Химическое равновесие условия его смещения: Тюменский индустриальный университет » Страница не найдена

Содержание

Урок «Химическое равновесие и условия его смещения» (9 класс)

Конспект урока

Химическое равновесие и условия его смещения”

Романцева Т.В.

учитель химии

Цель урока: формирование представлений учащихся о химическом равновесии, условиях его смещения.

Задачи:

Образовательные: дать понятия об обратимости химических реакций, о химическом равновесии. Формировать умение применять знания о закономерностях смещения химического равновесия.

Развивающие: развивать умение устанавливать причинно-следственные связи, развивать познавательный интерес к предмету и творческую активность.

Воспитательные: воспитывать личные качества учащихся: коммуникативность, самостоятельность.

Коррекционные: развивать грамотную речь, расширять словарь учащихся, корректировать произношение сложных химических терминов.

Реактивы: хлорид железа (III), роданид аммония, крахмальный клейстер, йод.

Тип урока: изучение нового материала.

Ход урока

1. Организационный момент.

Приветствие.

Определение отсутствующих.

Проверка готовности учащихся к уроку.

2. Мотивация и актуализация знаний.

Начинается наш урок, эпиграф к которому звучит так: “Ум заключается не только в знании, но и в умении прилагать знание на деле”. (Аристотель).

Мы ещё вернёмся к этому эпиграфу, и вы сами сможете объяснить, почему именно его я взяла, чтобы озаглавить наш урок. А на уроке мы будем говорить о химических реакциях.

Самое интересное в окружающем нас мире – это то, что он очень сложно устроен, и к тому же постоянно изменяется. Каждую секунду в нём происходит множество химических реакций, образуется множество химических веществ.

Фронтальный опрос.


В чём суть химических реакций?

— Каковы условия, необходимые для возникновения химических

реакций?

— Перечислите признаки химических реакций?

— Дайте определение скорости химической реакции.

— Что является гомогенной и гетерогенной реакциями?

— Какие реакции относят к экзотермическим, а какие

к эндотермическим?

— От каких факторов зависит скорость химической реакции?

3. Вводная информация учителя и формирование цели урока.

Сегодня на уроке мы познакомимся с новым понятием “химическое равновесие”. Понятие это имеет очень большое значение, как для химии, так и для химической технологии. Знание о химическом равновесии необходимы для предсказания условий, при которых можно осуществлять химические превращения, а так же помогут добиться максимального выхода продукта реакции. (слайд 1)

Итак, давайте вместе сформулируем цель нашего занятия.

Цель урока: изучить химическое равновесие и условия его смещения. (слайд 2)

4.Изучение нового материала.

Большинство химических реакций может протекать в двух противоположных направлениях, т.е. являются обратимыми.

Откроем учебник (Кузнецова Н.Е., Титова И.Н., Гара Н.Н., Химия 9 класс) параграф 2. Найдите в тексте определение, какие реакции называют обратимыми.

(слайд 3)

(Обратимыми – называются реакции, которые протекают при данных условиях одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном). В уравнениях обратимых реакций используют знак обратимости ( ).

Примером обратимой реакции может служить синтез йодоводорода из водорода и йода:

h3 (г) + I2(г) 2HI(г)

(слайд 4)

Скорость прямой реакции (V1) вначале максимальна, а скорость обратной (V2) — равняется нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В определённый момент времени скорости прямой и обратной реакций становятся равными (V1=V2).

Это означает, что реакция достигла состояния равновесия.

Отметим, что понятие равновесие можно использовать только по отношению к закрытой системе.

Запишем определение: состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. (слайд 5)

Если записать реакцию, в которой наступило равновесие, в общем виде следующим образом: aA + bB cC + dD,


То равновесие можно охарактеризовать через константу равновесия K. Эта величина показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.

Если константа равновесия больше единицы, что это значит? (Значит, на момент установления равновесия большая часть исходных веществ превратилась в продукт).

Вы часто встречались с механическим равновесием. Приведите примеры. (Весы в состояния равновесия, маятник).

В отличие от механического равновесия, при котором всякое движение прекращается, при химическом равновесии обе реакции (прямая и обратная) продолжают идти, но скорости их равны, и поэтому никакие изменения в системе не происходят. Если изменение условий не происходит, то состояние равновесия может продолжаться бесконечно долго. По вашему мнению, можно ли сместить химическое равновесие? Как вы предлагаете это делать?

Химическое равновесие легко нарушить. Изменяя определённые условия можно добиться смещения химического равновесия. При этом скорости прямой и обратной реакций становятся не одинаковыми.

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским учёным Ле Шателье: Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию. (слайд 6)

Факторы, которые могут приводить к смещению химического равновесия:

А) Концентрация реагирующих веществ.

Б
) Температура.

В) Давление.

Рассмотрим влияние этих факторов более подробно.

Влияние концентрации реагирующих веществ.

Повышение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону прямой реакции, понижение – в сторону обратной реакции.

Демонстрация опыта. В качестве равновесной системы используется реакция образования роданида железа (III) из хлорида железа (III) и роданида аммония.

FeCI3 + 3Nh5CNS Fe(CNS)3 + 3Nh5CI

Признаком, указывающим на смещение равновесия в ту или иную сторону, служит изменение интенсивности окраски раствора, обусловленной концентрацией роданида железа (III).

Проводим реакцию. Содержимое делим на две части. В один стакан добавляем 10 мл. исходного 0.1М раствора хлорида железа (III).Наблюдаем увеличение интенсивности окраски. Вопрос к классу “почему”? Во второй стакан добавляем 20мл. насыщенного раствора хлорида аммония. Анализируем, почему идёт ослабление окраски.

Влияние температуры.

При нагревании системы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении в сторону экзотермической реакции.

Демонстрация опыта. В две пробирки крахмального клейстера добавляем две капли йода. Появляется синий цвет.

Крахмал + I2 вещество синего цвета

При нагревании пробирки окраска исчезает. Почему? В какую сторону смещается равновесие. При понижении температуры (охлаждаем пробирку) окраска проявляется. Почему? Куда смещается равновесие.

Какой знак теплового эффекта отвечает данной реакции?

Влияние давления.

Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема, при уменьшении давления равновесие смещается в сторону большего объема.

Так для увеличения выхода аммиака необходимо повышать давление в системе. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при которой число молекул газа уменьшается.

N2(г) + 3h3(г) 2Nh4(г)

Если же реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Как вы думаете, катализатор может повлиять на смещение химического равновесия?

Использование катализатора, приводящего к ускорению данной обратимой реакции, никак не влияет на состояние равновесия.

5. Закрепление нового материала. А сейчас мы вернёмся к эпиграфу нашего урока и постараемся полученные знания использовать при решении заданий.

Задание №1 (решаем, рассуждаем совместно).

Какой знак теплового эффекта, отвечающего процессу растворения кислорода в воде? Учитывайте тот факт, что с нагреванием растворимость кислорода в воде снижается.

O2 + вода водный раствор кислорода

Задание №2 (решаем совместно).

При термическом разложении карбоната кальция может установиться равновесие. В каком направлении оно будет смещаться при повышении температуры?

Задание №3 (самостоятельная работа). (слайд 7)

Используя принцип Ле Шателье, определите в какую сторону сместится химическое равновесие при повышении или понижении температуры, давления, и концентрации

Учащиеся решают самостоятельно, затем осуществляют самоконтроль, опираясь на материал слайда. (слайд 8)

6. Подведение итогов.

Что нового и интересного вы узнали на данном уроке?

Почему нужно знать способы смещения химического равновесия?

В каких областях эти знания необходимы?

7. Рефлексия. Выставление оценок.

8. Домашнее задание. Параграф 2, знать основные понятия, внимательно прочитать выводы. Задача: укажите знак теплового эффекта растворения азота в воде (при нагревании растворимость азота в воде уменьшается). (слайд 9)

Литература, используемая при составления конспекта урока:

Бердоносов С.С., Менделеева Е.А. Материалы курса “Особенности содержания и методики преподавания избранных тем курса химии 8-9-х классов” –М.: Пед.университет “Первое сентября”, 2006.

Кушнарев А.А. Экспресс – курс по неорганической химии с примерами, задачами, реакциями. 8-9 классы – М.: Школьная пресса, 2002.

Химия. Пособие – репетитор для поступающих в вузы. /Под ред. Егорова – Ростов н/Д, Феникс, 2003

Химия. Базовый уровень. Книга для учителя./ Под ред. О.С. Габриелян и др. – М.: Дрофа, 2009.

Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье

Обратимые и необратимые реакции

Химическое равновесие присуще обратимым реакциям и не характерно для необратимых химических реакций.

