Состояние химического равновесия зависит от: Тюменский индустриальный университет » Страница не найдена

Содержание

«Количественная оценка влияния давления на состояние химического равновесия»

Реакции, которые могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми. Состоянием химического равновесия называется состояние системы, когда в ней протекает с одинаковой скоростью два противоположно направленных химических процесса.

Состояние химического равновесия характеризуется константой химического равновесия и зависит от ряда факторов, основные из которых – давление, температура, концентрация компонентов. Изменение хотя бы одного из этих факторов приводит к смещению равновесия. Под смещением химического равновесия понимают переход реакционной системы из одного состояния равновесия в другое.

Влияние различных факторов на состояние химического равновесия качественно описывается принципом смещения равновесия Ле-Шателье (1884г): если на систему, находящуюся в химическом равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие, то оно способствует протеканию той из двух реакций, которая будет ослаблять это воздействие.

Величина константы химического равновесия может быть выражена через концентрации реагирующих веществ. Например, для обратимого процесса с участием газообразных веществ:

Для гомогенных реакций газов при небольших давлениях (когда газ подчиняется законам идеальных газов) вместо концентрации компонентов пользуются величинами соответствующих парциальных давлений. В этом случае выражение для константы химического равновесия выглядит следующим образом:

Далее с целью установления взаимосвязи между Kc и Kр обратимся к уравнению Менделеева-Клапейрона:

где с – молярная концентрация

Таким образом

т.е. и т.д.

Тогда

Где

-изменение числа молей газов в результате прямой реакции.

Чтобы количественно оценить процесс смещения химического равновесия и обнаружить зависимость величины константы равновесия от давления в системе необходимо константу равновесия выразить через молярные доли. С этой целью введём обозначения:

Сi – молярная концентрация i-го компонента
ni – число молей i-го компонента
V – объём смеси
ni – общее число молей газовой смеси
хi – молярная доля i-го компонента

Тогда:

Умножим числитель и знаменатель дроби (1) на ni

Для идеальных газов

Исходя из этого выражения

С учетом этого преобразуем выражение (2)

(3)

Выразим константу химического равновесия с учетом выражения (3)

или

Известно, что константа химического равновесия, выраженная через парциальные давления реагентов (Кр) связана с константой химического равновесия, выраженной через равновесные концентрации компонентов смеси (Кс) уравнением

из которого следует, что

Подставим это выражение в уравнение (4)

Таким образом, в отличие от КС и КР величина КX действительно зависит от давления:

(5)

Применим уравнение (5) с целью количественной оценки влияния давления на смещение химического равновесия процесса синтеза аммиака

Прямая реакция протекает с уменьшением числа молей газообразных веществ, т. е. n<0, здесь n=-2. Как следует из уравнения (5) с увеличением значения Р величина К

Х возрастает (при условии, что n<0)

Таким образом быстрее растет скорость прямой реакции, т.к. константа химического равновесия - это всегда отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции:

Химическое равновесие смещается вправо; увеличивается выход аммиака. Т.е. если прямая реакция идет с уменьшением числа молей газообразных компонентов, как в случае синтеза аммиака, то повышение давления приводит к более быстрому росту скорости прямой реакции. Причем, то, насколько сильно произойдет смещение химического равновесия, можно оценить количественно, используя выражение (5) и зная изменение числа молей газообразных компонентов в реакционной смеси.

Рассмотрим обратимый процесс, сопровождающийся увеличением числа молей газов:

Т.

е. n>0, здесь n=1

Тогда, исходя из выражения (5) можно заключить, что КХ тем больше, чем меньше Р. Значит для обратимых процессов, протекающих с увеличением числа молей газообразных веществ, рост давления способствует уменьшению константы химического равновесия. Это означает, что соотношение скоростей прямой и обратной реакций меняется в пользу последней.

В случае, если реакция протекает без изменения числа молей в газовой фазе, (n=0) величины КХРС , т.е. независимо от способа выражения величина константы равновесия не зависит от давления, как, например, в случае процесса

Рассмотренные закономерности влияния давления на состояние химического равновесия справедливы для реакций с участием газовой фазы при низких давлениях, когда газ подчиняется законам идеальных газов. В этих условиях изменение числа молей газообразных компонентов n эквивалентно изменению объема газовой смеси V.

Поэтому при повышении давления равновесие реакции смещается в сторону уменьшения объема, занимаемого системой. Для взаимодействий в твердой и жидкой фазах (без участия газовой) влиянием давления пренебрегают, т.к. эти взаимодействия сопровождаются малым изменением объема.

Влияние давления и температуры на химическое равновесие

    Смещение химического равновесия. Состояние химического равновесия сохраняется при данных условиях любое время. При изменении же условий равновесие нарушается. Влияние, оказываемое на равновесную систему каким-либо внешним воздействием (изменение концентрации реагентов, давления, температуры), можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье. Согласно этому принципу, если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия. При нагревании равновесие смещается в сторону эндотермического процесса, при повышении давления — в сторону процесса, идущего с уменьшением объема.
[c.135]
    Химическое равновесие. Обратимость химических реакций. Закон действующих масс для химического равновесия. Константа равновесия. Сдвиг химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Влияние температуры, давления и концентрации. [c.26]

    Принцип Ле Шателье. Влияние различных факторов (температуры, давления, концентрации) на состояние химического равновесия качественно характеризуется принципом смещения равновесия Ле Шателье (1884)  [c.33]

    Важнейшими условиями, определяющими состояние химического равновесия, являются концентрация реагирующих веществ, давление (в случае газообразных соединений) и температура. Влияние концентрации на химическое равновесие было рассмотрено в предыдущем параграфе. Рассмотрим с точки зрения принципа смещения равновесия влияние давления и температуры на состояние химического равновесия. 

[c.73]

    Зависимость константы равновесия от давления. Кроме температуры на состояние химического равновесия оказывает влияние давление. Для идеальных газовых смесей константы Кс и Кр не зависят от давления и поэтому не могут использоваться для исследования влияния давления на состояние химического равновесия. От давления зависит константа Ка, как это видно из соотношения (IX.5)  [c.142]

    Влияние температуры и давления на химическое равновесие. . .  [c.4]

    В общем случае влияние на изменение химического равновесия различных факторов (главным образом температуры и давления) подчиняется принципу смещения равновесия (принцип Ле Шателье—Брауна ), рассмотренному выше. 

[c.134]

    Изучение химического равновесия имеет большое значение как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. При окончательном выборе условий проведения процесса учитывают также их влияние на скорость процесса. Необходимы такие условия, чтобы достигался максимально возможный выход продукта (смещение химического равновесия) при наибольшей скорости процесса его образования. [c.181]

    Разрабатывая процесс синтеза аммиака из N3 и Н2, Габер пытался установить, при изменении каких факторов выход NHз увеличивается. Определив значения константы равновесия при разных температурах, он вычислил равновесные количества ЫНз, образующиеся в различных условиях. Результаты некоторых из его расчетов приведены в табл. 14.2. Отметим, что выход ЫНз уменьшается при повыщении температуры и возрастает при увеличении давления. Эти результаты можно качественно объяснить на основании принципа Ле Шателье, с которым мы уже познакомились в разд. 12.4, ч. 1. Здесь мы воспользуемся принципом Ле Шателье для предсказания влияния изменений внещних условий на поведение равновесной системы. Мы рассмотрим три способа, с помощью которых можно сместить химическое равновесие 1) добавление в реакционную систему дополнительных количеств реагентов или продуктов, 2) изменение давления и 3) изменение температуры.

[c.52]


    Рассмотрим теперь, как влияют на положение химического равновесия концентрации реагирующих компонентов и общее давление. (Влияние температуры будет рассмотрено в 4.) Проанализируем уравнение (III.2.6). Правая его часть при постоянной температуре есть величина постоянная, поэтому и левая его часть постоянна. Увеличим в нашей газовой смеси парциальное дапление одного из компонентов, записанных в уравнении химической реакции (111.2.1) слева. Знаменатель дроби возрастает. Чтобы вся дробь осталась постоянной, необходимо, чтобы парциальные давления компонентов, записанных справа, возросли, а парциальные давления остальных ком- 
[c.92]

    Перейдем к рассмотрению влияния давления на химическое равновесие. Дифференцирование (3.21.1) по давлению при постоянной температуре приводит к выражению [c.207]

    С точки зрения термодинамики установление влияния давления на химическое равновесие в твердых фазах не представляет трудностей. Изменение активности компонента смеси твердых тел с давлением выражается уравнением (1.49), причем парциальный мольный объем практически принимается равным мольному объему чистого комионента. Пренебрежение сжимаемостью твердых тел под давлением так же недопустимо, как и в случае жидкостей. В настоящее время, однако, нет экспериментальных данных о смещении химического равновесия в твердой фазе при высоких давлениях. Это связано в первую очередь с тем, что, вследствие весьма низких скоростей диффузии, такого рода исследования, повидимому, должны проводиться при температурах, близких к точке плавления веществ, и в течение весьма продолжительного времени, чтобы обеспечить достижение равновесия. [c.47]

    Анри Ле Шателье (1850—1936) изучает влияние давления на химическое равновесие при некоторых реакциях. Он установил, что повышение давления смещает равновесие в сторону уменьшения объема системы, и наоборот. На основе этого наблюдения он сформулировал принцип подвижного равновесия. Подобный вывод о влиянии температуры на равновесие сделал Вант-Гофф. [c.370]

    При вычислении поправок к термодинамическим функциям смесей химически взаимодействующих газов (например, при расчете состава продуктов сгорания при высоких давлениях) следует учитывать то обстоятельство, что в этом случае константа равновесия Кр зависит не только от температуры, но и от давления. Общий метод вычисления состава химически взаимодействующей смеси газов состоит в нахождении состава смеси в предположении идеальности как каждого ее компонента, так и всей смеси в целом. При этом определяются приближенные значения молярных долей компонентов Х/. Для учета влияния давления на константы равновесия вычисляются эффективные вторые вириальные коэффициенты по формуле [c.1002]

    Как известно, при постоянных внешних условиях (концентрация, температура и давление) химическое динамическое равновесие может сохраняться как угодно долго. Изменение хотя бы одного из указанных факторов немедленно ведет к нарушению равновесия, смещая его в ту или иную сторону. В опытах 44 и 45 демонстрируется смещение химического равновесия под влиянием температуры, в опыте 46 показано влияние концентрации вещества на состояние химического равновесия. Смещение химического равновесия под влиянием освещения представлено в опыте 47. [c.101]

    Скорость реакции зависит от мно] их причин. На нее влияют природа и концентрация реагентов, давление (для реакций с участием газов), температура, катализатор, примеси и их концентрации, степень измельчения (в реакциях с участием твердых веществ), среда (для реакций в растворах), форма сосуда (в цепных реакциях ), интенсивность света (в фотохимических реакциях), потенциал электродов (в электрохимических реакциях), мощность дозы излучения (в радиационнохимических процессах). Таким образом, лишь некоторые из факторов, действующих на скорость реакции, одновременно оказывают влияние на химическое равновесие. В связи с этим надо отметить огромную трудность учета действия различных факторов на скорость реакции и, тем более, количественной их оценки.[c.102]

    Если сейчас проанализировать влияние изменения концентраций, давления и температуры на направление смещения химического равновесия в реагирующей смеси, то окажется, что равновесие всегда смещается в сторону ускорения реакций, противодействующих производимым изменениям условий, при которых реагирующая смесь находится в состоянии химического равновесия. Это положение является очень важным при решении многих технологических вопросов. Например, из рассмотрения влияния давления и температуры на положение равновесия в реакции синтеза аммиака вытекает, что увеличению выхода аммиака способствуют повышение давления и понижение температуры. Однако необходимо иметь в виду следующее. Максимальная концентрация аммиака в реагирующей смеси при данных условиях соответствует равновесной. Но при низких температурах скорости реакций малы и для установления равновесия требуется много времени, что сильно снижает производительность всего процесса. Поэтому синтез аммиака ведут при повышенных температурах и с применением катализаторов. [c.119]
    Изучение химического равновесия имеет большое значение как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. Окончательный выбор условий требует учета влияния их на скорость процесса. [c.227]

    Приведенная химическая система содержит твердую фазу (углерод топлива) и газообразную (смесь газов СОз и СО). Следовательно, эта система гетерогенна. Исходя из принципа Ле Шателье, рассмотрим влияние изменения давления и температуры на состояние системы. Так как восстановление СО3 — процесс эндотермический, то повышение температуры сместит равновесие в сторону увеличения выхода СО, а охлаждение будет действовать обратно (сдвигать равновесие влево).[c.155]

    Рассмотрим влияние каждого из факторов — концентрации, давления и температуры — иа сдвиг химического равновесия. [c.140]

    На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ — и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрации всех реагирующих веществ изменяются до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. Подобный переход реак- [c.122]

    Современные прикладные физико-химические основы неорганической технологии в нашей стране и за рубежом созданы усилиями многих школ и отдельных ученых. Достаточно высок уровень разработок термодинамического анализа равновесия химических реакций [89, 92], предварительного вычисления характеристики свойств индивидуальных веществ и химических систем [42, 91, 1001, меж-фазового равновесия [8, 41, 105, 153, 184], учета влияний высоких температур и давлений [57, 92, 100].[c.5]

    Изменение концентрации одного или нескольких компонентов приводит к изменению концентрации других компонентов, однако значение константы равновесия остается постоянным. Влияние разных факторов на химическое равновесие характеризуется принципом ле Шателье если изменить одно из условий равновесия, например температуру, давление или концентрацию, то равновесие сместится в направлении реакции, противодействующей этому изменению. [c.36]

    Деформация границы раздела фаз связана с целым рядом эффектов, из которых к наиболее существенным можно отнести следующие а) дробление капель или пузырей (ДР2) и связанное с этим изменение площади межфазной поверхности (ИПГРФ) (дуги 41, 42, 48) б) развитие межфазной турбулентности (МТУР), спонтанного эмульгирования (СПЭМ) и явления поверхностной эластичности (ПЭЛ) (дуги 43, 44, 45, 49, 50) в) изменение термодинамических характеристик в объеме включения (ИТХа) давления насыщения, температуры, состава степени отклонения от химического равновесия (Ай2) и т. п. (дуги 46, 47). Перечисленные эффекты, связанные с деформацией границы раздела фаз, интенсифицируют процессы межфазного переноса массы (ПМ1 2), энергии (ПЭ1 2) и импульса (ПИ1 2). Это влияние условно отображается обратной связью 51. При выделении эффектов третьего уровня иерархии ФХС предполагается, что межфазный перенос субстанций всех видов осуществляется в полубесконечную среду (т. е. отсутствуют эффекты стесненности). [c.29]

    Влияние давления на ковставты равновесия. Измерение свободной энергии при химической реакции определяется разностью между суммой молярных свободных энергий продуктов реакции и соотштствующей сзпимой для веществ, вступающих в реакцию. Свободная энергия каждого вещества берется по отношению к оп еделен-ному стандартному состоянию поэтому константа равновесия реакции, определяемая уравнением [c.106]

    Уменьшение объема здесь весьма значительно при проведении этой реакции в газовой фазе (при 300° и 100 ат) объем газовой смеси по достижении равновесия уменьшается в четыре раза. Давление влияет на химическое равновесие этой реакции епце сильнее, чем при синтезе аммиака. Опыты показывают, что при 300° и 1 от» содержание исходного вещества — бензола — в равновесной смеси достигает 85%. Другими словами, циклогексан может образоваться в количестве, не превышающем 15%. Но при давлении 100 ат содержание бензола составляет всего 0,0006%, т. е. уменьшается более чем в сто тысяч раз. Давление оказывает влияние и на химическое равновесие реакций в жидкой и твердой фазах, если они щютекают с изменением объема. Так, например, жидкий масляный альдегид при комнатной температуре и давлении свыше 5000 ат превращается в белый тве рдый полимер. Однако атот полимер устойчив только под высоким давлением при атмосферном давлении он постепенно разлагается с образованием исходного альдегида. [c.8]

    Состояйие «химического равновесия сохраняется при данных ус-повиях любое время. При изменении же условий равновесие нару-нается. Влияние, оказываемое на равновесную систему каким-либо внешним воздействием, например изменением концентрации реагентов, давления или температуры, можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия) г «если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способспгву. . i ослаблению этого воздействия. [c.180]

