Всего 30 баллов. 1. Речь идет о реакции получения аммиака: N2 + 3H2 ⇄ 2NH3

Решение.

1. Речь идет о реакции получения аммиака: N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃. Этот процесс реализуется в производстве синтетического аммиака.

2. Скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции, записанной в общем виде аА + bB +... ® сС + dD +..., в соответствии с законом действующих масс зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ может быть представлена в виде v = k[А]^vА[В]^vВ. Здесь k - коэффициент, не зависящий от концентрации, называемый константой скорости; v_A и v_B - постоянные числа, называемые показателями порядка реакции по реагентам А и В. Сумма v_A + v_B = v называется суммарным (общим) порядком реакции. Представленная зависимость - математическое выражение закона действующих масс для скорости.

В отличие от закона действующих масс для равновесия, в данном случае показатели порядка v_A и v_B по реагентам почти никогда не равны стехиометрическим коэффициентам а и b (совпадение бывает только в одном случае - если реакция представляет элементарный акт!). Для сложных реакций показатели порядка реакции никогда не равны стехиометрическим коэффициентам и определяются только экспериментально.

В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ. И наоборот, обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере нарастания концентрации продуктов реакции. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Выражения для скоростей прямой и обратной реакций для реакции mА + nB ⇄ pC + qD, v₁ = k₁[А]^m[В]ⁿ, v₂ = k₂[C]^p[D]^q.

3. Состояние, в котором скорость обратной реакции становится равной скорости прямой реакции, называется химическим равновесием. Состояние химического равновесия обратимых процессов количественно характеризуется константой равновесия K. Так, для обратимой реакции, которую в общем виде можно записать как mА + nB ⇄ pC + qD, в момент достижения состояния химического равновесия скорости прямой и обратной реакций равны, т.е.

k₁[А]^m[В]ⁿ = k₂[C]^p[D]^q или K = k₁/k₂ = ([C]^p[D]^q)/([А]^m[В]ⁿ).

где K - константа равновесия, представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций. В правой части уравнения стоят те концентрации взаимодействующих веществ, которые устанавливаются при равновесии - равновесные концентрации. Это уравнение представляет собой математическое выражение закона действующих масс при химическом равновесии.

В отличие от закона действующих масс для скорости реакции в данном случае в уравнении показатели степени р, q, n, m ит.д. всегда равны стехиометрическим коэффициентам в равновесной реакции.

Численное значение константы равновесия данной реакции определяет ее выход. Так, при K >> 1 выход реакции велик и, наоборот, при K << 1 выход реакции очень мал.

4. а) если увеличить давление в реакторе, равновесие сместится в сторону, где давление будет ниже, в случае реакции синтеза аммиака – в сторону образования продукта реакции NH₃, выход продукта реакции увеличится.

б) добавление дополнительного количества катализатора не будет влиять на выход продукта реакции, катализатор ускоряет достижение состояния равновесия, т.е. ускоряет и прямую и обратную реакции.

5. Поскольку реакция N₂ + 3Н_2(Г) ⇄2NH_3(Г) + 91,8 кДж экзотермическая, то, исходя из принципа Ле Шателье, ясно, что чем ниже температура процесса, тем больше равновесное состояние будет сдвигаться в сторону образования аммиака и можно предположить, что следует максимально понижать температуру. Но в действительности все обстоит сложнее: при низких температурах реакция протекает очень медленно (практически не идет), поэтому приходится принимать компромиссное решение. Поскольку для установления оптимального состояния равновесия реакции требуется низкая температура, а для достижения удовлетворительной скорости - высокая, на практике процесс проводят при температуре 500°С.

6. Промышленный способ получения азотной кислоты:

а) 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6Н₂O (800°С, кат. Pt/Rh),

б) 2NO + O₂ = 2NO₂ (комн.).

в) 4NO₂ + O₂ + 2Н₂O (разб. HNO₃, гор.) = 4HNO₃ (конц.).

7. Другие соединения азота с водородом: гидразин - N₂H₄ и азидоводород - HN₃.

N2H4	HN3

Азот образует и другие соединения с водородом. Кроме вышеуказанных соединений можно рассмотреть

азаны – ациклические соединения азота с водородом с общей химической формулой N_nH_n+2,

азены - производные нестойкого диазена (диимида) HN=NH с общей химической формулой N_nH_n,

циклические соединения азота с водородом.

Например:

триазан N₃H₅ (NH₂-NH-NH₂), тетраазан, N₄H₆; пентаазан, N₅H₇; гексаазан, N₆H₈; и т.д.

триазен N₃H₃ (HN=N–NH₂), тетразен N₄H₄ (цис -, транс -NH₂-N=N–NH₂ или NH₂-NН-N=NH), и т.д.

пентазол, циклическое ароматическое соединение HN₅.

N3H6	N4H4	HN5

Можно привести еще множество структур азота с водородом, однако они либо не получены, либо крайне неустойчивы.