Часто, при осуществлении химического процесса, исходные реагирующие вещества полностью переходят в продукты реакции. Например:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Невозможно получить металлическую медь, проводя реакцию в обратном направлении, т.к. данная реакция необратима. В таких процессах реагенты полностью переходят в продукты, т.е. реакция протекает до конца.

Но основная часть химических реакций обратима, т.е. вероятно параллельное протекание реакции в прямом и обратном направлениях. Иначе говоря, реагенты лишь частично переходят в продукты и реакционная система будет состоять как из реагентов, так и из продуктов. Система в данном случае находится в состоянии химического равновесия.

При обратимых процессах, вначале прямая реакция имеет максимальную скорость, которая постепенно снижается, в связи с уменьшением количества реагентов.

Обратная реакция, наоборот, вначале имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере накапливания продуктов.

В конце концов, наступает момент, когда скорости обоих реакций становятся равными – система приходит в состояние равновесия.

При наступлении состояния равновесия, концентрации компонентов остаются неизменными, но химическая реакция при этом не прекращается.

Т.о. химическое равновесие – это динамичное (подвижное) состояние.

Для наглядности, приведем следующий рисунок:

химическое равновесие

Допустим, протекает некая обратимая химическая реакция:

а А + b В = с С + d D

тогда, исходя из закона действующих масс, запишем выражения для скорости прямой υ1 и обратной υ2 реакций:

υ1 = k1·[A]a·[B]b

υ2 = k2·[C]c·[D]d

В состоянии химического равновесия, скорости прямой и обратной реакции равны, т. е.:

υ1 = υ2

k1·[A]a·[B]b = k2·[C]c·[D]d

получаем

К = k1/ k2 = [C]c·[D]d ̸ [A]a·[B]b

Где К = k1/ k2константа равновесия.

Для любого обратимого процесса, при заданных условиях константа равновесия K является величиной постоянной. Она не зависит от концентраций веществ, т.к. при изменении количества одного из веществ, количества других компонентов также меняются.

При изменении условий протекания химического процесса, возможно смещение равновесия.

Принцип Ле-Шателье

Все вышеперечисленные факторы влияют на смещение химического равновесия, которое подчиняется принципу Ле-Шателье:

если изменить одно из условий, при котором система находится в состоянии равновесия – концентрацию, давление или температуру, — то равновесие сместится в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению.

Т.е. равновесие стремится к смещению в направлении, приводящему к уменьшению влияния воздействия, которое привело к нарушению состояния равновесия.

Итак, рассмотрим отдельно влияние каждого их факторов на состояние равновесия.

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:

  • изменение концентраций реагентов или продуктов,
  • изменение давления,
  • изменение температуры,
  • внесение катализатора в реакционную среду.

Рассмотрим каждый фактор, влияющий на смещение равновесия подробнее:

Влияние изменения концентраций реагентов или продуктов

покажем на примере процесса Габера:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

Если в равновесную систему, состоящую из  N2(г), H2(г) и NH3(г), добавить, например, азот, то химическое равновесие должно сместиться в направлении, которое способствовало бы уменьшению количества водорода в сторону его исходного значения, т. е. в направлении образования дополнительного количества аммиака (вправо). При этом одновременно произойдет и уменьшение количества водорода.

При добавлении в систему водорода, также произойдет смещение равновесия в сторону образования нового количества аммиака (вправо). Тогда как внесение в равновесную систему аммиака, согласно принципу Ле-Шателье, вызовет смещение равновесия в сторону того процесса, который благоприятен для образования исходных веществ (влево), т.е. концентрация аммиака должна уменьшится посредством разложения некоторого его количества на азот и водород.

Уменьшение концентрации одного из компонентов, сместит равновесное состояние системы в сторону образования этого компонента.

Влияние изменения давления

Влияние изменения давления имеет смысл, если в исследуемом процессе принимают участие газообразные компоненты и при этом имеет место изменение общего числа молекул. Если общее число молекул в системе остается постоянным, то изменение давления не влияет на ее равновесие, например:

 I2(г) + H2(г) = 2HI(г)

Если полное давление равновесной системы увеличивать посредством уменьшения ее объема, то равновесие сместится в сторону уменьшения объема. Т.е. в сторону уменьшения числа молей газа в системе. В реакции:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

из 4 молеул газа (1 N2(г) и 3 H2(г)) образуется 2 молекулы газа (2 NH3(г)), т.е. давление в системе уменьшается. Вследствие чего, рост давления будет способствовать образованию дополнительного количества аммиака, т.е. химическое равновесие сместится в сторону его образования (вправо).

Если температура системы постоянна, то изменение полного давления системы не приведет к изменению константы равновесия К.

Влияние изменения температуры системы

Изменение температуры влияет не только на смещение ее равновесия, но также и на константу равновесия К.

Если равновесной системе, при постоянном давлении, сообщать дополнительную теплоту, то химическое равновесие сместится в сторону поглощения теплоты.

Рассмотрим экзотермическую реакцию:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) + 22 ккал

Итак, как видно, прямая реакция протекает с выделением теплоты, а обратная – с поглощением.

При увеличении температуры, равновесие этой реакции смещается в сторону реакции разложения аммиака (влево), т.к. она является эндотермической и ослабляет внешнее воздействие – повышение температуры.

Напротив, охлаждение приводит к смещению равновесия в направлении синтеза аммиака (вправо), т.к. реакция является экзотермической и противодействует охлаждению.

Таким образом, повышение температуры благоприятствует смещению химического равновесия в сторону эндотермической реакции, а падение температуры – в направлении экзотермического процесса.

Константы равновесия всех экзотермических процессов при росте температуры уменьшаются, а эндотермических процессов – увеличиваются.

Влияние катализатора

Внесение катализатора в систему приводит к тому, что скорости как прямой, так и обратной реакций увеличиваются. Изменяется скорость приближения к  состоянию равновесия, но k при этом не меняется.

Принцип Ле-Шателье также применим к таким реакциям, в которых компоненты находятся в различных фазовых состояниях, т.е. к гетерогенным реакциям. Тогда речь будет идти о гетерогенном равновесии, например:

CaCO3(тв) → CaO(тв) + CO2(г)

В этой реакции газ и два твердых вещества находятся между собой в равновесии, и «концентрации» твердых компонентов остаются неизменными. Обычно «концентрации» твердых и жидких компонентов включаются в значение К, что позволяет не учитывать их при написании выражения для константы равновесия:

К = [CO2]

Это выражение показывает нам, что не важно, какое количество CaCO3(тв) и CaO(тв) содержится в равновесной системе, пока в ней присутствует хотя бы незначительное количество любого из этих веществ.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и способы его смещения

Химические
реакции
Обратимые
Необратимые
Необратимые химические реакции — это реакции,
которые протекают только в одном направлении («слева
направо»), в результате чего исходные вещества почти
полностью превращаются в продукты реакции.
+
H
Сh4COOН + Ch4OH → Сh4COOCН3 + h3O
Метиловый
спирт

Уксусная
кислота
Метилацетат
Обратимые химические реакции — это реакции,
которые одновременно протекают в двух
противоположных направлениях (прямая «слева
направо» и обратная «справа налево»).
А+В→


v
vпр
vпр = vобр
vобр
0
G
t
v
vпр
vпр = vобр
Химическое равновесие
vобр
0
G
t
Химическое равновесие — состояние реакционной
смеси, при котором прямая и обратная реакции
протекают с одинаковой скоростью.
Закон смещения
химического равновесия
в зависимости от внешних
факторов в 1885 г. вывел
французский химик Анри
Ле Шателье, а обосновал
немецкий физик
Фердинанд Браун в 1887 г.
Анри Ле Шателье
1850–1936 гг.
Фердинанд Браун
1850–1918 гг.
Принцип Ле Шателье
Если изменить одно из условий (температуру, давление
или концентрацию одного из веществ), при котором
система находится в состоянии химического
равновесия, то равновесие сместится в сторону той
реакции, которая препятствует этому влиянию.
Факторы, влияющие
на смещение химического
равновесия
Температура
Давление
Концентрация
веществ
1. Изменение температуры
Эндотермическая
реакция
2NO2 → 2NO + O2 — Q

Экзотермическая
реакция
При повышении температуры система противодействует, т.е.
охлаждает себя, что происходит за счёт смещения равновесия
в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону прямой
реакции разложения NO2.
1. Изменение температуры
Эндотермическая
реакция
2NO2 → 2NO + O2 — Q

Экзотермическая
реакция
При понижении температуры система отвечает нагреванием, т. е.
смещением равновесия в сторону экзотермической реакции
соединения NO и O2.
2. Изменение давления
2NO2 → 2NO + O2 — Q

Чтобы увеличить скорость прямой реакции, нужно понизить
давление в сосуде.
Чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции, нужно
повысить давление.
3. Изменение концентрации веществ
2NO2 → 2NO + O2 — Q

При увеличении концентрации NO2 скорость прямой реакции увеличится.
Если увеличить концентрацию NO или O2, или их обоих, химическое
равновесие сместится в сторону обратной реакции соединения.
Выводы
При повышении
температуры химическое
равновесие смещается в
сторону эндотермической
реакции, в случае
понижения температуры
химическое равновесие
смещается в сторону
экзотермической реакции.
При повышении внешнего
давления, химическое
равновесие смещается
в сторону реакции, которая
сопровождается уменьшением
общего химического
количества газов;
при понижении внешнего
давления химическое
равновесие смещается
в сторону реакции, которая
сопровождается увеличением
общего химического
количества газов.
При увеличении концентрации
исходных веществ химическое
равновесие смещается в сторону
прямой реакции, а при их
уменьшении в сторону —
обратной;
при увеличении концентраций
продуктов прямой реакции
химическое равновесие
смещается в сторону обратной
реакции, при их уменьшении —
в сторону прямой.