    Скорость реакции зависит от многих факторов. На нее влияют природа и концентрация реагентов, давление (для реакций с участием газов), температура, катализатор, примеси и их концентрации, степень измельчения (в реакциях с участием твердых веществ), среда (для реакций в растворах), форма сосуда (вцепных реакциях), интенсивность сЕ.ета (в фотохимических реакциях), потенциал электродов (в электрохимических реакциях), мощность дозы излучения (в радиационнохимических процессах). Лишь некоторые из факторов, действующие на скорость реакции, одновременно оказывают влияние на химическое равновесие. [c.214]

    Лещия 10, Влияние давления и температуры на химическое равновесие Вычисление состава равновесных смесей и максимального аыхода продуктов реакции. [c.209]

    Рассмотренные факторы, влияющие на химическое равновесие, были в свое время проанализированы фрайцузским ученым Ле Шателье, сформулировавшим в 1884 г. принцип подвижного равновесия (принцип Ле Шателье) внешнее воздействие (изменение концентрации, температуры и давления) на систему, находящуюся в состоянии подвижного химического равновесия, вызывает его смешение в направлении, при котором уменьшается влияние этого воздействия. [c.62]

    Влияние различных факторов на состояние химического равновесия качественно описывается принципом смещения равновесия Ле Шателье, который был сформулирован в 1884 г. Согласно этому принципу при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия. Действительно, повышение температуры увеличивает выход продуктов эндотермических реакций, в процессе которых подводимая извне теилота поглощается. Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, протекают более полно при охлаждении. Аналогичн1эШ образом при увеличении давления стимулируется реакция, сопровождающаяся уменьшением объема, так как этот процесс способствует уменьшению влияния давления. При этом чем больше изменение объема газовой смеси при взаимодействии, тем заметнее воздействие давления на положение химического равновесия. Добавление в реакционную смесь, находящуюся в равновесии, одного из компонентов благоприятствует протеканию той реакции, в процессе которой этот компонент расходуется. Практическое использование принципа смещения равновесия можно показать на примере синтеза аммиака. Эта реакция экзотермична и протекает с уменьшением объема  [c.231]

    Ш Внешнее воздействие (изменение концентраций температуры и давления) на систему, находящуюся состоянии подвижного химического равновесия, вызыеаещ его смещение в направлении, при котором уменьшается влияние этого воздействия, [c.82]

    На состояние химического равновесия оказ(з1вают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ — и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрация всех реагирующих веществ будет изменяться до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. Подобный переход реакционной системы от одного состояния равЕю-весия к другому называется смещением (или сдвигом) х и-мического равновесия. [c.69]

    Я. Вант-Гофф на многих примерах показал, что принцип подвижного равновесия вполне оправдывается как для гетерогенных (физических и химических) равновесий, так и для равновесий в гомогенных системах. Этот закон являлся одним из краеугольных камней всего учепия о химическом равновесии. В том же 1884 г. этот принцип был обобщен А. Ле Шателье, распространившим его не только иа термические изменения, но и на всякие другие (давление, концентрация и т. д.). Он гласил Любая система, находящаяся в состоянии устойчивого химического равновесия, будучи подвергнута влиянию внешнего воздействия, которое стремится изменить либо температуру, либо конденсированность (давление, концентрацию, число молекул в единице объема) всей системы или [c.334]

    Принщ1п подвижного равновесия позволил определять направление реакций при равновесиях, дал возмоншость глубже понять природу различных веществ, связывая их свойства с теми процессами, при которых они образуются. На основе изучения химического равновесия впервые было обращено большое внимание на зависимость хода и результата реакций от влияния таких факторов, как химическая масса, природа растворителя, температура, давление, и других внешних условий. Выяснение этой зависимости открывало плодотворнейшее поле исследований по химической кинетике. [c.336]

    Формулировка Ле Шателье Любая система, находящаяся в состоянии устойчивого химического равновесия, будучи подвергнута влиянию внешнего воздействия, которое стремится изменить либо температуру, либо конденсированность (давление, концентрацию, число молекул в единице объема) всей системы или некоторых ее частей, может подвергнуться только тем изменениям, которые, если бы они происходили сами по себе, вызвали бы изменение температуры или конденсированности, противоположное по знаку тому изменению, которое вызывается инеш-ним воздействием . [c.70]


Химическое равновесие

Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие — состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.
Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций.
Для реакции mA + nB « pC + dD константа равновесия равна

K = K1 / K2 = ([C]p


Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

Способы смещения равновесия

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).


V1

A + Б « В ; увеличение P приводит к V1 > V2

V2

2
1

2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)


V1
A + Б « В + Q, то увеличение t°C приводит к V2 > V1

V2

V1
A + Б « В — Q, то увеличение t°C приводит к V1 > V2

V2

3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V1 > V2.

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Тест по теме «Химическое равновесие»

Химическое равновесие

Вариант 1

1. Химическое равновесие в системе

2NO(г) + O2 (г)  = 2NO2 (г) + Q

смещается в сторону образования продукта реакции при

1) повышении давления

2) повышении температуры

3) понижении давления

4) применении катализатора

 

2. Состояние химического равновесия характеризуется

1) прекращением протекания прямой и обратной химической реакций

2) равенством скоростей прямой и обратной реакций

3) равенством суммарной массы продуктов суммарной массе реагентов

4) равенства суммарного количества вещества продуктов суммарному количеству вещества реагентов

 

3. При изменении давления химическое равновесие не смещается в реакции

 

1) СО(г) + Сl2 (г) ↔ СОСl2 (г)

2) СО2(г) + С↔ 2СО(г)

3) 2СО(г) + О2(г) ↔2СО2(г)

4) С + О2 (г) ↔СО2(г)

 

4. Введение катализатора в систему, находящуюся в состоянии динамического равновесия

1) увеличит скорость только прямой реакции

2) увеличит скорость только обратной реакции

3) увеличит скорость как прямой, так и обратной реакции

4) не оказывает влияние на скорость ни прямой, ни обратной реакции

 

5. Давление не влияет на состояние химического равновесия следующей химической реакции

             1) 2SO2 + O2 ↔ 2SO3

             2) 3Н2 + N2 ↔ 2NH3

             3) CO + Cl2 ↔ COCl2

             4) Н2 + Cl2 ↔ 2HCl

 

6. Химическое равновесие в системе

2СО(г) ↔ СО2 (г) + С(т)+ 173 кДж  

 можно сместить в сторону продуктов реакции при

1) повышении давления

2) повышении температуры

3) понижении давления,

4) использовании катализатора

7. В какой системе увеличение давления и понижение температуры смещает химическое равновесие в сторону продуктов реакции?

1) 2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SО3(г) + Q

2) N2(г) + О2(г) ↔  2NO(г) – Q

3) CO2(г) + 2C(тв.)↔2CO(г) – Q

4) 2NH3(г) ↔N2(г) + 3H2(г) – Q

 

8. Изменение давления оказывает влияние на смешение равновесия в системе:

1) 2SO2(г) + О2(г) ↔2SO3(г)

2) СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2(г) + Н2(г)

3) 2НI(г) ↔ Н2(г) + I2(г)

4) N2(г) + О2(г) ↔2NO(г)

 

9. При одновременном повышении температуры и понижении давления химическое равновесие сместится вправо в системе

1) Н2(г) + S(тв) ↔ H2S(г) + Q

2) 2NH3(г) ↔ N2(г) + 3Н2(г) — Q

3) 2SО2(г) + О2(г) ↔ 2SО3(г) + Q    

4) 2HC1(г) ↔H2(г) + Cl2(г) — Q

 

10. На смешение химического равновесия в системе N2 + 3Н2↔2NH3 + Q

не оказывает влияния

1) понижение температуры

2) повышение давления

3) удаление аммиака из зоны реакции

4) применение катализатора

 

11. Давление не влияет на равновесие в реакции

1) N2(г) + 3H2 (г) ↔ 2NH3(г)

2) N2(г) + О2(г) ↔2NO(г)

3) С(тв) + СО(г) ↔2СО(г)

4) СО2(г) + Н2О(ж) ↔ H23(pp)

 

12. В равновесной системе

С(т) + Н2О (г) ↔ Н2(г) + СО(г) — Q равновесие сместится в сторону исходных веществ при:

1) повышении температуры и повышении давления

2) понижении температуры и повышении давления

3) повышении температуры и понижении давления

4) понижении температуры и понижении давления

 

13. В реакции

C3H6(г) + H2О(г) ↔ C3H7OH(г) + Q увеличить выход пропанола можно:

1) повысив давление

2) повысив температуру

3) понизив концентрацию Н2О     

4) применив катализатор

 

Критерии оценки:

11-13 баллов – «5»,

8-10 баллов – «4»,

5-7 баллов – «3»

Химическое равновесие

Вариант 2

1. Обратимая химическая реакция

1) гидролиз сложного эфира

2) горение дров

3) варка мяса

4) затвердевание цемента

 

2. Для увеличения выхода сложного эфира в химическом процессе

C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 +H2O — Q

необходимо:

1) добавить воды

2) уменьшить концентрацию уксусной кислоты

3) увеличить концентрацию эфира

4) увеличить температуру

 

3. При понижении давления химическое  равновесие смещается в сторону

1) эндотермической реакции

2) экзотермической реакции

3) уменьшения объема реакционной смеси

4) увеличения объема реакционной смеси

    

4. Химическое равновесие сместится в одну сторону при повышении давления и понижении температуры в системе:

1) N2 + 3Н2 ↔2NH3 + Q;    

2) Н2 + Cl2↔ 2HC1 + Q;

3) N2 + О2↔ 2NO — Q;     

4) С2H2(г)↔ 2С + Н2 — Q.

 

5. При понижении давления химическое равновесие смещается в сторону исходных веществ в системе

1) 2CO(г) +O2(г) ↔2CO2(г) + Q

2) N2(г) + O2(г) ↔2NO(г) – Q

3) SO2Сl2(г) ↔SO2(г) +  Cl2(г)— Q

4) H2(г) + Cl2(г) ↔ 2HCl(г) + Q

 

6. Химическое равновесие в системе

FeO (т) + Н2(г) ↔Fe(т) + Н2О (г) – Q

сместится в сторону продуктов реакции при:

1) повышении давления

2) понижении давления

3) повышении температуры

4) использовании катализатора

 

7. При повышении давления равновесие смешается вправо в системе:

1) 2СО2(г) ↔ 2СО(г) + О2(г)

2) C2H4(г) ↔ С2Н2(г) + Н2(г)

3) РС13(г) +  С12(г)  ↔ РС15(г)

4) Н2(г) + С12(г) ↔2НС1(г)

 

8. Обратимой реакции соответствует уравнение

1) КОН + НС1 ↔ KCI + Н2О

2) N2 + 3Н2 ↔ 2NH3

3) FeCl3 + 3NaOH ↔ Fe(OH)3 + 3NaCl

4) Na2О + 2HCI ↔ 2NaCl + H2О

 

9. Химическое равновесие в системе

С4Н10 (г)↔С4Н8 (г) + Н2(г) — Q

можно сместить в сторону продуктов реакции

1) повышением температуры и повышением давления

2) повышением температуры и понижением давления

3) понижением температуры и повышением давления

4) понижением температуры и понижением давления

 

10. Химическое равновесие в системе

СО2 + С(тв) ↔ 2СО(г) — Q

сместится вправо при

1) повышении давления

2) понижении температуры

3) повышении концентрации СО

4) повышении температуры

 

11. В реакции С3Н6(г) + Н2(г) ↔С3Н8(г) + Q

увеличить выход С3Н8 можно:

1) повысив температуру

2) применив катализатор

3) понизив концентрацию водорода

4) повысив давление

 

12. Равновесие сместится в сторону продуктов реакции при повышении температуры и понижении давления в системе

1) Fe2О3(тв) + СО(г) ↔ 3FeO(тв) + CО2(г) + Q

2) С(тв) + СО2(г) ↔ 2СО(г) — Q

3) 2SО2(г) + О2(г) ↔2SО3(г) + Q

4) H2(г) + I2(г) ↔2HI(г) — Q

 

13 . Смещению равновесия в сторону образования исходных веществ в системе

4NО2(г) + 2Н2О(ж) + О2(г) ↔4HNО3(р-p) + Q

способствует:

1) повышение температуры и повышение давления

2) понижение температуры и повышение давления

3) понижение температуры и понижение давления

4) повышение температуры и понижение давления

Критерии оценки:

11-13 баллов – «5»,

8-10 баллов – «4»,

5-7 баллов – «3»

 

Химическое равновесие

ГБОУ ВПО ВГМУ Минздравсоцразвития России

Кафедра химии

 

 

Реферат на тему

«Химическое равновесие»

 

Выполнила: студентка 101 группы стоматологического факультета Воронцова Дарья

Преподаватель: Ситникова А. А.

Зам кафедры: Иванова Н.С.

 

 

 

 

 

 

Владивосток

2012

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Содержани

Введение……………………………………………………………1

Равновесие в химических реакция……………………………….2

Смещение химического  равновесия. Принциа Ле-Шателье……5

Скорость реакции и  равновесие………………………………….7

Список используемой литературы………………………………13

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

Цель работы:

 

  1. Изучение особенностей и закономерностей течения химических реакций, как продолжение формирования представлений о различных типах химических реакций по признаку обратимости.

 

  1. Обобщение и конкретизация знаний о закономерностях химических реакций, формирование умений и навыков определять, объяснять особенности и, вытекающие из них условия, необходимые для протекания той или иной реакции.3) Расширить и углубить знания о многообразии химических процессов 4) Рассмотреть этот раздел химической науки как важнейший в прикладном аспекте и рассмотреть представления о химическом равновесии — как частном случае единого закона природного равновесия, стремления к компенсации, устойчивости равновесия в единстве с основной формой существования материи, движении, динамики.

 

Задачи:

 

  1. Рассмотреть тему: “Обратимые и необратимые реакции» на конкретных примерах, используя предшествующие представления о скорости химических реакций.
  2. Продолжить изучение особенностей обратимых химических реакций и формирование представлений о химическом равновесии как динамичном состоянии реагирующей системы.
  3. Изучить принципы смещения химического равновесия и пронаблюдать условия смещения химического равновесия.

 

 

 

 

 

 

1

Равновесие в  химических реакциях

Химические реакции — это явления, при которых одно (или одни) вещества превращаются в другие, доказательством этого являются видимые и невидимые изменения. Видимые: изменения цвета, запаха, вкуса, выпадение осадка, изменение окраски индикатора, поглощение и выделение тепла. Невидимые: изменение состава вещества, которое можно определить с помощью качественных и аналитических реакций. Все эти реакции можно подразделить на два типа: обратимые и необратимые реакции.

Химическое равновесие — состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется  константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций.

Для реакции mA + nB       pC + dD константа равновесия равна

K = K1/K2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)

Константа равновесия зависит  от температуры и природы реагирующих  веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в  сторону образования продуктов  прямой реакции. В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.

Равновесная концентрация — концентрация вещества, участвующего в обратимой химической реакции, достигшей состояния равновесия.

Равновесная концентрация обозначается формулой вещества, взятой в квадратные скобки, например:

 

сравновесная2) = [H2] или равновесная (HI) = [HI].

 

Как и любая другая концентрация, равновесная концентрация измеряется в молях на литр.

 

 

2

Если бы в рассмотренных  нами примерах мы взяли другие концентрации исходных веществ, то после достижения равновесия получили бы другие значения равновесных концентраций. Эти новые значения (обозначим их звездочками) будут связаны со старыми следующим образом:

 

 

В общем случае для обратимой  реакции  aA + bB dD + fF  в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение

 

Это соотношение носит  название закон действующих масс, который формулируется следующим образом:

при постоянной температуре  отношение произведения равновесных  концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

 

Постоянная величина (КС) называется константой равновесия данной реакции. Индекс » с» в обозначении этой величины показывает, что для расчета константы использовались концентрации.

 

Если константа равновесия велика, то равновесие сдвинуто в сторону  продуктов прямой реакции, если мала, то — в сторону исходных веществ. Если константа равновесия очень  велика, то говорят, что реакция » практически необратима», если константа равновесия очень мала, то реакция » практически не идет».Константа равновесия — для каждой обратимой реакции величина постоянная только при постоянной температуре. Для одной и той же реакции при разных температурах константа равновесия принимает разные значения.Приведенное выражение для закона действующих масс справедливо только для реакций, все участники которых представляют собой либо газы, либо растворенные вещества. В других случаях уравнение для константы равновесия несколько меняется.

