогенных реакций от различных факторов, закрепить полученные знания решением задач на вычисление равновесных и исходных концентраций реагирующих веществ; на нахождение константы равновесия. Видеть и применять «динамическое равновесие» не только для химических, но и для процессов, происходящих в природе. Осуществление межпредметного взаимодействия. Развитие межличностных отношений. Развивать коммуникативную компетентность, а так же компетентность разрешения проблем, самостоятельность при выполнении заданий.

Оборудование: интерактивная и магнитная доска, компьютер, штатив с пробирками и реактивы.

Формы работы: групповая, индивидуальная

Методы: модельный, проблемный, исследовательский.

Орг. момент: приветствие, проверка готовности к уроку, сообщение темы урока, учащиеся самостоятельно называют цель и задачи урока.

Проверка знаний у учащихся

Блиц – опрос по терминам главы: кинетика, скорость химической реакции, скорость гетерогенной реакции, скорость гомогенной реакции, стадии гетерогенной реакции, лимитирующая стадия, факторы скорости химической реакции, катализатор, ингибитор, катализ, автокатализ, каталитические химические реакции, гомогенный катализ, гетерогенный катализ, адсорбция, адсорбенты, ферменты,

Блиц – опрос по теориям и правилам: правило Вант-Гофа, закон действующих масс, теория активного столкновения Сванте Аррениуса, теория промежуточных соединений, адсорбционная теория катализа.

Задание у доски: работа на знание формул (скорость химической реакции, скорости гомогенной и гетерогенной реакции, закон действующих масс, правило Вант-Гофа, теория активного столкновения Сванте Аррениуса )

Индивидуальное задание – эксперимент, по партам 2 группы получают реактивы и задания, выполняют его (цинк в порошке и гранулах и азотная кислота – 1группа, азотная и фосфорная кислота и цинк в гранулах). Задание: Определить в какой пробирке идет реакция быстрее и объяснить от какого фактора это зависит в данном конкретном случае, записать соответствующие уравнения реакций.

Задание на местах для всего класса, учащиеся должны определить факторы, от которых зависит скорость реакции (учащимся даются данные только 2 графы, остальные они сами заполняют )

Природа реагирующих веществ

HCl Уксусная кислота
+ Zn + Zn

Чем активнее вещество, вступающее в реакцию, тем быстрее идет эта реакция.

Концентрация реагирующих веществ

Чем больше концентрация реагирующих веществ, тем выше скорость химической реакции.
Реакции между ионами протекают мгновенно.

Площадь соприкосновения реагирующих веществ.

Fe (порошок) Fe (кнопка)
+ HCl +HCl

Чем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ, тем выше скорость химической реакции.

При нагревании скорость химической реакции повышается.

Присутствие некоторых веществ

Катализаторы – вещества, ускоряющие скорость химической реакции.
Ингибиторы замедляют скорость химической реакции.

А теперь попробуем решать задачи с понятиями химического равновесия, изменения скорости химических реакций и факторов, влияющих на него.

Решение. Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:

Скорость реакции определяется как изменение концентрации участвующего в ней вещества, отнесенной к промежутку времени, за который произошло это изменение, а именно:

Решение. Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:

Скорость реакции определяется как произведение константы скорости и концентраций реагентов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции:

Решение. Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:

Скорость реакции определяется как произведение константы скорости и концентраций реагентов в квадрате (соответственно стехиометрическому коэффициенту при . OH). Отношение скоростей реакции в первом и втором случае:

Ответ. При увеличении концентрации реагента в 3 раза скорость реакции возросла в 9 раз.

Задача 4. Определите, как изменится скорость реакции синтеза аммиака из простых веществ при увеличении их концентрации в 3 раза.

Ответ: скорость реакции возрастёт в 81 раз.

Задача 5. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции между газообразными соединениями, происходящей по уравнению:

Если давление исходной смеси газов увеличить в два раза.

Ответ: в результате увеличения давления в зоне реакции скорость химической реакции возрастёт в 8 раз.

Задача 6. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции между газообразными соединениями, происходящей по уравнению:

Если давление исходной смеси газов увеличить в три раза.

Ответ: в результате увеличения давления в зоне реакции скорость химической реакции возрастёт в 27 раз.

Задача 7. Как изменится скорость образования оксида азота (IV) в соответствии с реакцией:

Если давление в системе увеличить в четыре раза, а температуру оставить неизменной.

Ответ: в результате увеличения давления в зоне реакции скорость химической реакции возрастёт в 64 раза.

Задача 8. Определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 10 ғС до 50 ғC, если температурный коэффициент реакции равен 3.