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Химические реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции, называют необратимыми.

Реакции, продукты которых в тех же условиях способны реагировать друг сдругом, образуя исходные вещества, называют обратимыми.

 

 

 


Реакцию между исходными веществами называют прямой , ее скорость обозначается v → .

Реакцию между образовавшимися веществаминазывают обратной ее скорость обозначается v ← .

В соответствии с законом сохранения масс в начальный момент времени величина скорости прямой реакции имеет максимальное значение, тогда как величина скорости обратной реакции равна нулю.

Со временем концентрация исходных веществ уменьшается, а концентрация продуктов реакции, напротив, возрастает. Как следствие, уменьшается скорость прямой реакции и растет скорость обратной реакции. В тот момент, когда обе скорости становятся равными , система переходит в равновесное состояние.

Следовательно,

химическое равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.

Молярные концентрации участвующих в реакции веществ перестаюти зменяться, их называют равновесными, обозначая [ ]р.

Например, для гомогенной реакции 2SО2 + О2 = 2SO3:

v = k[SO2]2[O2] и v= k[SO3]2.

С наступлением химическогоравновесия: v = v .

k [ SO 2 ]2р[ O2 ]р = k [SO3]2р

K х. р = k /k = [ SO3]2р / [SO2]2р[O2]р

Где: K х.р – константа химического равновесия;

[ SO 2]р, [O2]р, [SO3]р– молярное равновесие концентрации.

По величине K х.р > 1 выход продуктов реакции большой;

при K х.р < 1 выход продуктов реакции незначителен.

Химическое равновесие сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия, в которых система находится. Изменение условий (концентрация веществ, температура, давление) вызывает нарушение равновесия. Через некоторое время химическое равновесие восстанавливается, но уже в новых, отличных от предыдущих условиях.Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением (сдвигом) равновесия.

Направление смещения подчиняется принципу Ле-Шателье:

если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое — либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.

• При увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону большего расхода этого вещества , усиливается прямая реакция.

• Уменьшение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования этих веществ, т.к. усиливается обратная реакция.

• При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газообразных веществ, т. е. в сторону понижения давления.

• При уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молекул газообразных веществ, т. е. в сторону увеличения давления.

• Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

• При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.

• При понижении температуры — в сторону экзотермической реакции.

Химическое равновесие — основа обратимых химических реакций

Согласно одной из классификаций, используемых для описания химических процессов, существует два вида противоположных реакций – обратимые и необратимые. Обратимая реакция не доходит до конца, т.е. ни одно из веществ, вступивших в нее, не расходуется полностью и не меняет концентрацию. Такой процесс заканчивается установлением баланса или химического равновесия, которое обозначают ⇌. Но прямая и обратная реакции идут и дальше, не прекращаясь, поэтому равновесие называют динамичным или подвижным. Наступившее химическое равновесие говорит о том, что прямая реакция происходит с той же скоростью (V1), что и обратная (V2), V1 = V2 . Если давление и температура будут неизменными, то равновесие в данной системе может длиться неопределенно долго.

Количественно химическое равновесие описывается константой равновесия, которая равна отношению констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций. Рассчитать ее можно по формуле:K=K1/K2. Показатели константы равновесия будут зависеть от состава реагирующих веществ и температуры.
Смещение химического равновесия происходит по принципу Ле-Шателье, который звучит так: «Если на систему, которая находится в равновесии, воздействовать внешними факторами, то равновесие нарушится и сместится в сторону, противоположную данному изменению».

Рассмотрим химическое равновесие и условия его смещения на примере образования молекулы аммиака: N2 + 3h3 ↔ 2Nh4 + Q.

Рассматривая уравнение данной реакции, устанавливаем:

  1. прямая реакция — это реакция соединения, т.к. из 2 простых веществ образуется 1 сложное (аммиак), а обратная – разложение;

  2. прямая реакция идет с образованием теплоты, поэтому она – экзотермическая, следовательно, обратная – эндотермическая и идет с поглощением теплоты.

Теперь рассмотрим данное уравнение при условии видоизменения определенных параметров:

  1. Изменение концентрации. Если увеличим концентрацию начальных веществ — азота и водорода — и уменьшим количество аммиака, то равновесие сместится вправо к образованию Nh4. Если же нужно переместить его влево, увеличьте концентрацию аммиака.

  2. Повышение температуры передвинет равновесие в сторону реакции, при которой тепло поглощается, а при понижении — выделяется. Поэтому если увеличить температуру при синтезе аммиака, то равновесие сместиться в сторону исходных продуктов, т. е. влево, а при снижении температуры – вправо, в сторону к продукту реакции.

  3. Если увеличить давление, то равновесие сдвинется в сторону, где количество газообразных веществ меньше, а при уменьшении давления – в сторону, где количество газов увеличивается. При синтезе Nh4 из 4 моль N2 и 3h3 получается 2 Nh4. Поэтому если увеличить давление, то равновесие переместится вправо, к образованию Nh4. Если же давление уменьшить, то равновесие сместится в сторону исходных продуктов.

Делаем вывод, что химическое равновесие можно нарушить, если повысить или снизить:

  1. температуру;

  2. давление;

  3. концентрацию веществ.

При введении катализатора в любую реакцию баланс не изменяется, т.е. химическое равновесие не нарушается.

8.2: Химическое равновесие — Химия LibreTexts

Результаты обучения

  • Объясните химическое равновесие.
  • Напишите выражение для вычисления \(K\).
  • Рассчитать и сравнить значения Q и K.
  • Предсказать относительное количество реагентов и продуктов на основе константы равновесия \(K\).

Газообразный водород и йод реагируют с образованием йодистого водорода в соответствии со следующей реакцией:

\[\ce{H_2} \left( g \right) + \ce{I_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{HI} \left( g \right)\]

\[\begin{align} &\text{Прямая реакция:} \: \: \ce{H_2} \left( g \right) + \ce{I_2} \left( g \right) \rightarrow 2 \ce {HI} \left( g \right) \\ &\text{Обратная реакция:} \: \: 2 \ce{HI} \left( g \right) \rightarrow \ce{H_2} \left( g \right ) + \ce{I_2} \left( g \right) \end{align}\]

Первоначально происходит только прямая реакция, поскольку \(\ce{HI}\) отсутствует.Как только некоторое \(\ce{HI}\) образовалось, оно начинает разлагаться обратно на \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\). Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В конце концов скорость объединения \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\) для получения \(\ce{HI}\) становится равной скорости разложения \(\ce{HI }\) в \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\). Когда скорости прямой и обратной реакции сравнялись, реакция достигла состояния равновесия. Химическое равновесие – это состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Равновесие в реакции: \(\ce{H_2} \left( g \right) + \ce{I_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{HI} \влево(г\вправо)\).

Химическое равновесие может быть достигнуто независимо от того, начинается ли реакция со всеми реагентами и без продуктов, со всеми продуктами и без реагентов или с некоторыми из них. На рисунке ниже показаны изменения концентрации \(\ce{H_2}\), \(\ce{I_2}\) и \(\ce{HI}\) для двух разных реакций.В реакции, изображенной на графике слева (A), реакция начинается с присутствия только \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\). Изначально \(\ce{HI}\) нет. По мере того, как реакция приближается к равновесию, концентрации \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\) постепенно уменьшаются, а концентрация \(\ce{HI}\) постепенно увеличивается. Когда кривая выравнивается и все концентрации становятся постоянными, равновесие достигнуто. В равновесии концентрации всех веществ постоянны.

В реакции B процесс начинается только с \(\ce{HI}\) и без \(\ce{H_2}\) или \(\ce{I_2}\). В этом случае концентрация \(\ce{HI}\) постепенно уменьшается, а концентрации \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\) постепенно увеличиваются, пока снова не будет достигнуто равновесие. Обратите внимание, что в обоих случаях относительное положение равновесия одинаково, о чем свидетельствуют относительные концентрации реагентов и продуктов. Концентрация \(\ce{HI}\) в равновесии значительно выше, чем концентрации \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\).Это верно независимо от того, началась ли реакция со всеми реагентами или со всеми продуктами. Положение равновесия является свойством конкретной обратимой реакции и не зависит от того, как было достигнуто равновесие.