3

Например, в протекающей  при высокой температуре обратимой  реакции

С (гр) + СО2 =2СО (г)

участвует твердый графит С (гр). Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К’:

Твердый графит, лежащий  на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его » концентрация» не зависит от массы графита и  постоянна при любом соотношении  веществ в газовой смеси.

Умножим правую и левую  части уравнения на эту постоянную величину:

Получившаяся величина и  есть константа равновесия этой реакции:

Аналогичным образом, для  равновесия другой обратимой реакции, протекающей также при высокой  температуре, CaCO3 (кр)       СаО (кр) + СО2 (г), получим константу равновесия  КС = [CO2].

В этом случае она просто равна равновесной концентрации углекислого газа.

С метрологической точки  зрения константа равновесия не является одной физической величиной. Это  группа величин с различными единицами  измерений, зависящими от конкретного  выражения константы через равновесные  концентрации. Например, для обратимой  реакции графита с углекислым газом [Kc] = 1 моль/л, такая же единица измерений и у константы равновесия реакции термического разложения карбоната кальция, а константа равновесия реакции синтеза йодоводорода — величина безразмерная. В общем случае [Kc] = 1 (моль/л) n.

4

Смещение химического  равновесия. Принцип Ле Шателье

Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия, которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы — температуры, концентрации, давления При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении — уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии. Так как почти все реакции в той или иной степени обратимы, в промышленности и лабораторной практике возникают две проблемы: как получить продукт » полезной» реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов » вредной» реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.

Положение равновесия зависит:

    1. от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры),
    2. от концентрации веществ, участвующих в реакции и 3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ).

 

Для качественной оценки влияния  на химическое равновесие всех этих очень  разных факторов используют универсальный  по своей сути принцип Ле Шателье (французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал его в 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.

Если  на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в  системе сместится в направлении, в котором происходит частичная  компенсация этого воздействия.

В качестве примера влияния  на положение равновесия концентраций веществ-участников реакции рассмотрим обратимую реакцию получения  йодоводорода

H2 (г) + I2 (г)          2HI (г).

 

5

По закону действующих  масс в состоянии равновесия

Пусть в реакторе объемом  1 литр при некоторой постоянной температуре установилось равновесие, при котором концентрации всех участников реакции одинаковы и равны 1 моль/л ([H2] = 1 моль/л; [I2] = 1 моль/л; [HI] = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре КС = 1. Так как объем реактора 1 литр, n (H2) = 1 моль, n (I2) = 1 моль и n (HI) = 1 моль. В момент времени t 1 введем в реактор еще 1 моль HI, его концентрация станет равной 2 моль/л. Но, чтобы КС оставалась постоянной, должны увеличиться концентрации водорода и йода, а это возможно только за счет разложения части йодоводорода по уравнению

2HI (г) = H2 (г) + I2 (г).

Пусть к моменту достижения нового состояния равновесия t 2 разложилось x моль HI и, следовательно, образовалось дополнительно по 0,5x моль H2 и I2. Новые равновесные концентрации участников реакции: [H2] = (1 + 0,5x) моль/л; [I2] = (1 + 0,5x) моль/л; [HI] = (2 — x) моль/л. Подставив числовые значения величин в выражение закона действующих масс, получим уравнение

Откуда x = 0,667. Следовательно, [H2] = 1,333 моль/л; [I2] = 1,333 моль/л; [HI] = 1,333 моль/л.

 

 

 

 

 

6

Скорость реакции  и равновесие

Пусть есть обратимая реакция A + B C + D. Если предположить, что прямая и обратная реакция проходят в одну стадию, то скорости этих реакций будут прямо пропорциональны концентрациям реагентов: скорость прямой реакции v1 = k1 [A] [B], скорость обратной реакции v2 = k2 [C] [D] (квадратными скобками обозначены молярные концентрации реагентов). Видно, что по мере протекания прямой реакции концентрации исходных веществ А и В снижаются, соответственно, уменьшается и скорость прямой реакции. Скорость же обратной реакции, которая в начальный момент равна нулю (нет продуктов C и D), постепенно увеличивается. Рано или поздно наступит момент, когда скорости прямой и обратной реакций сравняются. После этого концентрации всех веществ — А, В, С и D не изменяются со временем. Это значит, что реакция достигла положения равновесия, а не изменяющиеся со временем концентрации веществ называются равновесными. Но, в отличие от механического равновесия, при котором всякое движение прекращается, при химическом равновесии обе реакции — и прямая, и обратная — продолжают идти, однако их скорости равны и поэтому кажется, что никаких изменений в системе не происходит. Доказать протекание прямой и обратной реакций после достижения равновесия можно множеством способов. Например, если в смесь водорода, азота и аммиака, находящуюся в положении равновесия, ввести немного изотопа водорода — дейтерия D2, то чувствительный анализ сразу обнаружит присутствие атомов дейтерия в молекулах аммиака. И наоборот, если ввести в систему немного дейтерированного аммиака NH2D, то дейтерий тут же появится в исходных веществах в виде молекул HD и D2. Другой эффектный опыт был проведен на химическом факультете МГУ. Серебряную пластинку поместили в раствор нитрата серебра, при этом никаких изменений не наблюдалось. Затем в раствор ввели ничтожное количество ионов радиоактивного серебра, после чего серебряная пластинка стала радиоактивной. Эту радиоактивность не могло «смыть» ни споласкивание пластинки водой, ни промывание ее соляной кислотой. Только травление азотной кислотой или механическая обработка поверхности мелкой наждачной бумагой сделало ее неактивной. Объяснить этот эксперимент можно единственным образом: между металлом и раствором непрерывно происходит обмен атомами серебра, т.е. в системе идет обратимая реакция Ag (тв) — е= Ag+. Поэтому добавление радиоактивных ионов Ag+ к раствору приводило к их «внедрению» в пластинку в виде электронейтральных, но по-прежнему радиоактивных атомов. Таким образом, равновесными бывают не только химические

7

реакции между газами или  растворами, но и процессы растворения  металлов, осадков. Например, твердое  вещество быстрее всего растворяется, если его поместить в чистый растворитель, когда система далека от равновесия, в данном случае — от насыщенного  раствора. Постепенно скорость растворения  снижается, и одновременно увеличивается  скорость обратного процесса — перехода вещества из раствора в кристаллический  осадок. Когда раствор становится насыщенным, система достигает состояния  равновесия, при этом скорости растворения  и кристаллизации равны, а масса  осадка со временем не меняется. Как  система может «противодействовать» изменению внешних условий? Если, например, температуру равновесной  смеси повышают нагреванием, сама система, конечно, не может «ослабить» внешний  нагрев, однако равновесие в ней  смещается таким образом, что  для нагревания реакционной системы  до определенной температуры требуется  уже большее количество теплоты, чем в том случае, если бы равновесие не смещалось. При этом равновесие смещается  так, чтобы теплота поглощалась, т.е. в сторону эндотермической  реакции. Это и можно трактовать, как «стремление системы ослабить внешнее воздействие». С другой стороны, если в левой и правой частях уравнения имеется неодинаковое число газообразных молекул, то равновесие в такой системе можно сместить и путем изменения давления. При повышении давления равновесие смещается в ту сторону, где число газообразных молекул меньше (и таким способом как бы «противодействует» внешнему давлению). Если же число газообразных молекул в ходе реакции не меняется (H2 + Br2 (г) 2HBr, СО + Н2О (г) СО2 + Н2), то давление не влияет на положение равновесия. Следует отметить, что при изменении температуры изменяется и константа равновесия реакции, тогда как при изменении только давления она остается постоянной.

Несколько примеров использования  принципа Ле Шателье для предсказания смещения химического равновесия. Реакция 2SO2 + O2 2SO3 (г) экзотермична. Если повысить температуру, преимущество получит эндотермическая реакция разложения SО3 и равновесие сместится влево. Если же понизить температуру, равновесие сместится вправо. Так, смесь SО2 и О2, взятых в стехиометрическом соотношении 2: 1 (, при температуре 400° С и атмосферном давлении превращается в SО3 с выходом около 95%, т.е. состояние равновесия в этих условиях почти полностью смещено в сторону SО3. При 600° С равновесная смесь содержит уже 76% SО3, а при 800° С — только 25%. Именно поэтому при сжигании серы на воздухе образуется в основном SО2 и лишь около 4% SО3.

8

Химическое равновесие — презентация онлайн

Необратимые и обратимые реакции
Cамопроизвольные
реакции
Необратимые реакции –
идут только в одном
направлении, до конца, т.е.
до полного превращения
одного или всех исходных
веществ в продукты реакции
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Обратимые реакции –
идут в противоположных
направлениях, не проходят
до конца, исходные
вещества полностью
не расходуются
N2 + 3h3
2Nh4
Химическое равновесие
Состояние системы, характеризующееся равными
скоростями прямой и обратной реакций, называют
состоянием химического равновесия
В условиях химического равновесия концентрации всех
веществ в системе не изменяются со временем. Это
означает, что каждого вещества за единицу времени
расходуется столько же, сколько вновь образуется.
Концентрации веществ в условиях химического равновесия
называют равновесными концентрациями.
Равновесные концентрации обозначают символом вещества
в квадратных скобках — [N2], [Nh4] и измеряют в моль/л.
Закон действующих масс (ЗДМ)
В закрытой системе в состоянии равновесия при
постоянных температуре и давлении отношение
произведений концентраций продуктов реакции и
исходных веществ в степенях, равных
стехиометрическим коэффициентам, является
постоянной величиной
В закрытой системе для обратимой реакции
aA + bB
cC + dD (Т = const)
математическое выражение ЗДМ имеет вид:
K =
[C]c [D]d
a
b
= const
[A] [B]
К – константа равновесия
[A], [B] и т.д. – равновесные концентрации веществ, моль/л

5. Константы равновесий в гомогенных и гетерогенных системах

Гомогенная система
N2(г) + 3h3(г)
2Nh4(г)
Выражение константы
равновесия через
концентрации
Kc
Для реакций, протекающих в газовой
фазе, константу равновесия можно
выразить через равновесные парциальные
давления компонентов
[Nh4 ] 2
3
[N2 ][h3 ]
Гетерогенная система
MgCO3(к)
Kp
2
pNH
3
pN2 ph4 2
MgO(к) + CO2(г)
K pнеизменными,
= pCO2
K c = [CO2 ] твердых веществ считают
Концентрации
условно
равными единице, и в выражение константы равновесия не включают

6.

Константа равновесия – мера глубины прохождения реакции Значение константы равновесия позволяет судить о полноте
прохождения реакции: чем больше значение К, тем больше
концентрации продуктов реакции, тем с большей полнотой
проходит прямая реакция.
K 1
Равновесие
смещено в
сторону
обратной
реакции
K →0
Отсутствие
взаимодействия
K 1
Равновесие
смещено в
сторону
прямой
реакции
Константа равновесия зависит от природы веществ, образующих
систему и от температуры, но не зависит от концентрации веществ

7. Влияние различных факторов на состояние химического равновесия.Принцип Ле Шателье

Если на систему, находящуюся в равновесии,
оказать внешнее воздействие, равновесие сместится
в направлении, ослабляющем это воздействие
Условные обозначения:
означает смещение
равновесия в сторону
прямой реакции, т.е.
увеличение равновесных
концентраций продуктов
реакции
означает смещение
равновесия в сторону
обратной реакции, т. е.
увеличение равновесных
концентраций исходных
веществ
Влияние концентраций веществ
на состояние равновесия системы
Ch5(г) + 2h3O(г)
Внешнее воздействие
Увеличение концентрации
Ch5 или h3O:
CO2(г) + 4h3(г)
Смещение равновесия
C CO2 Ch3
Увеличение концентрации
CO2 или h3 :
CCh5 Ch3O
Уменьшение концентрации
Ch5 или h3O:
C CO2 Ch3
Уменьшение концентрации
CO2 или h3 :
CCh5 Ch3O

9. Влияние общего давления в системе

Давление оказывает влияние на равновесие реакций,
сопровождающихся изменением количества
газообразных веществ
При увеличении давления
равновесие смещается в
сторону уменьшения
количества газообразных
веществ
Ch5(г) + 2h3O(г)
p :
p :
3 моль
При понижении давления
равновесие смещается в
сторону увеличения
количества газообразных
веществ
CO2(г) + 4h3(г)
5 моль
CCh5 Ch3O CCO2 Ch3
C CO2 Ch3 CCh5 Ch3O

10.

Влияние температуры CO2(г) + 4h3(г), H>0
Ch5(г) + 2h3O(г)
прямая реакция эндотермическая
обратная реакция экзотермическая
C CO2 , Ch3 ,C Ch5 , Ch3O
Нагревание:
Охлаждение:
C Ch5 , Ch3O , C CO , Ch3
2
При нагревании
равновесие смещается в
сторону эндотермических
реакций ( H>0)
При охлаждении
равновесие смещается в
сторону экзотермических
реакций ( H
Присутствие катализаторов не смещает химическое равновесие.
Катализаторы увеличивают скорость достижения равновесия

Как сместится химическое равновесие в системе. Химическое равновесие.смещение равновесия

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием . Такое равновесие называется еще подвижны м или динамическим равновесием.

Признаки химического равновесия

1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.

2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.

3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.

4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.

5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г) ; H о 298 = — 113,4 кДж/моль.

Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции H, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону. В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO 2 . Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O 2 вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO 2 . Увеличение концентрации NO 2 смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении ин

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г)

константа химической реакции К с есть отношение:

(12.1)

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

G T о = – RTlnK . (12.2).

Примеры решения задач

При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO (г) + O 2 (г) 2CO 2 (г) составляли: = 0,2 моль/л, = 0,32 моль/л, = 0,16 моль/л. Определить константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O 2 , если исходная смесь не содержала СО 2 .

.

2CO (г) + O 2(г) 2CO 2(г).

Во второй строке под с прореагир понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO 2 , причем, с исходн = с прореагир + с равн .

Используя справочные данные, рассчитать константу равновесия процесса

3 H 2 (Г) + N 2 (Г) 2 NH 3 (Г) при 298 К.

G 298 о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10 3 Дж.

G T о = — RTlnK.

lnK = 33,42·10 3 /(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .

Определить равновесную концентрацию HI в системе

H 2(г) + I 2(г) 2HI (г) ,

если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H 2 , I 2 и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H 2.

.

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Используя справочные данные, определить температуру, при которой константа равновесия процесса: H 2(г) + HCOH (г) CH 3 OH (г) становится равной 1. Принять, что Н о Т » Н о 298 , а S о T » S о 298 .

Если К = 1, то G о T = — RTlnK = 0;

G о T » Н о 298 — ТD S о 298 . Тогда ;

Н о 298 = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 10 3 Дж;

S о 298 = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;

К.

Для реакции SO 2(Г) + Cl 2(Г) SO 2 Cl 2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определить равновесную концентрацию SO 2 Cl 2 , если исходные концентрации SO 2 , Cl 2 и SO 2 Cl 2 равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO 2.

SO 2(Г) + Cl 2(Г) SO 2 Cl 2(Г)

Тогда получаем:

.

Решая это уравнение, находим: x 1 = 3 и x 2 = 1,25. Но x 1 = 3 не удовлетворяет условию задачи.
Следовательно, = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

12.1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обосновать.

1) 2 NH 3 (г) 3 H 2 (г) + N 2 (г)

2) ZnCO 3 (к) ZnO (к) + CO 2 (г)

3) 2HBr (г) H 2 (г) + Br 2 (ж)

4) CO 2 (г) + C (графит) 2CO (г)

12.2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе

2HBr (г) H 2 (г) + Br 2 (г)

составляли: = 0,3 моль/л, = 0,6 моль/л, = 0,6 моль/л. Определить константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

12.3. Для реакции H 2(г) + S (г) H 2 S (г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определить равновесные концентрации H 2 и S, если исходные концентрации H 2 , S и H 2 S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

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 + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

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. – это динамичное (подвижное) состояние. Для наглядности, приведем следующий рисунок:

Допустим, протекает некая обратимая химическая реакция :

а А + b В = с С + d D

тогда, исходя из закона действующих масс, запишем выражения для прямой υ 1 и обратной υ 2 реакций:

υ1 = k 1 ·[A] a ·[B] b

υ2 = k 2 ·[C] c ·[D] d

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

k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d

получаем

К = k 1 / k 2 = [C] c ·[D] d ̸ [A] a ·[B] b

Где К = k 1 / k 2 константа равновесия.

Для любого обратимого процесса, при заданных условиях 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.

Факторы, влияющие на смещение равновесия:

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

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.