Задача 9. 2Н 2 (г) + О 2 (г) — 2Н 2 О (г)

= k [H₂] 2 • [O₂]

Как изменится скорость этой реакции, если концентрацию каждого из исходных веществ увеличить в 2 раза?

₁ = k(2[H₂]) 2 • (2[O₂]);

2[H₂] и 2[O₂] – новые концентрации исходных веществ.

₁ = k 4 [H₂] 2 • 2[O₂]

₁ = 8k[H₂] 2 • [O₂].

Сравним с уравнением (1) – скорость увеличилась в 8 раз.

₂ = ₁ •2 100 –50 ₁₀; ₂= ₁ •2 5

то есть скорость химической реакции увеличится в 32 раза.

В двух одинаковых сосудах за 10 с получили: в первом – 22,4л Н₂. Где скорость химической реакции больше? Во сколько раз?

За 10 с концентрация исходного вещества изменилась от 1 моль/л. до 0,5 моль/л. Вычислить среднюю скорость этой реакции.

Чему равен температурный коэффициент реакции, если при t о : 30 о — 60 о скорость реакции увеличилась в 64 раза?

Во сколько раз возрастет скорость реакции взаимодействия оксида углерода (II) с кислородом, если концентрации исходных веществ увеличить в три раза?

Во сколько раз возрастет скорость химической реакции при повышении температуры на 40 о С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 30 о С, если  = 4?

На сколько градусов следует повысить температуру, чтобы константа скорости реакции выросла в 32 раза ( = 2)?

При повышении температуры с 20 о С до 60 о С скорость реакции возрастает в 150 раз. Вычислите температурный коэффициент реакции.

Температурный коэффициент газовой реакции 2А + В = С равен 3. Как изменится константа скорости реакции при повышении температуры от 20 о С до 80 о С и одновременном увеличении давления в 2 раза?

2 л раствора вещества А (концентрация 0,6 моль/л) смешали для реакции с 3 л раствора вещества Б (1 моль/л). Какова начальная концентрация веществ А и Б в полученном растворе?

Оксид азота (II) NO окисляется кислородом О₂ с образованием оксида азота (IV) NO₂ (в газовой фазе). Кинетическое уравнение этой реакции соответствует полному химическому уравнению. Как изменится скорость реакции, если давление увеличить в два раза? Исследуйте задачу: убедитесь в том, что ответ не зависит от молярного соотношения реагентов.

Реакция А + Б = В является бимолекулярной. Начальные концентрации веществ таковы: [А]_н = 2,5 моль/л, [Б]_н = 1,5 моль/л. Константа скорости реакции k = 0,8 л/моль . сек. Вычислите концентрацию вещества [А] и скорость реакции к моменту, когда концентрация вещества [Б] составит 0,5 моль/л.

Реакция 2А + Б = В является тримолекулярной. Начальные концентрации веществ таковы: [А]_н = 2,5 моль/л, [Б]_н = 1,5 моль/л. Константа скорости реакции k = 0,8 л 2 /моль 2 . сек. Вычислите концентрацию вещества [А] и скорость реакции к моменту, когда концентрация вещества [Б] составит 0,5 моль/л.

Как изменится скорость реакции синтеза аммиака из азота и водорода, если увеличить давление в 4 раза?

При повышении температуры реакционной смеси от 20 до 30 градусов скорость некоторой реакции увеличилась в 3,5 раза. Как изменится скорость этой же реакции при повышении температуры от 20 до 55 градусов?

При повышении температуры в реакторе на 20 градусов скорость химической реакции возросла в 6,5 раза. Как изменится скорость, если снизить температуру на 30 градусов?

Как изменится скорость реакции горения серы, если объем системы уменьшить в 5 раз?

Как изменится скорость реакции между угарным газом и кислородом, если концентрацию угарного газа увеличить в 5 раз?

Скорость химической реакции при повышении температуры на 10 градусов увеличивается в 2,5 раза. Во сколько возрастет скорость реакции при увеличении температуры на 5 градусов?

Скорость химической реакции при повышении температуры на 10 градусов увеличивается в 3 раза. Во сколько возрастет скорость реакции при увеличении температуры на 150 градусов?

Скорость химической реакции при повышении температуры на 50 градусов увеличивается в 1200 раза. Вычислите температурный коэффициент реакции.

Как изменится скорость реакции при увеличении температуры на 40 градусов, если температурный коэффициент равен 3?

Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40 до 200 градусов, если принять, что температурный коэффициент скорости равен 2?

Как изменится скорость реакции А₂ + 2Б = 2АБ, протекающий непосредственно между молекулами в закрытом сосуде, если увеличить давление в 6 раз.