Рисунок \(\PageIndex{2}\): Равновесие между реагентами и продуктами достигается независимо от того, начинается ли реакция с реагентов или продуктов.

Условия равновесия и типы равновесия

Может показаться заманчивым думать, что как только будет достигнуто равновесие, реакция остановится.Химическое равновесие представляет собой динамический процесс. Прямая и обратная реакции продолжают протекать даже после достижения равновесия. Однако, поскольку скорости реакций одинаковы, относительные концентрации реагентов и продуктов реакции, находящейся в равновесии, не изменяются. Условия и свойства системы в равновесии приведены ниже.

  1. Система должна быть закрытой, т. е. никакие вещества не могут попасть в систему или выйти из нее.
  2. Равновесие — это динамический процесс.Даже если мы не обязательно видим реакции, имеют место как прямые, так и обратные реакции.
  3. Скорости прямой и обратной реакции должны быть равны.
  4. Количество реагентов и продуктов не должно быть равным. Однако после достижения равновесия количества реагентов и продуктов будут постоянными.

Описание равновесия в этом понятии относится главным образом к равновесию между реагентами и продуктами химической реакции. Другие типы равновесия включают фазовое равновесие и равновесие раствора. Фазовое равновесие возникает, когда вещество находится в равновесии между двумя состояниями. Например, закрытая пробкой колба с водой достигает равновесия, когда скорость испарения равна скорости конденсации. Равновесие в растворе возникает, когда твердое вещество находится в насыщенном растворе. В этот момент скорость растворения равна скорости рекристаллизации. Хотя все это разные типы преобразований, большинство правил, касающихся равновесия, применимы к любой ситуации, в которой процесс протекает обратимо.

Эритроциты переносят кислород к тканям, чтобы они могли функционировать. В отсутствие кислорода клетки не могут выполнять свои биохимические функции. Кислород перемещается к клеткам, прикрепленным к гемоглобину, белку, содержащемуся в эритроцитах. В случаях отравления угарным газом \(\ce{CO}\) гораздо прочнее связывается с гемоглобином, блокируя присоединение кислорода и снижая количество кислорода, достигающего клеток. Лечение включает в себя вдыхание пациентом чистого кислорода для вытеснения угарного газа.Равновесная реакция, показанная ниже, иллюстрирует сдвиг вправо при добавлении в систему избытка кислорода:

\[\ce{Hb(CO)_4} \left( aq \right) + 4 \ce{O_2} \left( g \right) \rightleftharpoons \ce{Hb(O_2)_4} \left( aq \right ) + 4 \ce{CO} \left( g \right)\]

Константа равновесия

Рассмотрим гипотетическую обратимую реакцию, в которой реагенты \(\ce{A}\) и \(\ce{B}\) реагируют с образованием продуктов \(\ce{C}\) и \(\ce{D}\ ). Это равновесие можно показать ниже, где строчные буквы обозначают коэффициенты каждого вещества.

\[a \ce{A} + b \ce{B} \rightleftharpoons c \ce{C} + d \ce{D}\]

Как мы установили, скорости прямой и обратной реакций при равновесии одинаковы, поэтому концентрации всех веществ постоянны. Поскольку это так, то само собой разумеется, что соотношение концентраций для любой данной реакции при равновесии сохраняет постоянное значение. Константа равновесия \(\left( K_\text{eq} \right)\) есть отношение математического произведения продуктов реакции к математическому произведению концентраций реагентов реакции.б}\]

Концентрации каждого вещества, указанные в квадратных скобках вокруг формулы, измеряются в молярных единицах \(\left( \text{моль/л} \right)\).

Значение константы равновесия любой реакции определяется только экспериментально. Как подробно описано в предыдущем разделе, положение равновесия для данной реакции не зависит от исходных концентраций, и поэтому значение константы равновесия действительно постоянно. Однако это зависит от температуры реакции.Это связано с тем, что равновесие определяется как состояние, возникающее в результате равенства скоростей прямой и обратной реакций. Если температура изменится, соответствующее изменение скоростей этих реакций изменит константу равновесия. Для любой реакции, в которой задано \(K_\text{eq}\), должна быть указана температура.

Когда \(K_\text{eq}\) больше 1, числитель больше знаменателя, поэтому предпочтение отдается продуктам, что означает, что концентрация его продуктов больше, чем концентрация реагентов.

Если \(K_\text{eq}\) меньше 1, то предпочтение отдается реагентам, поскольку знаменатель (реагенты) больше числителя (продукты).

Когда \(K_\text{eq}\) равно 1, то концентрации реагентов и продуктов примерно равны.

Коэффициент реакции

Коэффициент реакции \(Q\) используется при вопросе, находимся ли мы в равновесии. Вычисление для \(Q\) равно , точно так же, как и для \(K\), но мы можем использовать \(K\), только когда знаем, что находимся в равновесии.Сравнение \(Q\) и \(K\) позволяет предсказать направление реакции.

  • \(Q\) = \(K\) равновесие
  • \(Q\) < \(K\) реакция идет вправо с образованием большего количества продуктов и уменьшением количества реагентов, поэтому значение \(Q\) увеличится
  • \(Q\) > \(K\) реакция протекает влево с образованием большего количества реагентов и уменьшением количества продуктов, поэтому значение \(Q\) уменьшится

Авторы и авторство

  • Эллисон Сульт, Ph. Д. (факультет химии, Университет Кентукки)

Состояние равновесия – обзор

Контроль кристаллической фазы

Кристаллическая фаза тонкопленочных материалов главным образом контролируется температурой роста и химическим составом тонких пленок. Кристаллическая фаза тонкопленочных материалов в основном основана на фазовой диаграмме объемных материалов. Однако кристаллическая фазовая диаграмма тонких пленок существенно отличается от объемных, так как тонкие пленки выращиваются в нетермических равновесных условиях.

Условия нетермического равновесия индуцируют уникальные структурные свойства тонких пленок, включая релаксацию растворимости и образование метастабильной кристаллической фазы. Скорость роста тонких пленок также является еще одним важным параметром, влияющим на кристаллическую фазу и/или кристаллическую ориентацию тонких пленок. Объемная фазовая диаграмма тонких пленок должна быть сделана тщательно для лучшего понимания кристаллической фазы составных тонких пленок. Типичная фазовая диаграмма PbTiO 3 для тонких пленок показана на рис.5.17(а) 13 , а фазовая диаграмма объемного PbTiO 3 показана на рис. 5.17(б). б

Рисунок 5.17. Фазовая диаграмма тонких пленок, напыленных PbTiO 3 (а), и объемной керамики (б).

Благодаря нетепловому равновесию процесса осаждения тонких пленок существуют уникальные процессы фазового контроля для составных тонких пленок. Один — закалка после напыления, другой — прерывистое напыление.

Известно, что скорость охлаждения после эпитаксиального роста влияет на ориентацию кристаллов эпитаксиальных тонких пленок.Например, тонкие пленки тетрагонального PbTiO 3 , эпитаксиально выращенные на подложках (001)MgO при температуре эпитаксии 600°C с последующим естественным охлаждением, имеют ориентацию (100)PbTiO 3 , так как параметр решетки c близок к параметр решетки MgO. Однако, если эпитаксиальные тонкие пленки PbTiO 3 закалить после эпитаксиального осаждения, напыленные тонкие пленки демонстрируют ориентацию (001)PbTiO 3 , как показано на рис. 5.18 14 , который будет подробно описан в предыдущей главе. .Ориентация кристалла определяется скоростью охлаждения.

Рисунок 5.18. Рентгенограммы напыленных тонких пленок PbTiO 3 толщиной 120 нм на (001)MgO: (а) быстрое охлаждение; б) медленное охлаждение.

Химический состав напыленных тонких пленок в основном такой же, как у целевых составов. Однако химический состав напыленных тонких пленок не совпадает с составом мишени для слоистых комплексных соединений. Типичными примерами являются двухслойные соединения перовскита, показанные на рис.5.19. 15 Существует несколько типов двухслойных соединений перовскита, в том числе BSCCO (BiSrCaCuO): для напыления BSCCO с небольшими количествами Cu целевые композиции переносятся на тонкие пленки, как показано в уравнении. (5.10). Когда количество Cu увеличивается, составы тонких пленок отличаются от целевого, как показано в уравнении. (5.11), из-за распада при росте пленки.

Рисунок 5. 19. Послойное осаждение Bi 2 Sr 2 Ca n −1 Cu n O x .