Влияние изменения концентраций реагентов или продуктов покажем на примере процесса Габера :

N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г)

Если в равновесную систему, состоящую из N 2(г) , H 2(г) и NH 3(г) , добавить, например, азот, то 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 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:

I 2(г) + H 2(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 газа в системе. В реакции:

N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г)

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

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

Изменение температуры системы влияет не только на смещение ее равновесия, но также и на константу равновесия К. Если равновесной системе, при постоянном давлении, сообщать дополнительную теплоту, то равновесие сместится в сторону поглощения теплоты. Рассмотрим :

N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(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 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, рост 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.

Достигнув состояния химического равновесия, система будет находиться в нём до тех пор, пока не будут изменены внешние условия. Это приведёт к изменению параметров системы, т.е. к сдвигу химического равновесия в сторону одной из реакций. Для качественного определения направления смещения равновесия в химической реакции служит принцип Ле-Шателье — Брауна:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, т.е. изменить условия, при которых система находилась в равновесии, то в системе с большей скоростью начнут протекать процессы, УМЕНЬШАЮЩИЕ оказанное воздействие.

На состояние химического равновесия наибольшее влияние оказывают концентрация, давление, температура.

Как видно из выражения для константы скорости реакции, увеличение концентраций исходных веществ N и M приводит к возрастанию скорости прямой реакции. Говорят, что равновесие сдвинулось в сторону прямой реакции. Наоборот, увеличение концентраций продуктов смещает равновесие в сторону протекания обратной реакции.

При изменении общего давления в равновесной смеси парциальные давления всех участников реакции изменяются в одинаковое число раз. Если в реакции число моль газов не изменяется, как, например, в реакции h3 + Cl2 — 2 HCl, то состав смеси остаётся равновесным и равновесие не смещается. Если же число моль газов в реакции изменяется, то состав смеси газов в результате изменения давления станет неравновесным и одна из реакций начнёт протекать с большей скоростью. Направление смещения равновесия в этом случае зависит от того, увеличилось или уменьшилось число моль газов.

Рассмотрим, к примеру, реакцию

N2 + 3 h3 — 2 Nh4

Все участники этой реакции — газы. Пусть в равновесной смеси увеличили общее давление (сжали смесь). Равновесие нарушится, в системе должны начаться процессы, которые приведут к уменьшению давления. Но давление пропорционально числу ударов молекул о стенки, т.е. числу молекул. Из уравнения реакции видно, что в результате протекания прямой реакции число молекул газов уменьшается с 4 моль до 2 моль, а в результате обратной соответственно увеличивается. Следовательно, уменьшение общего давления произойдёт, если равновесие сместится в направлении протекания прямой реакции. При уменьшении общего давления в этой системе равновесие сместится в направлении протекания обратной реакции, приводящей к увеличению числа молекул газов, т.е. к увеличению давления.

В общем случае при повышении общего давления равновесие смещается в сторону реакции, приводящей к уменьшению числа молекул газообразных веществ, а при уменьшении давления — в сторону реакции, в которой увеличивается число молекул газов.

Для определения направления смещения равновесия при изменении температуры системы необходимо знать тепловой эффект реакции, т.е. экзотермическая данная реакция или эндотермическая. При этом нужно помнить, что при протекании экзотермической реакции теплота выделяется и температура повышается. При протекании эндотермической реакции температура падает за счёт поглощения теплоты. Следовательно, при повышении температуры равновесие всегда смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении — в сторону экзотермической реакции. Например, в системе, где протекает обратимая реакция

1. Среди всех известных реакций различают реакции обратимые и необратимые. При изучении реакций ионного обмена были перечислены условия, при которых они протекают до конца. ().

Известны и такие реакции, которые при данных условиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде сернистого газа происходит реакция: SO 2 +H 2 O → H 2 SO 3 . Но оказывается, что в водном растворе может образоваться только определенное количество сернистой кислоты. Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, и происходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду. Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходит две реакции – прямая (между оксидом серы и водой) и обратная (разложение сернистой кислоты). SO 2 +H 2 O ↔ H 2 SO 3 .

Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

2. Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции(υ пр ) должна быть максимальной,а скорость обратной реакции (υ обр ) 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 определенный момент времени скорость прямой и обратной реакций становятся равными:

Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия:

υ пр = υ обр

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

В состоянии химического равновесия количественное соотношение между реагирующими веществами и продуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление.

Количественно состояние химического равновесия описывается законом действующих масс.

При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ в реакционной смеси.

Эта постоянная величина называется константой равновесия k

Так для реакции: N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г) + 92,4 кДжконстанта равновесия выражается так:

υ 1 = υ 2

υ 1 (прямой реакции) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , где – равновесные молярные концентрации, = моль/л

υ 2 (обратной реакции) = k 2 [ NH 3 ] 2

k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ NH 3 ] 2

K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – константа равновесия .

Химическое равновесие зависит – от концентрации, давления, температуры.

Принцип определяет направление смешения равновесия:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону обратную этому воздействию.

1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

Например, K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

При добавлении в реакционную смесь, например азота , т.е. возрастает концентрация реагента, знаменатель в выражении для К увеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия должен увеличиться и числитель. Таким образом, в реакционной смеси возрастает количество продукта реакции. В таком случае говорят о смещении химического равновесия вправо, в сторону продукта.

Таким образом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации продуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в сторону реагентов, т.е. в сторону обратной реакции.

Изменение массы твердого вещества не изменяет положение равновесия.

2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

а) N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г) + 92,4 кДж (экзотермическая – выделение тепла)

При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции разложения аммиака (←)

б) N 2 (Г) + O 2 (Г) ↔ 2 NO (Г) – 180,8 кДж(эндотермическая -поглощение тепла)

При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции образования NO (→)

3) Влияние давления (только для газообразных веществ) – при увеличении давления, равновесие смещается в сторону образовани я веществ, занимающих меньший о б ъ ём.

N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г)

1 V N 2

3 V H 2

2 V NH 3

При повышении давления ( P ): до реакции 4 V газообразных веществ после реакции 2 V газообразных веществ, следовательно, равновесие смещается вправо ( )

При увеличении давления, например, в 2 раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно, концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

В этом случае числитель выражения для К увеличится в 4 раза, а знаменатель в 16 раз, т. е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрасти концентрация аммиака и уменьшиться концентрации азота и водо рода. Равновесие сместится вправо.

Итак, при повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в сторону увеличения объёма.

Изменение давления практически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы не участвуют, практически не зависит от давления.

! На течение химической реакции влияют вещества – катализаторы. Но при использовании катализатора понижается энергия активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не смещается.

Решите задачи:

№1. Исходные концентрации СO и O 2 в обратимой реакции

2CO (г) + O 2 (г)↔ 2 CO 2 (г)

Равны соответственно 6 и 4 моль/л. Вычислите константу равновесия, если концентрация CO 2 в момент равновесия равна 2 моль/л.

№2. Реакция протекает по уравнению

2SO 2 (г) + O 2 (г) = 2SO 3 (г) + Q

Укажите, куда сместится равновесие, если

а) увеличить давление

б) повысить температуру

в) увеличить концентрацию кислорода

г) введение катализатора?

Все химические реакции, в принципе, обратимы.
Это означает, что в реакционной смеси протекает как взаимодействие реагентов, так и взаимодействие продуктов. В этом смысле различие между реагентами и продуктами условное. Направление протекания химической реакции определяется условиями ее проведения (температурой, давлением,концентрацией веществ).
Многие реакции имеют одно преимущественное направление и для проведения таких реакций в противоположном направлении требуются экстремальные условия. В подобных реакциях происходит почти полное превращение реагентов в продукты.

Пример. Железо и сера при умеренном нагревании реагируют между собой с образованием сульфида железа (II), FeS при таких условиях устойчив и практически не разлагается на железо и серу:

При 200 атм и 400 0С достигается максимальное и равное 36% (по объему) содержание Nh4 в реакционной смеси. При дальнейшем повышении температуры вследствие усиленного протекания обратной реакции объемная доля аммиака в смеси уменьшается.
Прямая и обратная реакции протекают одновременно в противоположных направлениях.

Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия.

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

ПРИНЦИП ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ.СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ.

Положение химического равновесия зависит от следующих парамктров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова:

1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое — эндотермическому.

2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переоходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.
Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам:

Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования Nh4, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 0С:

3. Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

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)

13.1 Химические равновесия – химия

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Описывать природу равновесных систем
  • Объяснить динамическую природу химического равновесия

Химическая реакция обычно записывается таким образом, что предполагает, что она протекает в одном направлении, в том направлении, в котором мы читаем, но все химические реакции обратимы, и как прямая, так и обратная реакция протекают в той или иной степени в зависимости от условий.В химическом равновесии прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью, а концентрации продуктов и реагентов остаются постоянными. Если мы проводим реакцию в закрытой системе, так что продукты не могут улетучиваться, мы часто обнаруживаем, что реакция не дает 100% выхода продуктов. Вместо этого некоторые реагенты остаются после того, как концентрации перестают изменяться. В этот момент, когда концентрации реагентов и продуктов больше не меняются, говорят, что реакция находится в равновесии.Смесь реагентов и продуктов находится в равновесии.

Например, когда мы помещаем образец тетроксида диазота (N 2 O 4 , бесцветный газ) в стеклянную трубку, он образует диоксид азота (NO 2 , коричневый газ) по реакции

[латекс]\текст{N}_2\текст{O}_4(г)\;{\rightleftharpoons}\;2\текст{NO}_2(г)[/латекс]

Цвет становится темнее, когда N 2 O 4 преобразуется в NO 2 . Когда система достигает равновесия, присутствуют как N 2 O 4 , так и NO 2 (рис. 1).

Рисунок 1. Смесь NO 2 и N 2 O 4 движется к равновесию. Бесцветный N 2 O 4 реагирует с образованием коричневого NO 2 . По мере приближения реакции к равновесию окраска смеси темнеет из-за увеличения концентрации NO 2 .

Образование NO 2 из N 2 O 4 представляет собой обратимую реакцию , которая обозначена стрелкой равновесия (⇌).Все реакции обратимы, но многие реакции для всех практических целей протекают в одном направлении до тех пор, пока не будут исчерпаны реагенты, и обратятся только при определенных условиях. Такие реакции часто изображаются стрелкой в ​​одну сторону от реагентов к продуктам. Многие другие реакции, такие как образование NO 2 из N 2 O 4 , обратимы в более легко достижимых условиях и поэтому названы так. В обратимой реакции реагенты могут объединяться с образованием продуктов, а продукты могут реагировать с образованием реагентов.Таким образом, не только N 2 O 4 может разлагаться с образованием NO 2 , но и образующийся NO 2 может реагировать с образованием N 2 O 4 . Как только прямая реакция дает NO 2 , начинается обратная реакция и NO 2 начинает реагировать с образованием N 2 O 4 . При равновесии концентрации N 2 O 4 и NO 2 уже не изменяются, поскольку скорость образования NO 2 в точности равна скорости потребления NO 2 , а скорость образования образование N 2 O 4 в точности равно скорости потребления N 2 O 4 . Химическое равновесие — это динамический процесс : Как и в случае с пловцами и загорающими, количество каждого из них остается постоянным, но между ними существует движение вперед и назад (рис. 2).

Рисунок 2. Эти жонглеры иллюстрируют динамическое равновесие. Каждый бросает трефы другому с той же скоростью, с которой он получает трефы от этого человека. Поскольку булавами непрерывно бросают в обоих направлениях, количество булав, движущихся в каждом направлении, постоянно, а количество булав, которые есть у каждого жонглера в данный момент времени, остается (примерно) постоянным.

В химическом равновесии прямая и обратная реакции не останавливаются, а продолжают протекать с той же скоростью, что приводит к постоянным концентрациям реагентов и продуктов. Графики, показывающие изменение скорости реакции и концентрации во времени, показаны на рисунке 1.

Мы можем обнаружить состояние равновесия, потому что концентрации реагентов и продуктов не меняются. Однако важно убедиться, что отсутствие изменений связано с равновесием, а не со скоростью реакции, которая настолько мала, что изменения концентрации трудно обнаружить.

Мы используем двойную стрелку при написании уравнения обратимой реакции. Такая реакция может быть, а может и не быть равновесной. Например, на рисунке 1 показана реакция:

[латекс]\текст{N}_2\текст{O}_4(г)\;{\rightleftharpoons}\;2\текст{NO}_2(г)[/латекс]

Когда мы хотим говорить об одном конкретном компоненте обратимой реакции, мы используем одну стрелку. Например, в равновесии, показанном на рис. 1, скорость прямой реакции составляет

[латекс] 2 \ текст {NO} _2 (г) \; {\ longrightarrow} \; \ текст {N} _2 \ текст {O} _4 (г) [/латекс]

равно скорости обратной реакции

[латекс]\текст{N}_2\текст{O}_4(г)\;{\longrightarrow}\;2\текст{NO}_2(г)[/латекс]

Равновесие и безалкогольные напитки

Связь между химией и газированными безалкогольными напитками восходит к 1767 году, когда Джозеф Пристли (1733–1804; в основном известный сегодня своей ролью в открытии и идентификации кислорода) открыл метод насыщения воды углекислым газом для получения газированной воды. В 1772 году Пристли опубликовал статью под названием «Пропитывание воды неподвижным воздухом». В статье описывается капание купоросного масла (сегодня мы называем это серной кислотой, но какой отличный способ описать серную кислоту: «купоросное масло» буквально означает «жидкая гадость») на мел (карбонат кальция). Образовавшийся СО 2 падает в емкость с водой под сосудом, в котором протекает начальная реакция; перемешивание помогает газообразному CO 2 смешиваться с жидкой водой.

[латекс]\text{H}_2\text{SO}_4(l)\;+\;\text{CaCO}_3(s)\;{\longrightarrow}\;\text{CO}_2(g) \;+\;\text{H}_2\text{O}(l)\;+\;\text{CaSO}_4(водн.)[/latex]

Углекислый газ мало растворим в воде.{+}(водный)[/латекс]

Сегодня CO 2 можно нагнетать в безалкогольные напитки, устанавливая равновесие, показанное выше. Однако как только вы открываете контейнер с напитком, происходит каскад сдвигов равновесия. Во-первых, газ CO 2 в воздушном пространстве над бутылкой выходит, вызывая сдвиг равновесия между газообразным CO 2 и растворенным или водным CO 2 , снижая концентрацию CO 2 в безалкогольный напиток. Меньшее количество CO 2 , растворенного в жидкости, приводит к разложению угольной кислоты на растворенные CO 2 и H 2 O.Пониженная концентрация угольной кислоты вызывает сдвиг конечного равновесия. Пока безалкогольный напиток находится в открытом контейнере, CO 2 пузырится из напитка, высвобождая газ в воздух (рис. 3). Когда бутылка закрыта, реакции CO 2 больше не находятся в равновесии и будут продолжаться до тех пор, пока не останется реагентов. В результате получается безалкогольный напиток со значительно более низкой концентрацией CO 2 , который часто называют «плоским».

Рис. 3. Когда безалкогольный напиток открывается, происходит несколько сдвигов равновесия. (кредит: модификация работы «D Coetzee»/Flickr)

Рассмотрим испарение брома как второй пример системы, находящейся в равновесии.

[латекс]\text{Br}_2(l)\;{\rightleftharpoons}\;\text{Br}_2(g)[/latex]

Равновесие может быть установлено как для физических изменений, таких как переход жидкости в газ, так и для химических реакций. На рис. 4 показан образец жидкого брома, находящегося в равновесии с парами брома в закрытом контейнере.Когда мы наливаем жидкий бром в пустую бутыль, в которой нет паров брома, часть жидкости испаряется, количество жидкости уменьшается, а количество пара увеличивается. Если мы закроем бутылку, чтобы пар не выходил наружу, количество жидкости и пара в конце концов перестанет изменяться, и установится равновесие между жидкостью и паром. Если бы бутылка не была закрыта крышкой, пары брома улетучились бы, и равновесие не было бы достигнуто.

Рис. 4. Изображено равновесие между жидким бромом, Br 2 ( l ), темной жидкостью, и парами брома, Br 2 ( г ), оранжевым газом.Поскольку контейнер герметичен, пары брома не могут улетучиваться, и поддерживается равновесие. (кредит: http://images-of-elements.com/bromine.php)

Реакция находится в равновесии, когда количества реагентов или продуктов больше не меняются. Химическое равновесие — это динамический процесс, означающий, что скорость образования продуктов прямой реакции равна скорости, с которой продукты преобразуются в реагенты обратной реакцией.