Как изменится скорость реакции взаимодействия оксида азота (!!) с кислородом, если увеличить концентрацию оксида азота (!!) в 3 раза?

Закрепление знаний: учащиеся самостоятельно говорят о том, что они сегодня узнали нового.

Домашнее задание: глава 4 повторить, подготовиться к контрольной работе.

Источник

Общая химия: закономерности протекания химических реакций

Цепные реакции

Существует весьма обширная группа реакций, протекающих сложно. В таких реакциях образование продукта реакции являет собой результат цепи элементарных этапов реакции, что называется цепными реакциями, которые проходят при участии активных центров – атомов, ионов или радикалов (осколков молекул).

Радикал – осколок молекулы, имеющий неспаренные электроны и проявляющий высокую реакционную активность \((H,

Активные центры способствуют и создают цепи последовательных превращений веществ.

Обрыв цепи – окончание цепи, характеризующееся соударением двух активных частиц и одной неактивной, результатом которой является образование молекулы и унос выделившейся энергии неактивной частицей.

Цепные реакции делятся на:

1) неразветвленные цепные реакции;

2) разветвленные цепные реакции.

Неразветвленная цепная реакция характеризуется тем, что при каждом элементарном взаимодействии один активный центр образует молекулу продукта реакции и один новый активный центр. Разветвленная цепная реакция характеризуется тем, что по ходу взаимодействия свободного радикала с молекулой исходного реагента происходит образование нескольких новых активных центров, одни из которых дают начало новым активным центрам, а другие продолжают старую цепь.

Пример разветвленной цепной реакции – реакция образования воды из простых веществ.

Теория разветвленных цепных реакций была выдвинута Н.Н. Семеновым в 20-х годах XX века при изучении кинетики разнообразных процессов. Теория цепных реакций является научной основой для отраслей техники. Ядерные цепные реакции тоже относятся к цепным процессам.

Превращение энергии при химических реакциях

Химическая реакция – превращение одного или нескольких исходных веществ в другие по химическому составу или строению вещества.

По сравнению с ядерными реакциями, общее число атомов и изотопный состав химических элементов при химических реакциях неизменны.

Виды химических реакций:

1) смешение или физический контакт реагентов;

4) фотохимические реакции (с участием света);

5) электродные процессы;

6) механохимические реакции;

7) радиационно-химические реакции;

8) плазмохимические реакции.

Основные типы химических реакций:

1) соединения: \(2Cu+O_2=2CuO\) ;

2) разложения: \(2HgO=2Hg+O_2\) ;

3) замещения: \(Fe+CuSO_4=FeSO_4+Cu\) ;

Химические реакции характеризуются физическими проявлениями:

1) поглощение и выделение энергии;

2) изменение агрегатного состояния реагентов;

3) изменение окраски реакционной смеси и др.

Выделение или поглощение энергии происходит в виде теплоты. Это позволяет судить о наличии в веществах определенного количества некоторой энергии (внутренней энергией реакции).

При химических реакциях происходит освобождение части энергии, содержащейся в веществах, это носит название теплового эффекта реакции, по которому можно судить об изменении количества внутренней энергии вещества.

У ряда химических реакций можно наблюдать поглощение или выделение лучистой энергии. В этих случаях внутренняя энергия через теплоту превращается в излучение (горение). Существуют также процессы, в которых внутренняя энергия сразу превращается в лучистую (люминисценция).

В химических реакциях, протекающих со взрывом, внутренняя энергия превращается в механическую, причем частично сразу, частично переходя изначально в теплоту.

Во время химических реакций происходит взаимное превращение энергий – внутренней энергии веществ в тепловую, лучистую, электрическую и механическую, и наоборот.

Экзотермические химические реакции характеризуются выделением энергии во внешнюю среду. Эндотермические – поглощением энергии.

В физических процессах вещества не изменяют своих свойств, может измениться внешняя форма или агрегатное состояние. В химических процессах образуются новые вещества с другими свойствами. При ядерных реакциях в атомах обязательно происходят трансформации электронной оболочки.

При значении температурного коэффициента, равного 2, скорость реакции \(CO(г) + Cl_2(г) \rightarrow COCl_2(г) \) при одновременном понижении температуры от \(60^<\circ>C\) до \(0^<\circ>C\) и увеличении давления в 4 раза

При значении температурного коэффициента, равного 2, скорость химической реакции \( CO(г) + Cl_2(г) \rightarrow COCl_2(г)\) при одновременном понижении температуры от \(60^<\circ>C\) до \(0^<\circ>C\) и увеличении давления в 2 раза

При термическом разложении какого соединения получается наибольшее количество кислорода?

