Задачи для самостоятельного решения. Химическое равновесие

Химическое равновесие

Большинство химических процессов являются обратимыми и, по мере их протекания, создаются условия для осуществления обратных превращений. Йод и водород при 410 ⁰С превращаются в йодоводород лишь на 78%. При этих же условиях чистый йодоводород распадается на простые вещества на 22%. Это следует понимать так, что при 410 ⁰С скорость образования йодоводорода (прямая реакция) и скорость его разложения (обратная реакция) равны.

Для общего случая можно записать:

aA + bB « cC + dD

Если система состоит из чистых реагентов, то скорость их взаимодействия имеет выражение V₁ = k₁[A]^a[B]^b . Скорость этой реакции по мере снижения концентрации реагентов убывает. Накопление в реакционной смеси продуктов реакции создает условия для протекания обратного процесса, скорость которого V₂ = k₂[C]^c[D]^d возрастает. Через некоторое время скорости уравняются.

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.

Концентрации реагентов и продуктов, отвечающие состоянию равновесия, называются равновесными концентрациями. Их обозначают, беря символ участника равновесной системы в квадратные скобки и указывая как степень стехиометрический коэффициент. Если скорости равны, то отношение их констант также является величиной постоянной (константа равновесия):

;

Это уравнение является выражением закона действующих масс для химического равновесия:

Отношение произведений равновесных концентраций веществ левой и правой частей уравнения, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, представляют постоянную величину, независимо от условий, при которых осуществляется реакция, если температура остается постоянной.

Согласно второму началу термодинамики, всякая система стремится к равновесному состоянию как наиболее вероятному в данных условиях. Химическое равновесия является динамическим (подвижным) по характеру. Уравнение Вант – Гоффа связывает константу равновесия, стандартное и нестандартное изменение энергии Гиббса: ∆G =∆G° + RT lnK_р. Частным случаем уравнения Вант-Гоффа ( ∆G=0) является соотношение ∆G° = -RTlnK_р, позволяющее по известной величине ∆G° найти константу равновесия и рассчитать равновесные концентрации реагентов.

Действие различных внешних факторов приводит к смещению химического равновесия. Направление, в котором реагирует на внешнее воздействие система, находящаяся в равновесии, сформулировано Ле Шателье:

Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

Температура. Ее повышение ускоряет прямую и обратную реакции в разной степени, эндотермический процесс ускоряется больше, поэтому повышение температуры способствует смещению равновесия в сторону эндотермической реакции.

Концентрация. С увеличением концентрации одного из реагентов равновесие смещается вправо, при добавлении в реакционную смесь одного из продуктов превращения равновесие смещается влево.

Давление (для реакций в газовой фазе). Если реакция идет с увеличением числа молей газа, то уменьшение давления смещает равновесие вправо.

Использование катализаторов не смещает равновесие, т.к. ускоряет (замедляет) скорость как прямой, так и обратной реакции, но способствует более быстрому установлению равновесия.

Пример 4: В системе 2А_(г) + В_(г) ® С_(г) равновесные концентрации равны [A]=0,06; [B]=0,12; [C] = 0,20 моль/л. Найти константу равновесия и исходные концентрации реагентов.

Константа равновесия реакции выражается уравнением: К= [C]/ [A]²[B] подставим известные равновесные концентрации К = 0,2/ (0,06²× 0,12)=465

Для определения исходных концентраций учтем, что исходя из уравнения реакции из 2 молей А и 1 моль В образуется 1 моль С. Поскольку образовалось 0.2 моль/л вещества С, то при этом было израсходовано 2×0,2 =0,4 моль/л вещества А и 0,2 моль/л вещества В. Таким образом, исходные концентрации: С_А =0,4 +0,06 =0,46 моль/л; С_В = 0,2+ 0,12 = 0,32 моль/л.

Пример 5:Константа диссоциации иодоводорода на простые вещества равна 6,25 ×10^-2 . Какой процент HI диссоциирует при данных условиях?