Химия Упражнения в конце главы

  1. Что означает описание реакции как «обратимой»?
  2. Как при написании уравнения отличить обратимую реакцию от необратимой?
  3. Если реакция обратима, когда можно сказать, что она достигла равновесия?
  4. Находится ли система в равновесии, если константы скорости прямой и обратной реакции равны?
  5. Если концентрации продуктов и реагентов равны, находится ли система в равновесии?

Глоссарий

равновесие
в химических реакциях — состояние, при котором превращение реагентов в продукты и превращение продуктов обратно в реагенты происходят одновременно с одинаковой скоростью; состояние баланса
обратимая реакция
химическая реакция, которая может протекать как в прямом, так и в обратном направлении при данных условиях

Решения

Ответы на упражнения по химии в конце главы

1. Реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

3. Когда система достигает равновесия, дальнейших изменений концентраций реагентов и продуктов не происходит; реакции продолжают протекать, но с эквивалентными скоростями.

5. Понятие равновесия не предполагает равных концентраций, хотя и возможно.

Химическое равновесие – обзор

1.2.2 Кинетика и термодинамика

Система, находящаяся в химическом равновесии, не является микроскопически статической, но общих изменений не наблюдается, поскольку каждая элементарная реакция протекает с одинаковой скоростью в прямом и обратном направлениях.Поэтому, если снова взять за пример реакцию (1.5), то при равновесии

(1.9)kf[A]e[B]e=kr[C]e[D]e

, где нижние индексы используются для обозначения значений При равновесии и K F и k 0 R заменить K F ( T ) и K R ( T ) для простоты. Преобразование этого уравнения дает

(1,10)kf/kr=[C]e[D]e/[A]e[B]e

, где правая часть просто K c , равновесие постоянная, выраженная через концентрации.Отсюда

(1.11)kf/kr=Kc

Это уравнение, связывающее константы скорости химической кинетики с константой равновесия химической «статики» или термодинамики, придает алгебраическую форму принципу подробного балансирования , который утверждает, что при равновесия каждый молекулярный процесс протекает в среднем одинаково быстро в обоих направлениях. Микроскопическая основа этого закона будет рассмотрена в разделе 1.3.2.

Связь между кинетическими и термодинамическими величинами можно продолжить, продифференцировав уравнение

(1.12)ln kf−ln kr=ln kc

по отношению к (1/ RT ). Вспоминая уравнение (1.8), ясно, что левая часть этого уравнения есть разность энергий активации прямой и обратной реакций, т. е. р ). Правая часть может быть вычислена с помощью соответствующей формы уравнения Вант-Гоффа, т. е. газы, поскольку E зависит только от температуры, а не от концентрации или давления.Следовательно, можно написать просто

(1.14)Eact,f−Eact,r=ΔE

Аналогичный вывод можно использовать для связи предэкспоненциальных факторов со стандартным изменением энтропии для реакции. Для такой реакции, как (1.5), в которой количество молекул в обеих частях химического уравнения одинаково, это приводит к

(1.15)ln (Af/Ar)=ΔSc∘/R

и снова определение, выбранное для стандартного состояния, не имеет значения. Однако общая форма этого уравнения

(1.16)ln (Af/Ar)=(ΔSc∘/R)−Δv

Позволяет изменить Δ v число молекул при движении слева направо в химическом уравнении: таким образом, Δ v = 1 в реакции (1.2). Для реакций порядка выше первого стандартное состояние должно быть указано в тех же единицах концентрации, которые используются при выражении констант скорости и предэкспоненциальных множителей. Более подробную информацию об этих отношениях можно найти в другом месте. 1

Поскольку для большинства видов доступны точные термодинамические данные, уравнения (1.14)–(1.16) могут быть полезны одним из двух связанных способов. Когда значения параметров Аррениуса для реакции в обоих направлениях определены независимо, уравнения обеспечивают важную проверку измерений. В качестве альтернативы, когда непосредственно получены только A f и E act, f , их можно использовать для расчета A r и E act, r 1. Уравнения, однако, не очень помогают в прогнозировании данных скорости в отсутствие каких-либо кинетических измерений, хотя, поскольку энергия активации никогда не бывает одновременно отрицательной и большой по величине, уравнение (1.14) приводит к выводу, что при Δ E > 0 энергия активации должна быть >˜ΔE.

Эти соотношения между кинетическими и термодинамическими величинами предполагают , что элементарные реакции, протекающие в противоположных направлениях, проходят через общее критическое состояние или конфигурацию. Если E act положительно для обеих реакций, то это активированное состояние должно лежать при более высокой энергии, чем энергия разделяемых реагентов или продуктов разделения. Рисунок 1.1 иллюстрирует это и схематически подчеркивает, что активированное состояние может иметь любую энергию и при этом удовлетворять уравнению (1.14).

Рисунок 1.1. Связь между ΔE и энергиями активации прямой и обратной реакций. Возможные энергии активации представлены вертикальными стрелками (Е акт, f слева; Е акт, r справа), и диаграмма показывает, что уравнение Δ Е = (Е акт, f – Е акт, r ) выполняется для каждой пары значений Е акт, f и Е акт, r

Сравнение уравнений (1.14) и (1.16) предполагает, что наряду с энергиями активации можно рассматривать энтропии активации, такие как (1.18)ln Af−ln Ar=(Sact,f−Sact,r)/R−(Δvact,f−Δvact,r)

Поскольку активированное состояние всегда представляет собой единый молекулярный конгломерат,

(1. 18a)Δvact ,f=1−∑реагентовvi и Δvact,r=1−∑продуктовvi

Тогда становится возможным сформулировать общие выражения для констант скорости, включающие энтропии активации:

(1.19)kf=ρexp(∑реактивыvi)exp(Sact, f/R)exp(−Eact, f/RT)

(1.20)kr=ρexp(∑продуктыvi)exp(Sact, r/R)exp(−Eact , r/RT)

где ρ — константа для всех реакций.

Эти выражения, которые связывают константы скорости с различиями термодинамических величин для системы ( a ) в виде разделенных реагентов и ( b ) в активированном состоянии, подразумевают, что в обеих конфигурациях частицы находятся во внутреннем тепловом равновесии; то есть они распределяются между доступными энергетическими состояниями в соответствии с законами статистической термодинамики Больцмана.Этот тип равновесия обычно поддерживается столкновениями, при которых передается энергия. Предположение о термическом уравновешивании реагентов будет справедливым до тех пор, пока молекулы в каждом состоянии, вносящие существенный вклад в скорость реакции, реагируют за время, большее, чем время «релаксации», характеризующее процессы переноса энергии. Для бимолекулярных реакций это, вероятно, так при любых, кроме самых экстремальных условиях, но для мономолекулярных реакций, как было указано в разделе 1.1, процессы передачи энергии должны быть включены в любое общее обсуждение кинетики. Гораздо труднее ответить на вопрос, находятся ли виды в активированном состоянии во внутреннем тепловом равновесии. Эта проблема будет подробно рассмотрена в разделе 4.2.2, где исследуются основные предположения теории переходного состояния .

На последних нескольких страницах некоторый акцент был сделан на макроскопической природе тепловой константы скорости.Ясно, что даже для элементарной реакции 90 202 k 90 203 ( 90 202 T 90 203 ) измеряет средний результат множества отдельных молекулярных событий, которые различаются своими подробными характеристиками — например, энергией столкновения или ориентацией частиц при «ударе». . Любая полностью детальная теория скоростей реакций должна начинаться с молекулярного уровня и получать выражение для k ( T ) путем выполнения правильно взвешенного суммирования или интегрирования переменных, характеризующих молекулярные события. Поскольку статистические законы распределения этих переменных хорошо известны, такое усреднение не представляет труда. К сожалению, обратный процесс получения микроскопических вероятностей реакции по измеренной константе скорости и ее изменению с температурой невозможен. Следовательно, любой эксперимент, который определяет вероятность реакции в событиях, которые, по крайней мере в некоторой степени, выбраны, обеспечивает более полезную проверку подробной теории, чем данные о скорости, получаемые в обычных кинетических экспериментах.Именно такой подход будет представлен далее.

Карточки по химическому и динамическому равновесию

В реакционном сосуде из нержавеющей стали объемом 500 мл при температуре 900°C монооксид углерода и водяной пар реагируют с образованием диоксида углерода и водорода.

Имеющиеся данные указывают на то, что эта реакция устанавливает равновесие только с частичным превращением реагентов в продукты.

Сначала в сосуд помещают по 2,00 моля каждого реагента. Кс для этой реакции составляет 4,20 при 900°С. Какое количество каждого вещества будет находиться в равновесии?

1.Напишите сбалансированное уравнение для реакции равновесия

CO (г) + h3O (г) ⇋ CO2 (г) + h3 (г)
Kc = 4,20 при 900ºC

2. Используйте сбалансированное уравнение, чтобы записать выражение закона равновесия

Kc = 4,20 = [CO2 (г)][h3 (г)] / [CO (г)][h3O (г)]

3. Найдите начальные количества концентрации

В этом примере начальные количества концентрации обоих реагентов одинаковы.

c = 2,00 моль/0,500 л = 4,00 моль/л = [CO (г)] = [h3O (г)]

4.Составьте таблицу ICE, чтобы отслеживать количества

Исходная концентрация, в моль/л
CO (г) = 4,00
h3O (г) = 4,00
CO2 (г) = 0
h3 (г) = 0

стехиометрическое соотношение составляет 1:1:1:1. Следовательно, конечные концентрации CO2 (г) и h3 (г) могут быть представлены через x.

Конечные равновесные концентрации CO (г) и h3O (г) уменьшатся на x моль/л.

Во время изменения количество реагентов уменьшится, а количество продуктов увеличится.2

6. Найти x

x = 2,69

7. Заполнить таблицу ICE значением x и определить недостающие концентрации г) = 4,00
СО2 (г) = 0
h3 (г) = 0

Изменение концентрации, моль/л
СО (г) = -2,69
ч3О (г) = -2,69
СО2 (г) = + 2,69
ч3 (г) = +2,69

Равновесная концентрация, моль/л
СО (г) = 4,00 — 2,69 = 1,31
ч3О (г) = 4,00 — 2.69 = 1,31
CO2 (г) = 2,69
ч3 (г) = 2,69

При равновесии при 900°C [CO (г)] = [h3O (г)] = 1,31 моль/л.
[CO2 (г)] = [h3 (г)] = 2,69 моль/л.

ЛеШателье

ЛеШателье Принцип Ле-Шателье, Коэффициент реакции и константа равновесия 90 584
  Гэри Л. Бертран [email protected]
Почетный профессор Химия         Миссури Университет науки и технологий

Запись химической реакции с двойная стрелка

А+В С + Д указывает на то, что реакция идет непрерывно происходит в обоих направлениях на молекулярном уровень. На макроскопическом уровень, мы можем видеть только это либо:

(1) есть чистый прирост в количествах соединений справа сторона, продукты, письменной реакции (с необходимым уменьшением в количествах соединений слева сторона, реагенты, реакции.

Указывает, что на молекулярном уровень, вперед реакция (слева направо) протекает быстрее чем наоборот (справа налево) реакция.


(2) есть чистый прирост в количествах соединений слева сторона, реагенты, письменной реакции (с необходимым уменьшением в количествах соединений справа сторона, продукты, реакции.

Указывает, что на молекулярном уровень, реверс (справа налево) происходит быстрее чем форвард (слева направо) реакция.


(3) нет изменение количества каких-либо соединений.

Указывает, что на молекулярном уровень, вперед реакция (слева направо) и обратная (справа налево) реакции происходят одновременно показатель.
Если нет изменение количества соединений, мы считать, что система находится в равновесии.


В 1884 году Анри-Льюи ЛеШателье, французский промышленный химик сделал наблюдение (впервые опубликовано в 1888 г.):
«Любое изменение в одном из переменные, определяющие состояние системы в равновесии, вызывают смещение положения равновесия в сторону, противодействующую изменение рассматриваемой переменной.
Переменные определяющих состояние системы в равновесии, являются концентрации реагентов и продуктов химических реакций, температуры, и в меньшей степени давление. Влияние давления на равновесие с участием газов может сбивать с толку. если его не отделить от эффектов концентрации.


Эффект изменения температура:

    Некоторые химические системы становятся более горячими поскольку они реагируют в изолированном контейнере, в то время как другие становятся холоднее, а некоторые показывают очень небольшое изменение температуры. Если система становится горячее так как письменная реакция происходит слева направо (прямая реакция), реакция называется экзотермической. И наоборот, если система становится холоднее когда происходит прямая реакция, говорят, что реакция эндотермическая. Если прямая реакция экзотермическая обратная реакция будет эндотермической, а если прямая реакция эндотермическая обратная реакция будет экзотермической. Реакция, не вызывающая изменений по температуре в изолированном контейнере называется атермическим.

    Мы можем подать заявку Принцип Ле-Шателье изменения температуры в системе, находящейся в равновесии. Если мы попытаемся поднять температуру этой системы положение равновесия сместится в сторону что имеет тенденцию противодействовать это изменение — направление, которое имеет тенденцию к охлаждению в система: направление эндотермической реакции.

Следовательно, если реакция экзотермический как написано, повышение температуры приведет к обратному реакции, уменьшая количество продуктов и увеличивая количества реагентов. Снижение температура приведет к обратному отклик.

Если реакция эндотермическая как написано, повышение температуры вызовет форвард реакции, увеличивая количество продуктов и уменьшая количества реагентов. Снижение температура приведет к обратному отклик.

Изменение температуры нет воздействие на атермал реакция.

эффекты добавления компонентов:

Для оценки влияния других изменения в системе, находящейся в равновесии, мы должны уделять пристальное внимание физическим состояниям компонентов и номерам каждого из компонентов в уравновешенной реакции.Поэтому в письменном отзыве должно быть указано физическое состояние каждого компонента.

2 A(s) B(г) + C(водн.)

Изменение количества одного из компоненты реакции могут влиять только на равновесие если концентрация этого компонента изменилась. Концентрация компонента зависит от соотношения количества этого компонента (моль) к общей сумме эта фаза (обычно объем фазы, но и другие величины, такие как общее количество молей или можно также использовать массу растворителя в этой фазе). Дополнение чистого твердого вещества или чистого жидкость обычно не меняет концентрацию этого компонента, поскольку как количество молей этого компонента, так и общее количество этой фазы изменяется на один и тот же коэффициент.

Следовательно, добавление чистого твердый компонент к система с постоянным давлением не влияет на количества других компонентов. Однако добавление жидкости который является растворителем для одна из фаз может иметь вторичную эффект за счет снижения концентрации всех компонентов реакции растворяется в этой фазе.Добавление значительного количества жидкости или твердого вещества в контейнер при постоянном объеме также может иметь вторичное эффект сжатия газовой фазы, что увеличивает концентрацию всех газообразных соединений.

Мы также должны обратить особое внимание условиям (постоянный объем или постоянное давление) при добавлении соединения. Добавление газообразного составляющая реакции при постоянной объем обязательно приводит к увеличению в концентрации этот компонент, в то время как эффект от этого добавления при постоянном давление может зависеть от того, присутствуют ли другие газы. Добавление не вступающего в реакцию газообразного компонента (например, инертный газ) при постоянном громкость не влияет на концентрации других газообразных компонентов, но это добавление при постоянном давление должно увеличиваться объем газовой фазы, понижение концентрации всех других газов.

    Мы можем подать заявку Принцип Ле-Шателье добавления реакционного компонента в систему в состоянии равновесия. Если добавление этого компонента вызывает увеличение концентрации этого компонента в его указанной фазе, система попытается противодействовать этому изменению, уменьшив это увеличение. концентрация.Это может произойти только в результате химической реакции, что уменьшит количество других компонентов на той же стороне реакцию, а увеличение количеств компонентов наоборот сторону реакции.

Таким образом, увеличение в концентрации реагента приведет к уменьшению в количествах всех реагентов и увеличение количество всех продуктов.

Увеличение в концентрации продукта приведет к уменьшению в количестве всех продуктов и увеличение количества всех реагентов.

В обоих случаях будет чистое увеличение общее количество добавленного компонента, но увеличение будет меньше чем добавленная сумма.