При значении температурного коэффициента, равного 2, скорость реакции \(2SO_2(г)+O_2(г)\rightarrow2SO_3(г)\) при одновременном понижении температуры от \(30^\circ C\) до \(0^\circ C\) и увеличении давления в 2 раза

При значении температурного коэффициента, равного 2, скорость реакции \(2CO(г)+O_2(г)\rightarrow2CO_2(г)\) при одновременном понижении температуры от \(30^<\circ>C\) до \(0^<\circ>C\) и увеличении давления в 2 раза

Что необходимо сделать для смещения равновесия вправо \(CO(г)+2H_2(г)\longleftrightarrow CH_3OH(г)+Q?\)

При значении температурного коэффициента, равного 2, скорость реакции \(CO(г) + Cl_2(г) \rightarrow COCl_2(г)\) при одновременном повышении температуры от \(0^<\circ>C\) до \(20^<\circ>C\) и уменьшении давления в 4 раза

Для сдвижения влево равновесия химической реакции \(2SO_2 + O_2\longleftrightarrow 2SO_3 + Q\) требуется

Как изменятся скорость прямой и обратной реакции в системе \(N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г)\) при увеличении давления в 2 раза?

Во сколько раз скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции в равновесной системе \(N_2(г) + 3H_2(г) \Longleftrightarrow 2NH_3(г)\) при увеличении давления в 5 раз?

При температурном коэффициенте, который равен 4, для увеличения скорости реакции в 64 раза необходимо повысить температуру на

Выход аммиака в реакции \(N_2+3H_2\rightarrow 2NH_3+Q\) можно увеличить путем

При значении температурного коэффициента, равного 2, скорость реакции \(2CO(г) + O_2(г) \rightarrow 2CO_2(г) \) при одновременном понижении температуры от \(60^<\circ>C\) до \(0^<\circ>C\) и увеличении давления в 4 раза

При значении температурного коэффициента, равного 4, скорость реакции \(2H_2(г) + O_2(г) \rightarrow 2H_2O(г)\) при одновременном понижении температуры от \(0^<\circ>C\) до \(30^<\circ>C\) и увеличении давления в 2 раза

Во сколько раз возрастет скорость химической реакции \(2NO+O_2=2NO_2\) при увеличении концентрации \(NO\) в 2 раза?

При значении температурного коэффициента, равного 2, скорость реакции \(CO(г) + Cl_2(г)\rightarrow COCl_2(г) \) при одновременном понижении температуры от \(30^<\circ>C\) до \(0^<\circ>C\) и увеличении давления в 2 раза

Количество вещества реагента в гомогенной реакции, протекающей в объеме 2 л, за 5 с изменилось с 5 до 2 моль. Чему равно среднее значение скорости реакции этому реагенту?

Какую группу металлов можно получить алюминотермическим способом?

Количество вещества и объем газа, который образуется на аноде при электролизе 850 г 40%-ного раствора нитрата серебра

В уравнении реакции \(KMnO_4 + KNO_2 + H_2SO_4 = MnSO_4 + KNO_3 + K_2SO_4 + H_2O\) коэффициенты перед окислителем и восстановителем равны

Количество вещества и объем газа, который образуется при электролизе 2400 г 40%-ного раствора сульфата меди (II)

Изменение давления не будет оказывать влияния на смещение равновесия в реакции

В уравнении реакции \(K_2Cr_2O_7 + KBr + H_2SO_4 = Br_2 + Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + H_2O\) коэффициенты перед окислителем и восстановителем равны

Повышение давления сместит равновесие в сторону образования исходных веществ в реакции

Продукты реакции взаимодействия натрия с концентрированной серной кислотой

Эндотермическими реакциями являются

Продукты электролиза водного раствора хлорида калия

Экзотермическими реакциями являются

Укажите массу и количество вещества, которое образуется на катоде при электролизе 470 г 40%-ного раствора нитрата меди (II).

В уравнении реакции \(KMnO_4 + NaCl + H_2SO_4 = MnSO_4 + K_2SO_4 + Na_2SO_4 + Cl_2(г) + H_2O\) коэффициенты перед окислителем и восстановителем равны

Масса металла и объем газа, которые образуются при электролизе 160 г 20%-ного раствора сульфата меди (II)

Повышение температуры сместит химическое равновесие в сторону продуктов реакции

Укажите продукты реакции взаимодействия свинца с концентрированной серной кислотой.

Укажите продукты электролиза водного раствора нитрата меди (II).