Однако, если напыление осуществляется путем послойного осаждения слоев BiO и SrCaCuO с выдержкой времени между осаждением слоев BiO и SrCaCuO, то составы полученных пленок будут такими же, как и у мишени. Время ожидания составляет около 4 мин.

Целевые тонкие пленки

(5.10) Bi2Sr2Ca2Cu3O10 → Bi2Sr2Ca2Cu3O10

(5.11) Bi2Sr2Ca3Cu4O12 → Bi2Sr2Ca2Cu3O10 + CaCuO2

(5,12) Bi2Sr2Ca3Cu4O12 → Bi2Sr2Ca3Cu4O12intermitted

Разновидности процессов распыления доступны для управления фазой распыленных соединения тонких пленок. c

Константа равновесия – Введение в химию – 1-е канадское издание

  1. Объясните значение константы равновесия.
  2. Постройте выражение константы равновесия для химической реакции.

В середине 1860-х годов норвежские ученые К. М. Гульдберг и П. Вааге отметили своеобразную зависимость между количествами реагентов и продуктов в равновесии. Сколько бы реагентов они не начинали, в равновесии достигалось определенное соотношение реагентов и продуктов.Сегодня мы называем это наблюдение законом действующих масс . Он связывает количества реагентов и продуктов в равновесии для химической реакции. Для общей химической реакции, протекающей в растворе,

аА + bB ⇄ cC + dD

константа равновесия , также известная как K eq , определяется следующим выражением:

, где [A] — молярная концентрация частиц A в состоянии равновесия и т. д. Коэффициенты a , b , c и d в химическом уравнении становятся показателями степени в выражении для K eq . K eq является характеристическим числовым значением для данной реакции при данной температуре; то есть каждая химическая реакция имеет свою характеристику К экв . Концентрация каждого реагента и продукта в химической реакции при равновесии составляет относительно ; концентрации не могут быть случайными величинами, а зависят друг от друга. В числителе выражения для K eq есть концентрации каждого продукта (сколько бы продуктов ни было), а в знаменателе выражения для K eq есть концентрации каждого реагента, что приводит к общему продукты над реагентами определение для K экв .

Рассмотрим простой пример. Предположим, у нас есть это равновесие:

А ⇄ В

Реагент один, продукт один, а коэффициенты у каждого равны 1 (предполагается, не написано). Выражение K eq для этого равновесия равно

.

(Показатель степени 1 для каждой концентрации понимается.)

Предположим, что числовое значение K eq для этой химической реакции равно 2,0. Если [B] = 4,0 М, то [A] должно равняться 2. 0 M, чтобы значение дроби равнялось 2,0:

По соглашению единицами измерения считаются M, и они опущены в выражении K eq . Предположим, [B] равно 6,0 M. Чтобы значение K eq оставалось постоянным (в конце концов, оно называется равновесной постоянной ), тогда [A] должно быть равно 3,0 M в равновесии:

Если бы [A] было , а не , равным 3,0 М, реакция не была бы в равновесии, и результирующая реакция происходила бы до тех пор, пока это соотношение действительно не стало бы равным 2.0. В этот момент реакция находится в равновесии, и любое чистое изменение прекратится. (Вспомним, однако, что прямая и обратная реакции не останавливаются, потому что химическое равновесие является динамическим.)

Та же проблема с более сложными выражениями для K eq ; только математика усложняется. Вообще говоря, зная значение для K eq и все концентрации, кроме одной, находящиеся в равновесии, можно рассчитать недостающую концентрацию.

Учитывая следующую реакцию:

H 2 + I 2 ⇄ 2HI

Если равновесие [HI] равно 0,75 M, а равновесие [H 2 ] равно 0,20 M, каково равновесие [I 2 ], если K eq равно 0,40?

Решение
Начнем с написания выражения K eq . Используя подход продуктов по сравнению с реагентами , выражение K экв выглядит следующим образом:

Обратите внимание, что [HI] возведен в квадрат из-за коэффициента 2 в сбалансированном химическом уравнении.Заменив равновесие [H 2 ] и [HI] и заданное значение K eq :

Чтобы найти [I 2 ], мы должны сделать некоторую алгебраическую перестановку: разделить 0,40 на обе части уравнения и умножить обе части уравнения на [I 2 ]. Это приносит [I 2 ] в числитель левой части и 0,40 в знаменатель правой части:

Решение,

Предполагается, что единицей концентрации является молярность. Это значение для [I 2 ] можно легко проверить, подставив 0,75, 0,20 и 7,0 в выражение для K eq и оценив: вы должны получить 0,40, числовое значение K eq ( и вы делаете).

Проверь себя
Учитывая следующую реакцию:

H 2 + I 2 ⇄ 2HI

Если равновесие [HI] равно 0,060 M, а равновесие [I 2 ] равно 0,90 M, каково равновесие [H 2 ], если K eq равно 0.40?

Ответ
0,010 М

В некоторых типах задач на равновесие необходимо проанализировать квадратные корни, кубические корни или даже более высокие корни, чтобы определить окончательный ответ. Убедитесь, что вы знаете, как выполнять такие операции на вашем калькуляторе; если вы не знаете, обратитесь за помощью к инструктору.

Следующая реакция находится в равновесии:

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3

K eq при определенной температуре равно 13. 7. Если равновесие [N 2 ] равно 1,88 М, а равновесие [NH 3 ] равно 6,62 М, каково равновесие [H 2 ]?

Решение
Начнем с записи выражения K eq из сбалансированного химического уравнения:

Заменяя известные равновесные концентрации и K eq , получаем

Переставляя алгебраически, а затем оценивая числовое выражение, мы получаем

Чтобы решить для [H 2 ], нам нужно взять кубический корень уравнения.Выполнив эту операцию, мы получим

Вы должны убедиться, что это правильно, используя свой собственный калькулятор, чтобы подтвердить, что вы знаете, как правильно извлекать кубический корень.

Проверь себя
Следующая реакция находится в равновесии:

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3

K eq при определенной температуре составляет 13,7. Если равновесие [N 2 ] равно 0,055 М, а равновесие [H 2 ] равно 1.62 M, что такое равновесие [NH 3 ]?

Ответ
1,79 М

K eq было определено ранее с точки зрения концентрации. Для газофазных реакций K экв. также можно определить через парциальные давления реагентов и продуктов, P i . Для газофазной реакции

aA(g) + bB(g) ⇄ cC(g) + dD(g)

константа равновесия на основе давления, K P , определяется следующим образом:

, где P A — парциальное давление вещества А при равновесии в атмосферах и т.д.Как и в случае константы равновесия, основанной на концентрации, единицы измерения опускаются при подстановке в выражение для K P .

Чему равно K P для этой реакции, учитывая равновесные парциальные давления 0,664 атм для NO 2 и 1,09 для N 2 O 4 ?

2НО 2 (ж) ⇄ Н 2 О 4 (ж)

Раствор
Напишите выражение K P для этой реакции:

Затем подставьте равновесные парциальные давления в выражение и вычислите:

Проверь себя
Что такое K P для этой реакции при равновесном парциальном давлении, равном 0. 44 атм для H 2 , 0,22 атм для Cl 2 и 2,98 атм для HCl?

H 2 + Cl 2 ⇄ 2HCl

Ответить
91,7

Существует простая зависимость между K экв. (в единицах концентрации) и K P (в единицах давления):

, где R — постоянная закона идеального газа (в единицах л·атм/моль·K), T — абсолютная температура, а Δ n — изменение количества молей газа в уравновешенном химическое уравнение, определяемое как n gas,prods n gas,rcts .

Обратите внимание, что из этого уравнения следует, что если количество молей газа одинаково в реагентах и ​​продуктах, K eq = K P .

Чему равно K P при 25°C для этой реакции, если K экв. равно 4,2 × 10 −2 ?

N 2 (ж) + 3H 2 (ж) ⇄ 2NH 3 (ж)

Решение
Прежде чем использовать соответствующее уравнение, нам нужно сделать две вещи: преобразовать температуру в кельвины и определить Δ n . Преобразование температуры легко:

Чтобы определить изменение количества молей газа, возьмите количество молей газообразных продуктов и вычтите количество молей газообразных реагентов. В качестве продукта имеется 2 моля газа и 4 моля газа реагента:

Обратите внимание, что Δ n отрицательно. Теперь мы можем подставить в наше уравнение, используя R = 0,08205 л·атм/моль·К. Единицы измерения опущены для ясности:

Решение,

Проверь себя
Что такое K P при 25°C для этой реакции, если K eq равно 98.3?

I 2 (ж) ⇄ 2I (ж)

Ответ
2,40 × 10 3

Наконец, мы признаем, что во многих химических реакциях участвуют вещества в твердой или жидкой фазах. Например, конкретная химическая реакция представлена ​​следующим образом:

2NaHCO 3 (т) ⇄ Na 2 CO 3 (т) + CO 2 (г) + H 2 O(ℓ)

Это химическое уравнение включает все три фазы вещества. Этот тип равновесия называется гетерогенным равновесием , поскольку присутствует более одной фазы.