Эффект изменения объем:

При рассмотрении изменений объема, мы должны уделять пристальное внимание фазам, на которые влияет изменение. Если в сосуде есть водная, твердая и газообразная фазы, изменение объем контейнера только изменяет объем газа фаза.Добавление воды в контейнер, очевидно, увеличивает объем водного фазе, но влияние на газовую фазу зависит от того, добавлено ли находится на постоянной громкости или постоянное давление. Если добавление постоянно давление объем газа фаза не изменена, но если объем контейнера остается постоянным объем газовой фазы уменьшается как объем водного фаза увеличивается. Добавление несмешиваемой жидкости, такой как ртуть не действует при постоянном давлении, но уменьшает громкость газовой фазы, если объем емкости постоянна.

Добавление инертного газ не действует, если объем контейнера остается постоянным, но увеличивается объем газа фаза, если давление постоянно.

Изменение громкости фазы изменяет концентрации всех компонентов в этой фазе, реагентов и продукты. Чистый эффект определяется разницей в количестве молекул реагентов и продуктов (от равновесной реакции) в эта фаза.

Если сбалансированная реакция показывает одинаковое количество молей реагентов и продуктов в изменяемой фазе, на равновесие не влияет.

Если сбалансированная реакция показывает больше молей продуктов, чем реагентов на этапе изменения влияние на продукты преобладает. Следовательно, если объем этой фазы увеличивается концентрации продукты будут уменьшены больше, чем реагентов, и равновесие сместится чтобы увеличить суммы продукции и снижение количества реагентов. Уменьшение громкости этого этапа будет иметь противоположное эффект.

Обратная ситуация, подробнее молей реагентов, чем продуктов в изменяемой фазе, приводит к увеличение сумм реагентов, если объем фазы увеличен и снижение количества реагентов если громкость фазы увеличена.

Есть некоторые обстоятельства в котором противодействует эффект изменения объема одной фазы изменениями в другой фазе.Анализ этой ситуации требует более количественный подход. Количественный подход, который также применим ко всем обсуждаемым примерам. выше – основано на количестве, называемом  Коэффициент реакции.

О коэффициенте реакции, Q

Химическое равновесие

Химическое равновесие

Константа равновесия

 При пересылке и обратные реакции протекают с той же скоростью, система достигает динамического равновесия.Химическая равновесие   происходит, когда динамический равновесие реализуется для ВСЕХ стадий реакции, т.е. достигается равновесие между реагентами и продуктами.

При заданной температуре равновесный состав связан с равновесным постоянная, К c . Для общей реакции   a A + b B —> c 4
83 +
д Д   К в представляет собой отношение концентраций продукта к концентрации реагентов, при этом каждая концентрация повышается до мощность его коэффициента в сбалансированной химической реакции.

Несмотря ни на что исходных концентраций, конечное равновесие концентрации должны удовлетворять уравнению K c . Обычно K c пишется без единиц.

Если равновесие включает реагентов и продуктов в одной фазе, которая называется гомогенной равновесие , противоположное гетерогенному равновесию который включает реагенты и продукты в более чем одном фаза.Для последнего случая, когда фазы разделены (например, твердые осадки) фазы с определенными и, следовательно, не переменные концентрации исключаются из равновесия постоянное выражение. Пример:

3Fe( с ) + 4H 2 O( 0 г 1 9) —> Fe 3 O 4 ( с ) + 4H 2 ( г )

Для реакции железа с стим, вы бы написали

Концентрации Fe и Fe 3 O 4 опущены, потому что в то время как концентрация газа может иметь различные значения, концентрация чистого твердого вещества или чистого жидкость является константой при данной температуре. По той же причине, концентрация жидкого растворителя также обычно не указывается.

Качественная интерпретация Константа равновесия

Если К с для реакции aA + bB —> cC + dD

большой, равновесная смесь в основном продукты. Если K c мало, то равновесие смесь состоит в основном из реагентов.При K c примерно 1, равновесная смесь содержит заметные количества обоих реагенты и продукты.

Предсказание направления Реакция

Коэффициент реакции, Q c , выражение, имеющее тот же вид, что и равновесие постоянное выражение, но значения концентрации которого не обязательно находящиеся в равновесии. Для общей реакции

а а + b B —> c C + d D.

реакция частное Q c определяется как

Q с = [C] I I C [D] I D

[A] I A [B] I B

, где индекс i на концентрации означает, что мгновенная концентрация (не обязательно равновесная концентрация). К предсказать направление реакции, подставить концентрации реагентов и продуктов в конкретный момент времени в частное выражение и сравните Q c с константой равновесия K c :

Если Q c > К с , реакция пойдет влево.  
Если
Q C < K C , реакция пойдет вправо.  
Если
Q C = K C , реакционная смесь находится в равновесии.  

 Расчет равновесия Концентрации

Константа равновесия позволяет нам рассчитать конечный равновесный состав реагентов и произведения для заданных начальных концентраций. Это может быть выполняется в три этапа:

  1. Настроить таблицу концентрации (исходная, изменение и равновесная выражения) с использованием x для неизвестных величин;
  2. Подставьте значения для равновесных концентраций в константу равновесия выражение;
  3. Решите уравнение константы равновесия для значений равновесные концентрации.

 Множественное равновесие

Когда константа равновесия для реакцию необходимо рассчитывать по константам равновесия отдельных шагов следует применять подход, аналогичный использованию Закон Гесса. Как энтальпия изменение общего уравнения равно сумме энтальпии изменяется для отдельных ступеней, поэтому константа равновесия для всей уравнение равно произведению индивидуальных константы равновесия в степени, представляющей коэффициент для каждой реакции в общей реакции, т.е.е. если для реакции

а А + б Б <==> c C + d D the константа равновесия K c , для реакции

н * (а А + б Б <==> в С + г Г) константа равновесия будет K c n .

Пример Энтальпия Константа равновесия коэффициент Модифицированный K c
а а + б Б <==> в В + д д ДХ 1 1 то же
С <==> e E + f D ДХ 2 с

а А + б Б <==> (c e)E + (cd +f)D DH 1 = DH 1 + кДГ 2
К с = [E] ce [D] (cd+f)

[А] а [Б] б

9

   

Принцип Ле Шателье

Изменение условия реакции могут повлиять на исход реакции. ле Принцип Шателье полезен для предсказания результаты этих изменений. В нем говорится, что когда система в хим. равновесие нарушается изменением температуры, давления или концентрации система смещает свой равновесный состав в путь, направленный на противодействие возмущению.

Есть четыре изменения условий реакции, которые мы можем рассмотреть:  
Добавление или удаление реагенты или продукты   — больше добавляются продукты — равновесие реагирует увеличением количество реагентов и наоборот
Изменение давление или объем системы   — обычно для газофазных реакций зависит от чистого изменения количества молей в ход реакции, а А + b B —> c C + d D : если c+d > a+b, то увеличение давления производит меньше продукции и наоборот наоборот
Изменение температура системы   — если реакция экзотермическая, а А + b B —> c C + d D; D H < 0, (выделяется тепло, а не потребляется), увеличение Т вызывает уменьшение продукции и наоборот наоборотУравнение Нав’т-Хоффа: K c = A exp(-DH/RT)
Добавление катализатора в система — не имеет значения

Константа равновесия

15.

2 Константа равновесия

Цели обучения

  1. Знать связь между константой равновесия и константами скоростей прямой и обратной реакций.
  2. Написать константу равновесия любой реакции.

Поскольку состояние равновесия достигается, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, при данном наборе условий должна существовать связь между составом системы в состоянии равновесия и кинетикой реакции (представленной константами скорости). Мы можем показать эту взаимосвязь, используя систему, описанную в уравнении 15.1, разложение N 2 O 4 в NO 2 . И прямая, и обратная реакции для этой системы состоят из одной элементарной реакции, поэтому скорости реакции следующие:

Уравнение 15.2

прямая скорость = k f [N 2 O 4 ]

Уравнение 15. 3

обратная скорость = k r [NO 2 ] 2

В равновесии форвардный курс равен обратному курсу:

Уравнение 15.4

k f [N 2 O 4 ] = k r [NO 2 ] 2

так

Уравнение 15.5

kfкр=[NO2]2[N2O4]

Отношение констант скоростей дает нам новую константу, константу равновесия ( K ) Отношение констант скоростей прямой и обратной реакции; то есть K=kf/kr. Это также константа равновесия, рассчитанная по концентрациям растворов: K=[C]c[D]d/[A]a[B]b для общей реакции aA+bB⇌cC+dD, в которой каждый компонент находится в растворе. , который определяется следующим образом:

Таким образом, существует фундаментальная связь между химической кинетикой и химическим равновесием: при данном наборе условий состав равновесной смеси определяется величинами констант скоростей прямой и обратной реакций.

Обратите внимание на шаблон

Константа равновесия равна константе скорости прямой реакции , деленной на константу скорости обратной реакции .

В таблице 15.1 «Начальная и равновесная концентрации для» перечислены начальные и равновесные концентрации из пяти различных экспериментов с использованием реакционной системы, описанной уравнением 15.1. В равновесии величина количества [NO 2 ] 2 / [N 2 O 4 ] практически одинакова для всех пяти экспериментов.В самом деле, какими бы ни были начальные концентрации NO 2 и N 2 O 4 , в равновесии количество всегда составляет 6,53 ± 0,03 × 10 -3 при 25°C, что соответствует отношению констант скоростей прямой и обратной реакций. То есть при данной температуре константа равновесия реакции всегда имеет одно и то же значение, даже если конкретные концентрации реагентов и продуктов меняются в зависимости от их начальных концентраций.

Таблица 15.1 Начальная и равновесная концентрации для смесей NO2/N2O4 при 25°C

Исходные концентрации Концентрации в равновесии
Эксперимент 2 О 4 ] (М) [№ 2 ] (М) 2 О 4 ] (М) [№ 2 ] (М) К = [НО 2 ] 2 / [Н 2 О 4 ]
1 0. 0500 0,0000 0,0417 0,0165 6,54 × 10 −3
2 0,0000 0,1000 0,0417 0,0165 6,54 × 10 −3
3 0.0750 0,0000 0,0647 0,0206 6,56 × 10 −3
4 0,0000 0,0750 0,0304 0,0141 6,54 × 10 −3
5 0. 0250 0,0750 0,0532 0,0186 6,50 × 10 −3

Разработка константного выражения равновесия

В 1864 году норвежские химики Като Гульдберг (1836–1902) и Петер Вааге (1833–1900) тщательно измерили составы многих реакционных систем, находящихся в равновесии. Они обнаружили, что для любая обратимая реакция общего вида

Уравнение 15.7

аА+бВ⇌сС+dD

, где A и B — реагенты, C и D — продукты, а a , b , c и d — стехиометрические коэффициенты в сбалансированном химическом уравнении реакции, отношение продукта равновесные концентрации продуктов (доведенные до их коэффициентов в уравновешенном химическом уравнении) на произведение равновесных концентраций реагентов (доведенные до их коэффициентов в уравновешенном химическом уравнении) всегда являются константой при заданном наборе условий. Это соотношение известно как закон действующих масс. Для общего сбалансированного химического уравнения aA+bB⇌cC+dD выражение константы равновесия имеет вид K=[C]c[D]d/[A]a[B]b. и может быть сформулировано следующим образом:

Уравнение 15.8

К=[С]с[D]d[А]а[В]б

, где K — константа равновесия реакции. Уравнение 15.7 называется уравнением равновесия. Для общего сбалансированного химического уравнения aA+bB⇌cC+dD выражение константы равновесия имеет вид K=[C]c[D]d/[A]a[B]b., а правая часть уравнения 15.8 называется константой равновесия. Для сбалансированного химического уравнения отношение равно [C]c[D]d/[A]a[B]b для общей реакции aA+bB⇌cC+dD .. Зависимость, показанная в уравнении 15.8, верна для любой пары противоположных реакций независимо от механизма реакции или количества стадий в механизме.

Константа равновесия может изменяться в широком диапазоне значений. Значения К приведены в Таблице 15. 2 «Константы равновесия для выбранных реакций*», например, различаются на 60 порядков. Поскольку продукты находятся в числителе выражения для константы равновесия, а реагенты — в знаменателе, значения K больше 10 3 указывают на сильную тенденцию реагентов к образованию продуктов. В этом случае химики говорят, что равновесие лежит вправо, как написано, благоприятствуя образованию продуктов. Примером может служить реакция между H 2 и Cl 2 с образованием HCl, константа равновесия которой равна 1.6 × 10 33 при 300 К. Поскольку H 2 является хорошим восстановителем, а Cl 2 является хорошим окислителем, реакция протекает практически до конца. Напротив, значения 90 202 K 90 203 меньше 10 90 238 -3 90 239 указывают на то, что отношение продуктов к реагентам в равновесии очень мало. То есть реагенты не склонны легко образовывать продукты, и равновесие лежит слева, как написано, благоприятствуя образованию реагентов.

Таблица 15.2 константы равновесия для выбранных реакций*

Реакция Температура (К) Константа равновесия ( K )
S(т)+O2(г)⇌SO2(г) 300 4.4 × 10 53
2h3(г)+O2(г)⇌2h3O(г) 500 2,4 × 10 47
h3(г)+Cl2(г)⇌2HCl(г) 300 1. 6 × 10 33
h3(г)+Br2(г)⇌2HBr(г) 300 4,1 × 10 18
2NO(г)+O2(г)⇌2NO2(г) 300 4.2 × 10 13
3h3(г)+N2(г)⇌2Nh4(г) 300 2,7 × 10 8
h3(г)+D2(г)⇌2HD(г) 100 1. 92
h3(г)+I2(г)⇌2HI(г) 300 2,9 × 10 −1
I2(г)⇌2I(г) 800 4.6 × 10 −7
Br2(г)⇌2Br(г) 1000 4,0 × 10 −7
Cl2(г)⇌2Cl(г) 1000 1. 8 × 10 −9
F2(г)⇌2F(г) 500 7,4 × 10 −13
*Константы равновесия зависят от температуры. Показанные значения K относятся к системам при указанных температурах.

Вы также заметите в Таблице 15.2 «Константы равновесия для выбранных реакций*», что константы равновесия не имеют единиц измерения, даже несмотря на то, что уравнение 15.8 предполагает, что единицы концентрации не всегда могут сокращаться, поскольку показатели степени могут варьироваться. На самом деле константы равновесия рассчитываются с использованием «эффективных концентраций» или активностей реагентов и продуктов, которые представляют собой отношения измеренных концентраций к стандартному состоянию 1 М. Как показано в уравнении 15.9, единицы концентрации сокращаются. , что также делает K безразмерным:

Уравнение 15.9

[A]измеренное[A]стандартное состояние=MM=моль/лмоль/л

Многие реакции имеют константы равновесия от 1000 до 0,001 (10 3 K ≥ 10 -3 ), не очень большие и не очень маленькие. В равновесии эти системы, как правило, содержат значительные количества как продуктов, так и реагентов, что указывает на отсутствие сильной тенденции к образованию ни продуктов из реагентов, ни реагентов из продуктов. Примером системы такого типа является реакция газообразного водорода и дейтерия, компонента высокостабильных волоконно-оптических источников света, используемых в исследованиях океана, с образованием HD:

.

Уравнение 15.10

h3(г)+D2(г)⇌2HD(г)

Константа равновесия для этой реакции имеет вид [HD] 2 /[H 2 ][D 2 ], а K находится в диапазоне от 1,9 до 4 в широком диапазоне температур (100–1000 K). Таким образом, равновесная смесь H 2 , D 2 и HD содержит значительные концентрации как продукта, так и реагентов.

Рисунок 15.4 «Взаимосвязь между составом смеси в равновесии и величиной константы равновесия» суммирует взаимосвязь между величиной K и относительными концентрациями реагентов и продуктов в равновесии для общей реакции, записанной как реагенты ⇌продукты.Поскольку существует прямая зависимость между кинетикой реакции и равновесными концентрациями продуктов и реагентов (уравнения 15.9 и 15.8), когда число и концентрация продуктов при равновесии преобладают. Это соответствует практически необратимой реакции. И наоборот, когда k f << k r , K очень мало, и реакция почти не дает продуктов, как написано.Системы, для которых k f k r имеют значительные концентрации как реагентов, так и продуктов в равновесии.

Рисунок 15. 4 Связь между составом смеси в равновесии и величиной константы равновесия

Чем больше K , тем дальше вправо протекает реакция до достижения равновесия и тем больше отношение продуктов к реагентам при равновесии.

Обратите внимание на шаблон

Большое значение константы равновесия K означает, что при равновесии преобладают продукты; малое значение означает, что при равновесии преобладают реагенты.

Пример 2

Напишите выражение константы равновесия для каждой реакции.

  1. К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)
  2. CO(г)+12O2(г)⇌CO2(г)
  3. 2CO2(г)⇌2CO(г)+O2(г)

Дано: сбалансированных химических уравнения

Запрошено: выражения констант равновесия

Стратегия:

См. уравнение 15.8. Поместите арифметическое произведение концентраций продуктов (доведенных до их стехиометрических коэффициентов) в числитель, а произведение концентраций реагентов (доведенных до их стехиометрических коэффициентов) в знаменатель.

Решение:

  1. Единственным продуктом является аммиак, который имеет коэффициент 2. Для реагентов N 2 имеет коэффициент 1, а H 2 имеет коэффициент 3.Выражение константы равновесия выглядит следующим образом:

    [Кh4]2[К2][h3]3
  2. Единственным продуктом является диоксид углерода с коэффициентом 1. Реагентами являются CO с коэффициентом 1 и O 2 с коэффициентом 12. Таким образом, выражение для константы равновесия выглядит следующим образом:

    [CO2][CO][O2]1/2
  3. Эта реакция обратна реакции в части b, где все коэффициенты умножаются на 2, чтобы удалить дробный коэффициент для O 2 . Таким образом, выражение для константы равновесия является обратным выражением в части b со всеми показателями, умноженными на 2:

    . [CO]2[O2][CO2]2

Упражнение

Напишите выражение константы равновесия для каждой реакции.

  1. N2O(г)⇌N2(г)+12O2(г)
  2. 2C8h28(г)+25O2(г)⇌16CO2(г)+18h3O(г)
  3. h3(г)+I2(г)⇌2HI(г)

Ответ:

  1. [N2][O2]1/2[N2O]
  2. [СО2]16[ч3О]18[С8ч28]2[О2]25
  3. [HI]2[h3][I2]

Пример 3

Предскажите, какие системы в равновесии будут (а) содержать в основном только продукты, (б) содержать в основном только реагенты и (в) содержать заметные количества как продуктов, так и реагентов.

  1. h3(г)+I2(г)⇌2HI(г) К(700К)=54
  2. 2CO2(г)⇌2CO(г)+O2(г) K(1200K)=3,1×10−18
  3. PCl5(г)⇌PCl3(г)+Cl2(г) K(613K)=97
  4. 2O3(г)⇌3O2(г) К(298К)=5.9×1055

Дано: системы и значения К

Запрашиваемый вопрос: состав систем в равновесии

Стратегия:

Используйте значение константы равновесия, чтобы определить, будет ли равновесная смесь содержать по существу только продукты, по существу только реагенты или значительные количества того и другого.

Решение:

  1. Только система 4 имеет K >> 10 3 , поэтому в равновесии она будет состоять практически только из продуктов.
  2. Система 2 имеет K << 10 −3 , поэтому реагенты имеют небольшую тенденцию к образованию продуктов в указанных условиях; таким образом, в равновесии система будет содержать по существу только реагенты.
  3. Обе системы 1 и 3 имеют константы равновесия в диапазоне 10 3 ≥ K ≥ 10 -3 , что указывает на то, что равновесные смеси будут содержать заметные количества как продуктов, так и реагентов.

Упражнение

Водород и азот реагируют с образованием аммиака в соответствии со следующим сбалансированным химическим уравнением:

3h3(г)+N2(г)⇌2Nh4(г)

Значения константы равновесия при различных температурах были представлены как K 25°C = 3. 3×10 8 , К 177°С = 2,6×10 3 и К 327°С = 4,1.

  1. При какой температуре вы ожидаете найти наибольшую пропорцию H 2 и N 2 в равновесной смеси?
  2. Предполагая, что скорости реакции достаточно высоки, чтобы быстро достичь равновесия, при какой температуре вы сконструируете коммерческий реактор, чтобы он работал, чтобы максимизировать выход аммиака?

Ответ:

  1. 327°C, где K наименьшее
  2. 25°С

Вариации формы выражения константы равновесия

Поскольку в химической реакции к равновесию можно подойти с любого направления, выражение константы равновесия и, следовательно, величина константы равновесия зависят от формы, в которой записывается химическая реакция. Например, если мы запишем реакцию, описанную в уравнении 15.7, в обратном порядке, мы получим следующее:

Уравнение 15.11

cC+dD⇌aA+bB

Соответствующая константа равновесия K ′ выглядит следующим образом:

Уравнение 15.12

К’=[А]а[В]b[С]с[D]d

Это выражение является обратным выражением для исходной константы равновесия, поэтому К ′ = 1/ К .То есть, когда мы пишем реакцию в обратном направлении, выражение константы равновесия инвертируется. Например, константа равновесия реакции N2O4⇌2NO2 имеет следующий вид:

Уравнение 15.13

К=[NO2]2[N2O4]

, но для противоположной реакции 2NO2⇌N2O4 константа равновесия K ′ определяется обратным выражением:

Уравнение 15.14

К’=[N2O4][NO2]2

Рассмотрим другой пример, образование воды: 2h3(г)+O2(г)⇌2h3O(г). Поскольку H 2 является хорошим восстановителем, а O 2 является хорошим окислителем, эта реакция имеет очень большую константу равновесия ( K = 2,4 × 10 47 при 500 K). Следовательно, константа равновесия обратной реакции разложения воды с образованием O 2 и H 2 очень мала: ) = 4,2 × 10 90 238 −48 90 239 . Как следует из очень малой константы равновесия, и, к счастью для жизни, какой мы ее знаем, действительно требуется значительное количество энергии для диссоциации воды на H 2 и O 2 .

Обратите внимание на шаблон

Константа равновесия реакции, записанная в обратном порядке, равна , обратной константе равновесия реакции, записанной изначально.

Запись уравнения в разных, но химически эквивалентных формах также приводит к тому, что и выражение константы равновесия, и величина константы равновесия различаются. Например, мы могли бы записать уравнение реакции 2NO2⇌N2O4 в виде NO2⇌12N2O4, для которого константа равновесия К ″ имеет следующий вид:

Уравнение 15.15

К″=[N2O4]1/2[NO2]

Значения для K ′ (уравнение 15.14) и K ″ связаны следующим образом:

Уравнение 15.16

К″=(К′)1/2=К′

В общем, если все коэффициенты в сбалансированном химическом уравнении последовательно умножить на n , то новая константа равновесия будет исходной константой равновесия, возведенной в степень n .

Пример 4

При 745 К К равно 0,118 для следующей реакции:

К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)

Какова константа равновесия для каждой родственной реакции при 745 К?

  1. 2Кh4(г)⇌К2(г)+3h3(г)
  2. 12N2(г)+32h3(г)⇌Nh4(г)

Дано: сбалансированное уравнение равновесия, К при заданной температуре и уравнения связанных реакций

Требуется: значения K для родственных реакций

Стратегия:

Напишите выражение константы равновесия для данной реакции и для каждой родственной реакции. Из этих выражений вычислите К для каждой реакции.

Решение:

Выражение константы равновесия для данной реакции N 2 (г) с H 2 (г) с образованием NH 3 (г) при 745 К выглядит следующим образом:

К=[Кh4]2[К2][h3]3=0,118
  1. Эта реакция обратна приведенной, поэтому ее константа равновесия имеет следующий вид:

    К’=1К=[К2][h3]3[Кh4]2=10.118=8,47
  2. В этой реакции стехиометрические коэффициенты данной реакции делятся на 2, поэтому константа равновесия рассчитывается следующим образом:

    К″=[Nh4][N2]1/2[h3]3/2=K1/2=K=0,118=0,344

Упражнение

При 527°C константа равновесия реакции

2SO2(г)+O2(г)⇌2SO3(г)

это 7. 9 × 10 4 . Рассчитайте константу равновесия следующей реакции при той же температуре:

SO3(г)⇌SO2(г)+12O2(г)

Ответ: 3,6 × 10 −3

Постоянные выражения равновесия для систем, содержащих газы

Для реакций, в которых участвуют вещества в растворе, концентрации, используемые в расчетах равновесия, обычно выражаются в молях/литр.Однако для газов концентрации обычно выражаются в парциальных давлениях, а не в молярности, где стандартное состояние составляет 1 атм давления. Символ K p Константа равновесия, выраженная как отношение парциальных давлений продуктов и реагентов, каждое из которых возведено в соответствие со своим коэффициентом в химическом уравнении. используется для обозначения констант равновесия, рассчитанных по парциальным давлениям. Для общей реакции aA+bB⇌cC+dD, в которой все компоненты являются газами, мы можем записать выражение для константы равновесия как отношение парциальных давлений продуктов и реагентов (каждое из которых возведено в свой коэффициент в химическом уравнении) :

Уравнение 15. 17

Kp=(PC)c(PD)d(PA)a(PB)b

Таким образом, K p для разложения N 2 O 4 (уравнение 15.1) выглядит следующим образом:

Уравнение 15.18

Кр=(ПНО2)2ПН2О4

Подобно K , K p является безразмерной величиной, потому что величина, которая фактически используется для ее расчета, представляет собой «эффективное давление», отношение измеренного давления к стандартному состоянию 1 бар (примерно 1 атм. ), что дает безразмерную величину.

Поскольку парциальные давления обычно выражаются в атмосферах или миллиметрах ртутного столба, молярная концентрация газа и его парциальное давление не имеют одинакового числового значения. Следовательно, числовые значения К и К р обычно различны. Однако они связаны постоянной идеального газа ( R ) и температурой ( T ):

Уравнение 15. 19

К р = К ( РТ ) Δ n

, где К — константа равновесия, выраженная в единицах концентрации, а Δ n — разность между числами молей газообразных продуктов и газообразных реагентов ( n p n r ).Температура выражается как абсолютная температура в кельвинах. Согласно уравнению 15.19, К p = К только в том случае, если моли газообразных продуктов и газообразных реагентов одинаковы (т. е. Δ n = 0). Для разложения N 2 O 4 имеется 2 моль газообразного продукта и 1 моль газообразного реагента, поэтому Δ n = 1. Таким образом, для этой реакции К p = К ( РТ ) 1 = РТ .

Пример 5

Константа равновесия реакции азота и водорода с образованием аммиака составляет 0,118 при 745 К. Сбалансированное уравнение равновесия выглядит следующим образом:

К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)

Что такое K p для этой реакции при той же температуре?

Дано: уравнение равновесия, константа равновесия и температура

Запрос: К р

Стратегия:

Используйте коэффициенты сбалансированного химического уравнения для расчета Δ n .Затем используйте уравнение 15.19 для вычисления K из K p .

Решение:

В этой реакции содержится 2 моля газообразного продукта и 4 моля газообразных реагентов, поэтому Δ n = (2 − 4) = −2. Мы знаем К и Т = 745 К. Таким образом, из уравнения 15.16 имеем следующее:

Kp=K(RT)−2=K(RT)2=0,118{[0,08206(л⋅атм)/(моль⋅K)][745 K]}2=3.16×10−5

Поскольку K p является безразмерной величиной, ответ равен K p = 3,16 × 10 −5 .

Упражнение

Рассчитайте K p для реакции 2SO2(г)+O2(г)⇌2SO3(г) при 527°C, если K = 7,9 × 10 4 при этой температуре.

Ответ: K p = 1,2 × 10 3

Гомогенные и гетерогенные равновесия

Когда продукты и реагенты равновесной реакции образуют единую фазу, будь то газ или жидкость, система является гомогенной равновесной. Равновесие, при котором реагенты и продукты равновесной реакции образуют единую фазу, будь то газ или жидкость. . В таких ситуациях концентрации реагентов и продуктов могут изменяться в широких пределах. Напротив, система, в которой реагенты, продукты или и те и другие находятся более чем в одной фазе, представляет собой гетерогенное равновесие. Равновесие, в котором реагенты равновесной реакции, продукты или и те, и другие находятся более чем в одной фазе, например, реакция газ с твердым телом или жидкостью.

Поскольку молярные концентрации чистых жидкостей и твердых веществ обычно не сильно зависят от температуры, их концентрации рассматриваются как константы, что позволяет нам упростить выражения констант равновесия, которые включают чистые твердые вещества или жидкости.(Вспомните, например, из главы 11 «Жидкости», что плотность воды и, следовательно, ее объем изменяются всего на несколько процентных пунктов между 0°C и 100°C.)

Рассмотрим следующую реакцию, которая используется при окончательном обжиге некоторых видов керамики для получения блестящей металлической глазури:

Уравнение 15. 20

CO2(г)+C(т)⇌2CO(г)

Глазурь образуется при восстановлении оксидов металлов до металлов продуктом — монооксидом углерода.Выражение константы равновесия для этой реакции выглядит следующим образом:

Уравнение 15.21

К=[СО]2[СО2][С]

Однако, поскольку графит является твердым веществом, его молярная концентрация, определяемая по его плотности и молярной массе, практически постоянна и имеет следующее значение:

Уравнение 15.22

[C]=2,26 г/см312,01 г/моль×1000 см3/л=188 моль/л=188 М

Мы можем изменить уравнение 15.18 так, чтобы постоянные члены были с одной стороны:

Уравнение 15.23

К[С]=К(188)=[СО]2[СО2]

Включение постоянного значения [C] в уравнение равновесия реакции по уравнению 15.17,

Уравнение 15. 24

К’=[CO]2[CO2]

Константу равновесия этой реакции также можно записать через парциальные давления газов:

Уравнение 15.25

Kp=(PCO)2PCO2

Включение всех постоянных значений в K ′ или K p позволяет нам сосредоточиться на веществах, концентрация которых изменяется во время реакции.

Хотя концентрации чистых жидкостей или твердых веществ не записываются явно в выражении для константы равновесия, эти вещества должны присутствовать в реакционной смеси для установления химического равновесия. Какими бы ни были концентрации CO и CO 2 , система, описанная в уравнении 15.17, достигнет химического равновесия только в том случае, если было добавлено стехиометрическое количество твердого углерода или избыток твердого углерода, так что некоторое его количество все еще присутствует после того, как система достигла равновесия. Как показано на рисунке 15.5 «Влияние количества твердого вещества на равновесие в гетерогенной системе твердое тело-газ», не имеет значения, присутствует ли 1 г или 100 г твердого углерода; в любом случае состав газообразных компонентов системы будет одинаковым при равновесии.

Рисунок 15.5 Влияние количества твердого вещества на равновесие в гетерогенной системе твердое тело–газ

В системе равновесный состав газовой фазы при заданной температуре, в данном случае 1000 К, одинаков независимо от того, присутствует ли небольшое количество твердого углерода (слева) или большое количество (справа).

Пример 6

Напишите каждое выражение для K , включая все константы, и K p для следующих равновесных реакций.

  1. PCl3(ж)+Cl2(г)⇌PCl5(т)
  2. Fe3O4(т)+4h3(г)⇌3Fe(т)+4h3O(г)

Дано: сбалансированных уравнения равновесия

Требуется: выражения для K и K p

Стратегия:

Найдите K , записав каждое выражение константы равновесия как отношение концентраций продуктов и реагентов, каждое из которых возведено в соответствие со своим коэффициентом в химическом уравнении. Затем выразите K p как отношение парциальных давлений продуктов и реагентов, каждое из которых также возводится в свой коэффициент в химическом уравнении.

Решение:

  1. Эта реакция содержит чистое твердое вещество (PCl 5 ) и чистую жидкость (PCl 3 ). Их концентрации не фигурируют в выражении константы равновесия, потому что они существенно не меняются.Итак,

    K=1[Cl2] и Kp=1PCl2
  2. Эта реакция содержит два чистых твердых вещества (Fe 3 O 4 и Fe), которые не фигурируют в выражениях константы равновесия. Однако оба газа присутствуют в выражениях:

    K=[h3O]4[h3]4 и Kp=(Ph3O)4(Ph3)4

Упражнение

Напишите выражения для K и K p для следующих реакций.

  1. CaCO3(т)⇌CaO(т)+CO2(г)
  2. C6h22O6(т)глюкоза+6O2(г)⇌6CO2(г)+6h3O(г)

Ответ:

  1. К = [СО 2 ]; Кр=PCO2
  2. K=[CO2]6[h3O]6[O2]6; Kp=(PCO2)6(Ph3O)6(PO2)6

Для реакций, проводимых в растворе, концентрация растворителя не учитывается в выражении для константы равновесия, даже если растворитель фигурирует в сбалансированном химическом уравнении реакции.Концентрация растворителя также обычно намного превышает концентрацию реагентов или продуктов (напомним, что чистая вода составляет около 55,5 М, а чистый этанол составляет около 17 М). Следовательно, концентрация растворителя практически постоянна во время химических реакций, и поэтому растворитель рассматривается как чистая жидкость. Выражение константы равновесия для реакции содержит только те частицы, концентрация которых может существенно измениться в ходе реакции.