Понижение давления сместит равновесие в сторону образования продуктов реакции в

Масса металла и объем газа, которые образуются при электролизе 966 г 50%-ного раствора сульфата цинка, составляют

Дано уравнение реакции: KMnO \(_4\) + K \(_2\) S + H \(_2\) O = MnO \(_2\) + S + KOH. Укажите, какие коэффициенты должны стоять перед окислителем и восстановителем

Температурный коэффициент реакции 2NO \(_<(г)>\) + O \(_<2(г)>\) ↔ 2NO \(_<2(г)>\) + Q равен 2. Для увеличения скорости прямой реакции в 8 раз необходимо

Только электролизом расплава можно получить

Равновесие химической реакции 2СO(г) + O \(_2\) (г) ↔ 2СO2(г) + Q сместится влево при

Количество вещества и объем газа, который образуется при электролизе 157 г 60%-ного раствора нитрата меди (II), составляют

Дано уравнение реакции:

Cu + H \(_2\) SO \(_4\) (конц) = CuSO \(_4\) + … + H \(_2\) O.

Укажите газообразный продукт этой реакции и коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

Реакция N \(_<2(г)>\) + O \(_<2(г)>\) \(\leftrightarrow\) 2NO \(_<(г)>\) – Q является

На нейтрализацию серной кислоты потребовалось 231 мл 40% гидроксида натрия (плотность равна 1,30 \(\frac<г><мл>\) ). При этом образовалось 170 г сульфата натрия. Выход соли от теоретически возможного составляет

Укажите продукты реакции взаимодействия натрия с концентрированной серной кислотой.

Дана реакция: 2SO \(_2\) (г) + O \(_2\) (г) ↔ 2SO \(_3\) (г) + Q. Как изменится ее скорость при увеличении давления в 3 раза и увеличении концентрации кислорода в 2 раза соответственно?

Укажите продукты электролиза водного раствора бромида калия.

Равновесие химической реакции 2C \(_2\) H \(_<6(г)>\) + 7O \(_<2(г)>\) ↔ 6H \(_2\) O \(_<(г)>\) + 4CO \(_<2(г)>,\Delta\) H

Какие из приведенных реакций являются экзотермическими?

На нейтрализацию 224 г смеси азотной и серной кислот потребовалось 410 мл \(30\%\) гидроксида натрия (плотность \(1,30\) \(\frac<г><мл>\) ). Содержание кислот в смеси равно соответственно

Из приведенных реакций эндотермической является

В реакции СО \(_<(г)>\) + 2Н \(_<2(г)>\) = СН \(_3\) ОН \(_<(г)>\) при увеличении давления в 3 раза

Если при температурном коэффициенте γ = 3 скорость реакции увеличилась в 27 раз, то начальная и конечная температуры будут соответственно равны

Схема процесса окисления

Схема процесса восстановления

В уравнении реакции \(N_<2(г)>+O_<2(г)>\leftrightarrow2NO_<(г)>\) при увеличении давления в 2 раза

Термохимическое уравнение, отображающее образование 1 моля воды с выделением 285,8 кДж энергии

Схема химического процесса: 2А \(_<(т)>\) + В \(_<(т)>\) = 2С \(_<(т)>\) + Q. Скорость прямой реакции увеличится при

Исходя из уравнения реакции 2С \(_4\) Н \(_<10>\) + 13О \(_2\) = 8СО \(_2\) + 10Н \(_2\) О + 5754 кДж, энтальпия сгорания бутана равна

Вещество с атомной кристаллической решеткой

Энтальпия образования оксида алюминия из простых веществ равна 1675 кДж. Термохимическим уравнением реакции образования оксида алюминия является

Коэффициенты перед окислителем и восстановителем в уравнении реакции \(HNO_3+H_2S=H_2SO_4+NO+H_2O\)

Схема реакции внутримолекулярного окисления-восстановления

Скорость прямой реакции 2SO \(_2\) (г) + O \(_2\) (г) ↔ 2SO \(_3\) (г) + Q увеличится в 27 раз при

Схема реакции диспропорционирования

Продуктами электролиза раствора нитрата серебра являются

Определите массовые доли веществ в растворе, образующиеся в результате электролиза 200 г 22%-го раствора хлорида калия, если на аноде выделилось 4,48 л (н. у.) газа.

Согласно уравнению 2СН \(_3\) ОН \(_<(тв)>\) + 3О \(_<2(г)>\) = 2СО \(_<2(г)>\) + 4Н \(_2\) О + 1452 кДж, при сжигании 4 молей метанола выделится тепла

В уравнении реакции Н \(_<2(г)>\) + Cl \(_<2(г)>\) = 2HCl \(_<(г)>\) + Q равновесие сместится вправо при

Источник