Правило для гетерогенных равновесий следующее: Не включайте концентрации чистых твердых веществ и чистых жидкостей в выражения K eq . В выражения констант равновесия включаются только парциальные давления газофазных веществ или концентрации в растворах. Таким образом, выражение константы равновесия для этой реакции будет просто равно

.

, потому что два твердых тела и одна жидкость не будут фигурировать в выражении.

  • Каждое химическое равновесие можно охарактеризовать константой равновесия, известной как K eq .
  • Выражения K eq и K P сформулированы как количество продуктов, деленное на количество реагентов; каждая величина (либо концентрация, либо давление) возводится в степень своего коэффициента в сбалансированном химическом уравнении.
  • Твердые тела и жидкости не входят в выражение для константы равновесия.
  1. Определить закон действующих масс .
  2. Что такое константа равновесия химической реакции? Как он устроен?
  3. Напишите выражение K eq для каждой реакции.
    1. H 2 + Cl 2 ⇄ 2HCl
    2. НЕТ + НЕТ 2 ⇄ Н 2 О 3
  4. Напишите выражение K eq для каждой реакции.
    1. C 2 H 5 OH + NaI ⇄ C 2 H 5 I + NaOH
    2. PCl 3  + Cl 2  ⇄ PCl 5
  5. Напишите выражение K P для каждой реакции.
    1. 2H 2 (ж) + O 2 (ж) ⇄ 2H 2 O(г)
    2. 2H 2 O 2 (г) ⇄ 2H 2 O(г) + O 2 (г)
  6. Напишите выражение K P для каждой реакции.
    1. CH 4 (г) + 2O 2 (г) ⇄ CO 2 (г) + 2H 2 O(г)
    2. CH 4 (г) + 4Cl 2 (г) ⇄ CCl 4 (г) + 4HCl (г)
  7. Следующая реакция находится в равновесии:

    ПБр 3  + Бр 2  ⇄ ПБр 5

    Равновесие [Br 2 ] и [PBr 5 ] равны 2.05 М и 0,55 М соответственно. Если K eq равно 1,65, каково равновесие [PBr 3 ]?

  8. Следующая реакция находится в равновесии:

    CO + Cl 2 ⇄ CoCl 2

    Равновесие [CO] и [Cl 2 ] составляют 0,088 М и 0,103 М соответственно. Если K экв. равно 0,225, каково равновесие [COCl 2 ]?

  9. Следующая реакция находится в равновесии:

    CH 4 + 2Cl 2 ⇄ CH 2 Cl 2 + 2HCl

    Если [CH 4 ] равно 0. 250 М, [Cl 2 ] составляет 0,150 М и [CH 2 Cl 2 ] составляет 0,175 М в равновесии, чему равно [HCl] в равновесии, если K экв. равно 2,30?

  10. Следующая реакция находится в равновесии:

    4HBr + O 2 ⇄ 2H 2 O + 2Br 2

    Если [HBr] составляет 0,100 М, [O 2 ] составляет 0,250 М и [H 2 O] составляет 0,0500 М в равновесии, что такое [Br 2 ] в равновесии, если K экв. это 0.770?

  11. Напишите выражение K P для следующей газофазной реакции:

    4NO 2 (ж) + O 2 (ж) ⇄ 2N 2 O 5 (ж)

  12. Напишите выражение K P для следующей газофазной реакции:

    ClO(г) + O 3 (г) ⇄ ClO 2 (г) + O 2 (г)

  13. Чему равно равновесное парциальное давление COBr 2 , если равновесные парциальные давления CO и Br 2 равны 0. 666 атм и 0,235 атм и К Р для этого равновесия 4,08?

    CO(г) + Br 2 (г) ⇄ COBr 2 (г)

  14. Чему равно равновесное парциальное давление O 3 , если равновесное парциальное давление O 2 равно 0,0044 атм, а K P для этого равновесия равно 0,00755?

    3O 2 (ж) ⇄ 2O 3 (ж)

  15. Рассчитайте K P для этой реакции при 298 K, если K eq = 1.76 × 10 −3 .

    3O 2 (ж) ⇄ 2O 3 (ж)

  16. Рассчитайте K P для этой реакции при 310 K, если K eq = 6,22 × 10 3 .

    4NO 2 (ж) + O 2 (ж) ⇄ 2N 2 O 5 (ж)

  17. Рассчитайте K экв для этой реакции, если K P = 5,205 × 10 −3 при 660°C.

    CO(г) + F 2 (г) ⇄ COF 2 (г)

  18. Рассчитайте K экв для этой реакции, если K P = 78. 3 при 100°С.

    4HCl(г) + O 2 (г) ⇄ 2H 2 O(г) + 2Cl 2 (г)

  19. Запишите правильное выражение K eq для этой реакции.

    NaOH (водн.) + HCl (водн.) ⇄ NaCl (водн.) + H 2 O (л)

  20. Запишите правильное выражение K eq для этой реакции.

    AgNO 3 (водн.) + NaCl (водн.) ⇄ AgCl (тв.) + NaNO 3 (водн.)

  21. Напишите правильное выражение K P для этой реакции.

    CaCO 3 (т) ⇄ CaO(т) + CO 2 (г)

  22. Напишите правильное выражение K P для этой реакции.

    C 2 H 2 (ж) + 2I 2 (с) ⇄ C 2 H 2 I 4 (ж)

  1. Связь между концентрациями реагентов и продуктов химической реакции при равновесии
  1. 0. 163 М
  1. 0,272 М
  1. 0,639 атм
  1. 7,20 × 10 −5
  1. К экв = 3,98 × 10 −1

(PDF) Стабильность, смещение и модерация химического равновесия: новое открытие принципа Ле Шателье

Коимбра, Португалия 3 – 7 сентября 2007 г. эта статья была написана в то время как

C.Г.О.-Ф. был приглашенным научным сотрудником на кафедре

Материаловедение и инженерия Университета штата Пенсильвания.

Компания MatSE выражает благодарность за финансовую поддержку и предоставление исследовательского оборудования

.

R

ССЫЛКИ

[1]

J. E. Lacy, «Равновесия, которые сдвигаются влево при добавлении большего количества реагента»,

J. Chem. Образование

. , том. 82, стр. 1192-1193, 2005.

[2]

М.Дж. Улин и Д.С. Корти, «Реакция синтеза аммиака:

исключение из принципа Ле Шателье и эффекты неидеальности»,

J.

Chem. Образовательный

, том. 83, стр. 138-144, 2006.

[3]

E. Martinez Torres, “Влияние возмущения на

химическое равновесие: Сравнение с принципом Ле Шателье”,

J. Chem.

Учеб.

, том. 84, стр. 516-519, 2007.

[4]

J. De Heer, «Принцип Ле Шателье и Брауна»,

J. Chem.

Учеб.

, том. 34, pp. 375-380, 1957.

[5]

Z.-K.Liu, J. Ågren и M. Hillert, «Применение принципа Ле Шателье

к газовым реакциям»,

Fluid Phase Эквилиб

., том. 121, стр. 167-

177, 1996.

[6]

Дж. Куилес, «Изменения концентрации и парциального давления в химических равновесиях

: недоразумения студентов и преподавателей»,

Chem.Образовательный Рез. Практ

. , т. 5, pp. 281-300, 2004.

[7]

H. Le Chatelier, «Sur la loi du déplacement de l’équilibre chimique»,

Compt. Ренд

., т. 196, pp. 1557-1560, 1933.

[8]

H. Le Chatelier, «Sur un enoncé général des lois des équilibres

chimiques»,

Compt. Ренд

., т. 99, стр. 786-789, 1884.

[9]

Дж. Оливер и Дж. Курц (без даты), Анри Луи Ле Шателье: Человек

принципа.Национальный фонд стипендий Вудро Вильсона,

Принстон, Нью-Джерси. [Онлайн]. Доступно: http://www.woodrow.org/учителя/

ci/1992/LeChatelier.html

[10]

Л. Кац, «Систематический способ избежать применения принципа Ле Шателье в

химических реакциях»,

J. Chem. Образование

., том. 38, с.хим. Образование

., том. 80, pp. 1211-1219, 2003.

[12]

H. Le Chatelier «Recherches expérimentales et théoriques sur les

équilibres chimiques»,

Ann. Мины

, том. 13, pp. 157-382, 1888.

[13]

H. Le Chatelier,

Les Principes Fondamentaux de l’énergétique et leur

application aux phénomènes chimiques

3 90. Париж: Gauthier-Villars & Fils,

1894, стр.21-27.

[14]

H. Le Chatelier,

Leçons sur le carbone. La горение. Les lois

chimiques

. Paris: Librairie Scientifique J. Hermann, 1926, стр. 350-

358.

[15]

H. Le Chatelier «Sur la loi du déplacement de l’équilibre chimique»,

Compt. Ренд

., т. 196, стр. 1753-1757, 1933.

[16]

Р. Этьен, «Sur le déplacement de l’equlibre par Variation de Masse»,

Compt.Ренд

., т. 196, pp. 1887-1889, 1933.

[17]

J. de Heer, «Le Chatelier, научный принцип или «священная корова»»,

J.

Chem. Образование

., том. 35, pp. 133-136, 1958.

[18]

Г. М. Боднер, «О неправильном использовании принципа Ле Шателье для

предсказания температурной зависимости растворимости солей»,

J.

хим. Образование

., том.57, pp. 117-119, 1980.

[19]

Трептов Р. С. Принцип Ле Шателье. Повторное исследование и метод

графической иллюстрации»,

J. Chem. Образование

., том. 57, pp. 417-420, 1980.

[20]

R. Fernandez-Prini, «Принцип Ле Шателье и предсказание влияния температуры на растворимость»,

J. Chem. Образование

., том. 59, стр. 550-

553, 1982.

[21]

Ж.Голд, В. Голд, «Преподавание химического равновесия. Принцип Ле Шателье

и законы Вант-Гоффа»,

Educ. Chem

., vol. 22, стр. 82-85,

1985.

[22]

Х. Килес-Пардо и Дж. Дж. Солаз-Портолес, «Студенты и учителя». химического равновесия»,

J. Res. науч. Научи

., т. 1, с.32, стр.

939-957, 1995.

[23]

J. Quílez Pardo, «Persistencia de errores conceptes relacionados con

la correcta aplication del principio de le Chatelier»,

Quim

. ,

том. 9, pp. 367-377, 1998.

[24]

J. W. Gibbs,

Научные статьи

, vol. 1. Нью-Йорк: Довер, 1961, стр.

55-353.

[25]

Дж. В. Гиббс (пер.H. Le Chatelier),

Équilibre des systemes

chimiques

. Париж: Г. Карре-К. Naud, 1899, стр. v-xii.

[26]

там же

, стр. 85, 91, 110. хим. Образовательный Рез. Практика. Европа

, том. 2, pp. 303-

312, 2001.

[28]

И. Пригожин и Р.Дефай,

Химическая термодинамика

. Лондон:

Longmans, Green & Co., 1954, стр. 262–269.

[29]

К. Дж. Пингс, «Термодинамика химического равновесия – I. Эффект

температуры и давления»,

Chem. англ. Sci

., т. 1, с. 16, стр. 181-188,

1961.

[30]

CJ Pings, «Термодинамика химического равновесия – II. Влияние

объема, энтропии и энтальпии»,

Хим.англ. Sci

., т. 1, с. 18, pp. англ.

Науч.

, том. 23, pp. 289–296, 1968.

[32]

C. Оливера Ф., «Equilibrio quimico estable y principios de Le Chatelier.

(1) Relaciones generales»,

Scientia

, vol.155, стр. 1–21, 1980.

[33]

К. Оливера Ф., «Equilibrio quimico estable y principios de Le Chatelier.

(2) Reacciones en fase gaseosa perfect»,

Scientia

, vol. 156/157, стр. 41-

49, 1981.

[34]

Р. Гилмор, «Взаимные отношения Ле Шателье»,

J. Phys. Chem

., vol.

76, стр. 5551-5553, 1982.

[35]

C. Olivera-Fuentes, «Обобщенная формулировка принципа Ле Шателье

», в

Proc.X Межамериканский химический конгресс

Engineering

, 1983, vol. I, стр. 73-76.

[36]

C. Olivera-Fuentes,

Estabilidad, desplazamiento y moderación del

равновесные реактивные системы

. Каракас: Университет Симона Боливара,

1984, стр. 55–80.

[37]

Х. Гуэмес, С. Веласко и М. А. Матиас, «Тепловые коэффициенты и

теплоемкости в системах с химической реакцией.Принцип Ле Шателье –

Брауна»,

J. Chem. Образование

., том. 72, стр. 199-202, 1995

[38]

И. Фиштик, И. Надьпал и И. Гутман, «Реакции реакции: способ

объяснить необычное поведение множественных равновесных систем»,

J

Хим. соц. Фарадей Транс

., т. 91, pp. 259-267, 1995.

[39]

J. Quílez-Pardo and J. J. Solaz-Portolès, «Una Formulación sencilla,

cuantitativa y precisa para el principio de Le Chatelier»,

3.Quim.,

vol. 7, pp. 202-208, 1996.

[40]

Р. Хаазе, «Равновесие твердое тело-жидкость», в

Международная энциклопедия

Физическая химия и химическая физика

, Тема 13, том. 1. Оксфорд:

Pergamon Press, 1969, стр. 6-7.

[41]

П. А. Самуэльсон, «Расширение принципа Ле-Шателье»,

Econometrics

, vol. 28, стр. 368-379, 1960.

[42]

С.А. Самуэльсон, «Максимальные принципы аналитической экономики»,

Synthèse

, vol. 31, стр. 323-344, 1975.

[43]

П. А. Самуэльсон,

Основы экономического анализа

. Нью-Йорк:

Атенеум, 1971, титульный лист.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, используйте кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только та информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Химическое равновесие | Краткие медицинские знания

Нарушения или влияние на равновесие

Если химическое равновесие нарушено, происходит ускорение реакции , которая затем устраняет или обращает нарушение.Это правило также известно как принцип наименьшего ограничения или принцип Ле Шателье. «Ограничение» относится к нарушению равновесия, которое приводит к тому, что реакцию приходится компенсировать ускорением.

«Если применить ограничение к системе, находящейся в равновесии, система сместится в направлении нового уровня равновесия, так что влияние ограничения станет минимальным. Это самое маленькое».

Возмущение может быть вызвано различными факторами.Как упоминалось ранее, положение равновесия может быть изменено отклонением условий температуры и давления . Кроме того, участвующие в количестве вещества также имеют влияние.

В следующем разделе были рассмотрены другие факторы, чтобы проиллюстрировать, как изменения могут быть вызваны различными факторами.

Потребляемая энергия

Поступление энергии (например, при нагревании) приводит к усилению «восходящей» реакции. Происходит увеличение образования реагентов, которые в «нормальных» условиях фактически образуют продукты, запасающие там свою энергию.

Это означает, что повышение температуры способствует эндотермической реакции и что значение константы равновесия уменьшается. Аналогично, в случае понижения энергии или температуры происходит обратное: положение равновесия смещается в сторону продуктов и ускоряется экзотермическая реакция.

Изменения количества вещества

Ради «спасения» происходят следующие реакции с добавлением или удалением партнеров реакции: [реакция: A + B → C + D].

  1. Добавление исходных веществ A или B → повышенное образование продуктов реакции C и D
  2. Добавление продуктов C или D → повышенное образование реагентов A и B
  3. Удаление A или B → повышенное образование A или B
  4. Удаление C или D → увеличение товар Товар Молекула, созданная ферментативной реакцией. Основы образования ферментов (В, Г)

увеличение концентрации вещества способствует его потреблению , а снижение концентрации способствует его воспроизведению .

Путем добавления кислоты кислоты Химические соединения, которые при растворении в воде выделяют ионы водорода или протоны, водород которых может быть заменен металлами или основными радикалами, или которые реагируют с основаниями с образованием солей и воды (нейтрализация). Расширение термина включает вещества, растворенные в средах, отличных от воды. Кислотно-щелочной баланс, базы Базы Обычно это гидроксид лития, натрия, калия, рубидия или цезия, а также карбонаты этих металлов, аммиак и амины.Кислотно-щелочной баланс, или осадители, концентрация партнеров реакции, однако, также могут нарушаться. В таком случае часто параллельно протекают 2 связанные равновесные реакции.

Изменения условий давления

Если веществами, участвующими в равновесной реакции в замкнутой системе, являются газы, изменение давления приводит к изменению положения химического равновесия. Если партнеры по реакции имеют агрегатную фазу, отличную от газообразной, равновесие не нарушается и не изменяется.В основе этого явления лежит то, что изменения объема при реакциях с негазообразными веществами настолько малы, что зависимостью положения равновесия от давления можно пренебречь.

Если во время реакции, протекающей при уменьшении объема , происходит увеличение давления , химическое равновесие смещается в сторону продуктов. Повышение давления при реакции, протекающей при увеличении объема, приводит к смещению положения равновесия в сторону реагентов.

уменьшение давления способствует реакции, которая происходит при увеличении объема .