Уравнение диссоциации: 2HI « Н₂ + I_2. Пусть начальная концентрация HI – С (моль/л). Если к моменту установления равновесия продиссоциировало х моль HI, то при этом образовалось 0,5х моль Н₂ и 0,5х моль I_2. Равновесные концентрации составляют: [HI] = (С-х) моль/л; [Н₂ ] = [I₂] =0,5х моль/л. Подставим равновесные концентрации в выражение константы равновесия:

К = [Н₂ ] [I₂]/ [HI]²; 6,25 10^–2 = 0,5х ×0,5х / (С-х)²

Решая уравнение получим: 0,25 = 0,5х /(С-х), откуда х=0,33С. К моменту равновесия продиссоциировало 33% исходного количества иодоводорода.

Пример 6:В каком направлении сместится равновесие в системе

СО_(г) + Cl_2(г) «COCl_{2 (г) ,} если при неизменной температуре увеличить давление в системе?

Протекание реакции в прямом направлении приводит к уменьшению общего числа молей газов, т.е. к уменьшению давления. По принципу Ле Шателье повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции.

Пример 7:При какой температуре константа равновесия реакции С_{(графит)} + Н₂О_(г) «СО_(г) + Н_2(г) равна единице? Зависимостью ∆Н° и ∆S° от температуры пренебречь.

Из уравнения ∆G°= -2,3 RT lg K следует, что при К =1 стандартная энергия Гиббса равна нулю.Тогда из соотношения DG = DH - TDS вытекает, что DH = TDS, откуда Т = DH/DS. Для расчета воспользуемся данными таблицы 2.

DH_обр = -110,5 – (-241,8) = 131,3 кДж ,

DS_обр = 197,5+130,5 –5,7 –188,7 =133,6 Дж/моль = 0,133 кДж/моль,

отсюда Т= 131,3/0,133= 983 К

Задачи для самостоятельного решения

1. Через некоторое время после начала реакции 3А+В ® 2С+ Д

концентрации веществ составляли: [A ] = 0.03 моль/л; [B] = 0.01 моль/л ;

[C] = 0.008 моль/л . Каковы исходные концентрации веществ А и В ?

2. В системе СО + Сl₂ ® COCl₂ концентрацию увеличили от 0.03 до 0.12

моль/л, а концентрацию хлора от 0.02 до 0.06 моль/л. Во сколько раз

возросла скорость прямой реакции?

3. Реакция между веществами А и В выражается уравнением: А + 2В ® С .

Начальные концентрации скорости составляют [A ]₀ = 0.03 моль/л, [B] ₀ =

0.05 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4. Найти начальную

скорость реакции и скорость реакции по истечении некоторого времени,

когда концентрация вещества А уменьшится на 0.01 моль/л.

4. Две реакции при температуре 25° С протекают с одинаковой скоростью.

Температурный коэффициент первой реакции равен 2.0 , в торой – 2,5 .

Найти отношение скоростей данных реакций при температуре 100° С?

5. При температуре 1500 С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2.5, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее: а) при 200° С; б) при 80° С?

6. Каково значение энергии активации реакции, скорость которой при 300 °К в 10 раз больше, чем при 280 К?

7. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры от 290 до 300 К скорость ее уменьшить в 2 раза?

8. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO₂ Û 2NO + O₂ установилось при следующих концентрациях [NO₂ ] = 0.006 моль/л; [NO]= 0.024 моль/л . Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию NO₂ .

9. В каком направлении сместится равновесие 2CO + O_{2 (г)} Û 2CO _(г) ∆H° = - 566 кДж а) при понижении температуры, в) при повышении давления?

10. Стандартное изменение энергии Гиббса для реакции А+В Û С при 298 К равно – 8 кДж/моль. Начальные концентрации веществ равны 1 моль/л. Найти константу равновесия реакции и равновесные концентрации веществ А,В и С.

11. Пользуясь табличными данными, вычислить константы равновесия следующих реакций при 298 и 1000 К:

а) H₂O_(г) + CO_(г) Û CO_{2 (г)}+ H_2(г)

b) CO_{2 (г)} + C _{(графит)} Û 2CO _(г)

c) N_{2 (г)}+ 3H_{2 (г)}Û 2NH_{3 (г)}

Поиск по сайту: