Решение задачи: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 (Контрольная работа)

Контрольная работа №1

Тема: "Химические реакции"

Вариант 2

1. Задание: \(Fe + H_2SO_4 \rightarrow FeSO_4 + H_2\). В УХР расставьте коэффициенты и дайте характеристику с точки зрения различных классификаций Х/Р.

Решение:

Уравнение реакции уже уравнено, коэффициенты равны 1:

\(Fe + H_2SO_4 \rightarrow FeSO_4 + H_2\)

Характеристика реакции:

• По изменению степеней окисления: Окислительно-восстановительная реакция (ОВР).

Железо \(Fe^0\) окисляется до \(Fe^{+2}\).

Водород в \(H_2SO_4\) имеет степень окисления \(H^{+1}\), а в \(H_2\) - \(H^0\), то есть водород восстанавливается.

• По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции: Реакция замещения.

Простое вещество (железо) замещает атом водорода в сложном веществе (серной кислоте).

• По тепловому эффекту: Экзотермическая реакция (выделяется тепло).
• По обратимости: Необратимая реакция (идет до конца, так как выделяется газ водород).
• По агрегатному состоянию реагентов: Гетерогенная реакция (твердое железо и жидкая серная кислота).
• По наличию катализатора: Некаталитическая реакция (обычно протекает без катализатора).

2. Задание: Как изменится скорость Х/Р-ии при понижении температуры на 70°C, если температурный коэффициент скорости равен 3?

Решение:

Для решения этой задачи используем правило Вант-Гоффа:

\[ \frac{V_2}{V_1} = \gamma^{\frac{T_2 - T_1}{10}} \]

Где:

• \(V_1\) - начальная скорость реакции
• \(V_2\) - конечная скорость реакции
• \(\gamma\) - температурный коэффициент скорости (равен 3)
• \(T_1\) - начальная температура
• \(T_2\) - конечная температура

Температура понижается на 70°C, то есть \(T_2 - T_1 = -70°C\).

Подставляем значения в формулу:

\[ \frac{V_2}{V_1} = 3^{\frac{-70}{10}} \]

\[ \frac{V_2}{V_1} = 3^{-7} \]

\[ 3^{-7} = \frac{1}{3^7} \]

\[ 3^7 = 3 \times 3 \times 3 \times 3 \times 3 \times 3 \times 3 = 2187 \]

\[ \frac{V_2}{V_1} = \frac{1}{2187} \]

Скорость реакции уменьшится в 2187 раз.

3. Задание: Как изменится хим. равновесие в системе \(2SO_{2(г)} + O_{2(г)} \rightleftharpoons 2SO_{3(г)} + Q\)

а. если понизить T.

б. повысить давление.

в. повысить концентрацию \([SO_2]\).

Решение:

Данная реакция является экзотермической (выделяется тепло, обозначено \(+Q\)).

а. Если понизить температуру (T):

Согласно принципу Ле Шателье, при понижении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции, то есть в сторону образования продуктов реакции (вправо). Это компенсирует понижение температуры, выделяя тепло.

Равновесие сместится вправо, в сторону образования \(SO_3\).

б. Если повысить давление:

Согласно принципу Ле Шателье, при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема газов. Посчитаем количество молей газов в реагентах и продуктах:

• В левой части (реагенты): \(2\) моля \(SO_2\) + \(1\) моль \(O_2\) = \(3\) моля газа.
• В правой части (продукты): \(2\) моля \(SO_3\) = \(2\) моля газа.

Так как в правой части меньше молей газа, равновесие сместится вправо, в сторону образования \(SO_3\).

в. Если повысить концентрацию \([SO_2]\):

Согласно принципу Ле Шателье, при увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, чтобы уменьшить концентрацию добавленного вещества.

Равновесие сместится вправо, в сторону образования \(SO_3\).

4. Задание: Составить ОВР

\(P + HNO_{3(к)} = H_3PO_4 + NO_2 + H_2O\)

Решение:

Расставим степени окисления:

\(P^0 + H^{+1}N^{+5}O^{-2}_{3(к)} = H^{+1}_3P^{+5}O^{-2}_4 + N^{+4}O^{-2}_2 + H^{+1}_2O^{-2}\)

Определим, какие элементы изменили степень окисления:

• Фосфор: \(P^0 \rightarrow P^{+5}\) (окисляется, отдает 5 электронов)
• Азот: \(N^{+5} \rightarrow N^{+4}\) (восстанавливается, принимает 1 электрон)

Составим электронный баланс:

\(P^0 - 5e^- \rightarrow P^{+5}\) | 1 (множитель)

\(N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4}\) | 5 (множитель)

Теперь расставим коэффициенты в уравнении:

\[ P + 5HNO_3 = H_3PO_4 + 5NO_2 + H_2O \]

Проверим баланс атомов:

• P: 1 слева, 1 справа (сбалансировано)
• N: 5 слева, 5 справа (сбалансировано)
• H: 5 слева (в \(HNO_3\)), 3 справа (в \(H_3PO_4\)) + 2 справа (в \(H_2O\)) = 5 справа (сбалансировано)
• O: \(5 \times 3 = 15\) слева, \(4\) (в \(H_3PO_4\)) + \(5 \times 2 = 10\) (в \(NO_2\)) + \(1\) (в \(H_2O\)) = \(15\) справа (сбалансировано)

Уравнение сбалансировано.

5. Задание: Составить УХР электролиза раствора \(AgBr\).

Решение:

Электролиз раствора бромида серебра \(AgBr\).

Бромид серебра \(AgBr\) - это малорастворимое соединение. Однако, если речь идет об электролизе "раствора", то подразумевается, что какая-то часть \(AgBr\) все же диссоциирует, и в растворе присутствуют ионы \(Ag^+\) и \(Br^-\). Также в растворе присутствует вода, которая диссоциирует на ионы \(H^+\) и \(OH^-\).

На катоде (отрицательный электрод) происходит восстановление. Возможные реакции:

• Восстановление ионов серебра: \(Ag^+ + e^- \rightarrow Ag\)
• Восстановление воды: \(2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow + 2OH^-\)

Поскольку серебро является менее активным металлом, чем водород, ионы \(Ag^+\) будут восстанавливаться в первую очередь.

Катод: \(Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \downarrow\)

На аноде (положительный электрод) происходит окисление. Возможные реакции:

• Окисление бромид-ионов: \(2Br^- - 2e^- \rightarrow Br_2\)
• Окисление гидроксид-ионов (из воды): \(2H_2O - 4e^- \rightarrow O_2 \uparrow + 4H^+\)

Бромид-ионы \(Br^-\) окисляются легче, чем вода (или гидроксид-ионы).

Анод: \(2Br^- - 2e^- \rightarrow Br_2 \uparrow\)

Суммарное ионное уравнение электролиза:

\[ 2Ag^+ + 2Br^- \xrightarrow{электролиз} 2Ag \downarrow + Br_2 \uparrow \]

Суммарное молекулярное уравнение электролиза:

\[ 2AgBr_{(р-р)} \xrightarrow{электролиз} 2Ag \downarrow + Br_2 \uparrow \]

Важно отметить, что \(AgBr\) малорастворим, поэтому электролиз его "раствора" будет идти медленно или потребует специальных условий (например, расплав, но в задаче указан раствор).