12.2 Примеры статического равновесия — University Physics Volume 1

Силы в предплечье
Тяжелоатлет держит в предплечье груз весом 50,0 фунтов (эквивалент 222,4 Н), как показано на рис. 12.11. Его предплечье расположено под углом β=60°β=60° по отношению к плечу. Предплечье поддерживается сокращением двуглавой мышцы, что вызывает крутящий момент вокруг локтя.Предполагая, что напряжение в бицепсе действует в вертикальном направлении, заданном силой тяжести, какое напряжение должна проявить мышца, чтобы удерживать предплечье в показанном положении? Какая сила действует на локтевой сустав? Предположим, что вес предплечья пренебрежимо мал. Дайте окончательные ответы в единицах СИ. Фигура 12.11 Предплечье вращается вокруг локтя ( E ) за счет сокращения двуглавой мышцы, что вызывает напряжение T→M.T→M.
Стратегия
Мы выделяем три силы, действующие на предплечье: неизвестная сила F→F→ в локтевом суставе; неизвестное напряжение T→MT→M в мышце; и вес w→w→ с величиной w=50 фунтов.ш=50 фунтов. Мы принимаем систему отсчета с осью x вдоль предплечья и осью в локте. Вертикальное направление — это направление веса, которое совпадает с направлением плеча. Ось x составляет угол β=60°β=60° с вертикалью. Ось y перпендикулярна оси x . Теперь настроим диаграмму свободного тела для предплечья. Во-первых, мы рисуем оси, точку вращения и три вектора, представляющие три идентифицированные силы.Затем мы находим угол ββ и представляем каждую силу ее компонентами x и y , не забывая зачеркивать исходный вектор силы, чтобы избежать двойного счета. Наконец, мы обозначим силы и их плечи. Диаграмма свободного тела для предплечья показана на рисунке 12.12. На данный момент мы готовы установить условия равновесия для предплечья. Каждая сила имеет x — и y -компонент; следовательно, у нас есть два уравнения для первого условия равновесия, по одному уравнению для каждого компонента чистой силы, действующей на предплечье.

Фигура 12. 12 Диаграмма свободного тела для предплечья: ось расположена в точке E (локоть).

Обратите внимание, что в нашей системе отсчета вклад во второе условие равновесия (для крутящих моментов) поступает только от y -компонентов сил, поскольку все x -компоненты сил параллельны плечам рычага, поэтому что для любого из них мы имеем sinθ=0sinθ=0 в уравнении 12.10. Для компонентов y мы имеем θ=±90°θ=±90° в уравнении 12.10. Также обратите внимание, что крутящий момент силы в локте равен нулю, потому что эта сила приложена к оси. Таким образом, вклад в чистый крутящий момент поступает только от крутящих моментов TyTy и wy.wy.

Решение
Из диаграммы свободного тела мы видим, что x -компонента чистой силы удовлетворяет уравнению +Fx+Tx-wx=0+Fx+Tx-wx=0

12.21

и y -компонент чистой силы удовлетворяет

+Fy+Ty-wy=0. +Fy+Ty-wy=0.

12.22

Уравнение 12.21 и уравнение 12.22 представляют собой два уравнения первого условия равновесия (для сил). Далее из диаграммы свободного тела читаем, что чистый крутящий момент вдоль оси вращения равен

. +rTTy-rwwy=0.+rTTy-rwwy=0.

12.23

Уравнение 12.23 является вторым условием равновесия (для крутящих моментов) для предплечья. Диаграмма свободного тела показывает, что плечи рычага rT=1,5 дюйма. rT=1,5 дюйма. и rw=13,0 дюймов. rw=13,0 дюймов. На данный момент нам не нужно преобразовывать дюймы в единицы СИ, поскольку эти единицы соответствуют уравнению 12.23, они компенсируются. Снова используя диаграмму свободного тела, находим величины составляющих сил:

Fx=Fcosβ=Fcos60°=F/2Tx=Tcosβ=Tcos60°=T/2wx=wcosβ=wcos60°=w/2Fy=Fsinβ=Fsin60°=F3/2Ty=Tsinβ=Tsin60°=T3/2wy=wsinβ=wsin60 °=w3/2.Fx=Fcosβ=Fcos60°=F/2Tx=Tcosβ=Tcos60°=T/2wx=wcosβ=wcos60°=w/2Fy=Fsinβ=Fsin60°=F3/2Ty=Tsinβ=Tsin60°=T3 /2wy=wsinβ=wsin60°=w3/2.

Мы подставляем эти величины в уравнения 12. 21, уравнения 12.22 и уравнения 12.23, чтобы получить, соответственно,

F/2+T/2-w/2=0F3/2+T3/2-w3/2=0rTT3/2-rww3/2=0.F/2+T/2-w/2=0F3/2+T3/2-w3/2=0rTT3/2-rww3/2=0.

Когда мы упрощаем эти уравнения, мы видим, что у нас остается только два независимых уравнения для двух неизвестных величин силы, F и T , поскольку уравнение 12.21 для x -компоненты эквивалентно уравнению 12.22 для и -компонент. Таким образом, мы получаем первое условие равновесия сил

и второе условие равновесия моментов

rTT-rww=0.rTT-rww=0.

12.25

Величина напряжения мышцы получается путем решения уравнения 12.25:

T=rwrTw=13,01,5(50 фунтов)=43313lb≃433,3lb.T=rwrTw=13,01,5(50 фунтов)=43313lb≃433,3lb.

Сила в колене получается путем решения уравнения 12.24:

F=w-T=50,0lb-433,3lb=-383,3lb.F=w-T=50,0lb-433,3lb=-383,3lb.

Знак минус в уравнении говорит нам о том, что фактическая сила в локте антипараллельна рабочему направлению, выбранному для построения диаграммы свободного тела. В окончательном ответе мы переводим силы в единицы силы СИ. Ответ

F=383,3 фунта=383,3(4,448 Н)=1705 Н внизT=433,3 фунта=433,3(4,448 Н)=1927 Н вверх. вверх.
Значение
Здесь стоит отметить два важных момента. Первый касается преобразования в единицы СИ, которое можно выполнить в самом конце решения, если мы сохраняем согласованность в единицах. Второй важный вопрос касается шарнирных соединений, таких как локтевой.При начальном анализе проблемы всегда следует исходить из того, что шарнирные соединения создают силу в произвольном направлении , а затем вы должны решать все компоненты шарнирной силы независимо. В этом примере усилие локтя оказывается вертикальным, потому что в задаче предполагается, что напряжение бицепса также является вертикальным. Однако такое упрощение не является общим правилом.
Решение
Предположим, мы принимаем систему отсчета с направлением оси y вдоль 50-фунтового веса и точкой вращения, расположенной в локте. В этой системе отсчета все три силы имеют только y -компонент, поэтому у нас есть только одно уравнение для первого условия равновесия (для сил). Нарисуем диаграмму свободного тела для предплечья, как показано на рис. 12.13, указав точку опоры, действующие силы и их плечи относительно оси вращения, а также углы θTθT и θwθw, при которых силы T→MT→M и w→ w→ (соответственно) сделать своими плечами. В определении крутящего момента, заданном уравнением 12.10, угол θTθT представляет собой угол направления вектора T→M,T→M, отсчитываемый на против часовой стрелки на от радиального направления плеча рычага, который всегда направлен в сторону от оси вращения.По тому же соглашению угол θwθw измеряется против часовой стрелки от радиального направления плеча рычага до вектора w→.w→. Таким образом, ненулевые крутящие моменты проще всего вычислить путем прямой подстановки в уравнение 12.10 следующим образом: τT=rTTsinθT=rTTsinβ=rTTsin60°=+rTT3/2τw=rwwsinθw=rwwsin(β+180°)=−rwwsinβ=−rww3/2. τT=rTTsinθT=rTTsinβ=rTTsin60°=+rTT3/2τw=rwwsinθw=rwwsin( β+180°)=-rwwsinβ=-rww3/2.

Фигура 12.13 Диаграмма свободного тела для предплечья для эквивалентного решения.Ось расположена в точке Е (локоть).

Второе условие равновесия, τT+τw=0,τT+τw=0, теперь можно записать как

rTT3/2-rww3/2=0.rTT3/2-rww3/2=0.

12.26

Из диаграммы свободного тела первое условие равновесия (для сил) равно

−F+T−w=0.−F+T−w=0.

12.27

Уравнение 12.26 идентично уравнению 12.25 и дает результат T=433,3 фунта. T=433,3 фунта. Уравнение 12.27 дает

F=T−w=433,3 фунта−50,0 фунта=383,3 фунта. F=T−w=433,3 фунта−50,0 фунта=383.3 фунта

Мы видим, что эти ответы идентичны нашим предыдущим ответам, но второй выбор системы отсчета приводит к эквивалентному решению, которое проще и быстрее, поскольку не требует разложения сил на их прямоугольные составляющие.

.

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.