Обратите внимание на шаблон

Концентрации чистых твердых веществ, чистых жидкостей и растворителей опущены из выражений для констант равновесия, поскольку они существенно не изменяются во время реакций, когда их достаточно для достижения равновесия.

Постоянные выражения равновесия для сумм реакций

Химикам часто требуется знать константу равновесия реакции, которая ранее не изучалась. В таких случаях искомую реакцию часто можно записать в виде суммы других реакций, для которых известны константы равновесия. Константу равновесия для неизвестной реакции затем можно рассчитать из табличных значений для других реакций.

Чтобы проиллюстрировать эту процедуру, давайте рассмотрим реакцию N 2 с O 2 с образованием NO 2 .Как мы заявили в разделе 15.1 «Концепция химического равновесия», эта реакция является важным источником NO 2 , который придает городскому смогу его типичный коричневый цвет. Реакция обычно протекает в две отдельные стадии. В первой реакции (1) N 2 реагирует с O 2 при высоких температурах внутри двигателя внутреннего сгорания с образованием NO. Высвобожденный NO затем реагирует с дополнительным количеством O 2 с образованием NO 2 (2). Также дана константа равновесия для каждой реакции при 100°С.

  1. N2(г)+O2(г)⇌2NO(г) K1=2,0 × 10–25
  2. 2NO(г)+O2(г)⇌2NO2(г) K2=6,4×109

    Суммирование реакций (1) и (2) дает общую реакцию N 2 с O 2 :

  3. N2(г)+2O2(г)⇌2NO2(г) K3=?

Выражения для констант равновесия реакций следующие:

K1=[NO]2[N2][O2] K2=[NO2]2[NO]2[O2] K3=[NO2]2[N2][O2]2

Какая связь между K 1 , K 2 и K 3 , при 100°C? В выражении для K 1 в числителе [NO] 2 , в выражении для K 2 в знаменателе [NO] 2 , а в знаменателе [NO] 2 в выражении для К 3 . Умножение K 1 на K 2 и сокращение слагаемых [NO] 2 ,

K1K2=[NO]2[N2][O2]×[NO2]2[NO]2[O2]=[NO2]2[N2][O2]2=K3

Таким образом, произведение выражений константы равновесия для K 1 и K 2 совпадает с выражением константы равновесия для K 3 :

К 3 = К 1 К 2 = (2.0 × 10  – 25  (6,4 × 10  9  ) = 1,3 × 10  — 15 

Константа равновесия реакции, представляющей собой сумму двух или более реакций, равна произведению констант равновесия отдельных реакций. Напротив, вспомним, что согласно закону Гесса Δ H для суммы двух или более реакций равно сумме значений Δ H для отдельных реакций.

Обратите внимание на шаблон

Чтобы определить K для реакции, представляющей собой сумму двух или более реакций, сложите реакции, но умножьте константы равновесия.

Пример 7

Следующие реакции протекают при 1200°C:

  1. СО(г)+3h3(г)⇌Ch5(г)+h3O(г) K1=9,17×10−2
  2. Ch5(г)+2h3S(г)⇌CS2(г)+4h3(г) K2=3,3×104

    Рассчитайте константу равновесия следующей реакции при той же температуре.

  3. CO(г)+2h3S(г)⇌CS2(г)+h3O(г)+h3(г) K3=?

Дано: два сбалансированных уравнения равновесия, значения K и уравнение равновесия для общей реакции

Запрошено: константа равновесия для общей реакции

Стратегия:

Расположите уравнения так, чтобы их сумма давала общее уравнение. Если нужно обратить уравнение, инвертируйте значение K для этого уравнения. Рассчитайте K для общего уравнения путем умножения констант равновесия для отдельных уравнений.

Решение:

Ключом к решению этой проблемы является признание того, что реакция 3 является суммой реакций 1 и 2:

СО(г)+3h3(г)⇌Ch5(г)+h3O(г)Ch5(г)+2h3S(г)⇌CS2(г)+3h3(г)+h3(г)CO(г)+2h3S( ж)⇌CS2(г)+h3O(г)+h3(г)

Значения для K 1 и K 2 даны, поэтому вычислить K 3 :

несложно. К 3 = К 1 К 2 = (9.17 × 10 −2 )(3,3 × 10 ) = 3,03 × 10 

Упражнение

На первом из двух этапов промышленного синтеза серной кислоты элементарная сера реагирует с кислородом с образованием диоксида серы. На втором этапе диоксид серы реагирует с дополнительным кислородом с образованием триоксида серы. Показана реакция для каждой стадии, а также значение соответствующей константы равновесия при 25°C. Рассчитайте константу равновесия всей реакции при той же температуре.

  1. 18S8(т)+O2(г)⇌SO2(г) K1=4,4×1053
  2. SO2(г)+12O2(г)⇌SO3(г) K2=2,6×1012
  3. 18S8(т)+32O2(г)⇌SO3(г) K3=?

Ответ: К 3 = 1.1 × 10 66

Резюме

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций при равновесии равно константе равновесия ( K ) , безразмерной величине. Таким образом, состав равновесной смеси определяется величинами констант прямой и обратной скорости при равновесии. При заданном наборе условий реакция всегда будет иметь одно и то же K .Для системы, находящейся в равновесии, закон действия масс связывает K с отношением равновесных концентраций продуктов к концентрациям реагентов, возведенным в их соответствующие степени, чтобы соответствовать коэффициентам в уравнении равновесия . Отношение называется выражением константы равновесия . Когда реакцию записывают в обратном направлении, K и выражение для константы равновесия инвертируются. Для газов выражение константы равновесия можно записать как отношение парциальных давлений продуктов к парциальным давлениям реагентов, каждое из которых возведено в степень, соответствующую его коэффициенту в химическом уравнении.Константа равновесия, рассчитанная по парциальным давлениям ( K p ), связана с K постоянной идеального газа ( R ), температурой ( T ) и изменением числа молей газа во время реакции. Равновесная система, содержащая продукты и реагенты в одной фазе, представляет собой гомогенное равновесие ; система, в которой реагенты, продукты или и то, и другое находятся более чем в одной фазе, представляет собой гетерогенное равновесие .Когда реакцию можно выразить как сумму двух или более реакций, ее константа равновесия равна произведению констант равновесия для отдельных реакций.

Ключевые выводы

  • Закон действующих масс описывает систему в равновесии с точки зрения концентраций продуктов и реагентов.
  • Для системы, включающей один или несколько газов, могут использоваться либо молярные концентрации газов, либо их парциальные давления.

Ключевые уравнения

Определение константы равновесия через прямые и обратные константы скорости

Уравнение 15. 6: K=kfkr

Постоянное выражение равновесия (закон действующих масс)

Уравнение 15.8: K=[C]c[D]d[A]a[B]b

Выражение константы равновесия для реакций с участием газов с использованием парциальных давлений

Уравнение 15.17: Kp=(PC)c(PD)d(PA)a(PB)b

Связь между К р и К

Уравнение 15.19: K p = K(RT) Δ n

Концептуальные проблемы

  1. Для равновесной реакции, какое влияние оказывает замена реагентов и продуктов на значение константы равновесия?

  2. Какие из следующих равновесий являются гомогенными, а какие гетерогенными?

    1. 2HF(г)⇌h3(г)+F2(г)
    2. C(s) + 2h3(g)⇌Ch5(g)
    3. h3C=Ch3(г)+h3(г)⇌C2H6(г)
    4. 2Hg(л) + O2(г)⇌2HgO(т)
  3. Классифицируйте каждую равновесную систему как гомогенную или гетерогенную.

    1. Nh5CO2Nh3(т)⇌2Nh4(г)+CO2(г)
    2. C(s) + O2(g)⇌CO2(g)
    3. 2Mg(т) + O2(г)⇌2MgO(т)
    4. AgCl (т) ⇌ Ag + (водн.) + Cl- (водн.)
  4. Если равновесная реакция эндотермическая, что произойдет с константой равновесия при повышении температуры реакции? если температура понизится?

  5. Промышленное производство NO по реакции N2(г)+O2(г)⇌2NO(г) осуществляется при повышенных температурах, чтобы направить реакцию в сторону образования продукта. После образования достаточного количества продукта реакционную смесь быстро охлаждают. Почему?

  6. Как бы вы отличили систему, достигшую химического равновесия, от системы, реагирующей так медленно, что изменения концентрации трудно наблюдать?

  7. Какая связь между константой равновесия, концентрацией каждого компонента системы и константами скоростей прямой и обратной реакций?

  8. Напишите выражения констант равновесия для K и K p для каждой реакции.

    1. CO(г) + h3O(г)⇌CO2(г)+h3(г)
    2. PCl3(г)+Cl2(г)⇌PCl5(г)
    3. 2O3(г)⇌3O2(г)
  9. Запишите выражения констант равновесия для K и K p для каждой реакции.

    1. 2NO(г)+O2(г)⇌2NO2(г)
    2. 12h3(г)+12I2(г)⇌HI(г)
    3. цис-стильбен (золь) ⇌ транс-стильбен (золь)
  10. Почему неверно утверждать, что чистые жидкости, чистые твердые тела и растворители не являются частью выражения константы равновесия?

  11. Напишите выражения констант равновесия для K и K p для каждой равновесной реакции.

    1. 2S(т)+3O2(г)⇌2SO3(г)
    2. C(тв) + CO2(г)⇌2CO(г)
    3. 2ZnS(т)+3O2(г)⇌2ZnO(т)+2SO2(г)
  12. Напишите выражения констант равновесия для K и K p для каждой равновесной реакции.

    1. 2HgO(т)⇌2Hg(ж)+O2(г)
    2. h3(г)+I2(с)⇌2HI(г)
    3. Nh5CO2Nh3(т)⇌2Nh4(г)+CO2(г)
  13. При комнатной температуре константа равновесия реакции 2A(g)⇌B(g) равна 1. Что это говорит о равновесных концентрациях А и В? Можно ли ожидать, что K и K p будут существенно отличаться друг от друга? Если да, то как на их разницу повлияет температура?

  14. Для определенного ряда реакций, если [OH ][HCO 3 ]/[CO 3 2− ] = K 1 9 902][OH 9 903 H 2 CO 3 ]/[HCO 3 ] = K 2 , каково выражение константы равновесия для общей реакции? Напишите общее уравнение равновесия.

  15. В уравнении ферментативной реакции ES представляет собой комплекс, образованный между субстратом S и ферментным белком E. На заключительном этапе следующей реакции окисления продукт P диссоциирует от комплекса ESO 2 , который регенерирует активный фермент:

    E + S⇌ES K1 ES + O2⇌ESO2 K2 ЭСО2⇌Э+П К3

    Приведите общее уравнение реакции и покажите, что К = К 1  ×  К 2  × К 3 .

ответы

  1. Константа равновесия реакции, записанная в обратном порядке: К ′ = 1/ К .

  2. Каждая система неоднородна.

  3. Быстрое охлаждение «гасит» реакционную смесь и предотвращает возврат системы к низкотемпературному равновесному составу, который благоприятствует реагентам.

  4.  

    К=кф/кр; К=[С]с[D]d[А]а[В]б
  5.  

    1. К=[NO2]2[NO]2[O2]; Kp=(PN2O)2(PNO)2(PO2)
    2. K=[HI][h3]1/2[I2]1/2; Kp=PHI(Ph3)1/2(PI2)
    3. K=[транс-стильбен][цис-стильбен]
  6.  

    1. К=[SO3]2[O2]3; Кр=(PSO3)2(PO2)3
    2. К=[СО]2[СО2]; Kp=(PCO)2PCO2
    3. К=[SO2]2[O2]3; Кр=(PSO2)2(PO2)3
  7. В равновесии,

    [А]=В; Δn=−1, поэтому Kp=K(RT)Δn=KRT;

    разница увеличивается по мере увеличения T .

Численные задачи

  1. Объясните, что каждое из следующих значений для K говорит вам об относительных концентрациях реагентов и продуктов в данной равновесной реакции: K = 0.892; К = 3,25 × 10 8 ; К = 5,26 × 10 −11 . В равновесии предпочтение отдается продуктам или реагентам?

  2. Напишите выражение константы равновесия для каждой реакции. Эквивалентны ли эти константы равновесия? Объяснять.

    1. N2O4(г)⇌2NO2(г)
    2. 12N2O4(г)⇌NO2(г)
  3. Напишите выражение константы равновесия для каждой реакции.

    1. 12N2(г)+32h3(г)⇌Nh4(г)
    2. 13N2(г)+h3(г)⇌23Nh4(г)

    Как эти два выражения математически связаны с выражением константы равновесия для

    К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)?
  4. Напишите выражение константы равновесия для каждой реакции.

    1. C(s) + 2h3O(g)⇌CO2(g)+2h3(g)
    2. SbCl3(г)+Cl2(г)⇌SbCl5(г)
    3. 2O3(г)⇌3O2(г)
  5. Приведите константу равновесия для каждой реакции.

    1. 2NO(г) + O 2 (г) ⇌ 2NO 2 (г)
    2. 12h3(г)+12I2(г)⇌HI(г)
    3. CaCO 3 (т) + 2HOCl(водн.) ⇌ Ca 2+ (водн.) + 2OCl (водн.) + H 2 O(л) + CO 2 (г)
  6. Рассчитайте K и K p для каждой реакции.

    1. 2NOBr(г)⇌2NO(г)+Br(г): при 727°С равновесная концентрация NO 1,29 М, Br 2 10,52 М, NOBr 0,423 М.
    2. C(s) + CO2(g)⇌2CO(g): при 1200 K сосуд объемом 2,00 л в состоянии равновесия имеет парциальные давления 93,5 атм CO 2 и 76,8 атм CO, а сосуд содержит 3,55 г углерода.
  7. Рассчитайте K и K p для каждой реакции.

    1. N2O4(г)⇌2NO2(г): при равновесной температуре -40°С 0,150 М навеска N 2 O 4 подвергается разложению 0,456%.
    2. CO(г)+2h3(г)⇌Ch4OH(г): равновесие достигается при 227°С в реакционном сосуде объемом 15,5 л при общем давлении 6,71×10 2 атм. В нем обнаружено 37,8 г газообразного водорода, 457,7 г монооксида углерода и 7193 г метанола.
  8. Определите K и K p (где применимо) для каждой реакции.

    1. 2h3S(г)⇌2h3(г)+S2(г): при 1065°C равновесная смесь состоит из 1,00×10 -3 MH 2 , 1,20×10 -3 MS 2 , и 3,32 × 10 −3 МН 2 С.
    2. Ba(OH)2(s)⇌2OH-(водн.)+Ba2+(водн.): при 25°C стакан на 250 мл содержит 0,330 моль гидроксида бария в равновесии с 0,0267 моль ионов бария и 0,0534 моль гидроксид-ионов.
  9. Определите K и K p для каждой реакции.

    1. 2NOCl(г)⇌2NO(г)+Cl2(г): при 500 К разложился образец NOCl с концентрацией 24,3 мМ, оставив равновесную смесь, содержащую 72,7% исходного количества NOCl.
    2. Cl2(г)+PCl3(г)⇌PCl5(г): при 250°C в реакционном сосуде объемом 500 мл содержится 16,9 г газа Cl 2 , 0,500 г PCl 3 и 10,2 г PCl 5 в равновесии.
  10. Выражение константы равновесия для реакции: [CO 2 ] 2 / [SO 2 ] 2 [O 2 ]. Каково сбалансированное химическое уравнение общей реакции, если одним из реагентов является Na 2 CO 3 (s)?

  11. Выражение константы равновесия для реакции: [NO][H 2 O] 3/2 /[NH 3 ][O 2 ] 5/4 . Каково сбалансированное химическое уравнение для общей реакции?

  12. Учитывая K = k f / k r , что произойдет с величиной константы равновесия, если скорость прямой реакции удвоится? Что произойдет, если скорость обратной реакции общей реакции уменьшится в 3 раза?

  13. Значение константы равновесия для

    2h3(г)+S2(г)⇌2h3S(г)

    это 1. 08 × 10 7 при 700°C. Чему равно значение константы равновесия следующих родственных реакций?

    1. h3(г)+12S2(г)⇌h3S(г)
    2. 4h3(г)+2S2(г)⇌4h3S(г)
    3. h3S(г)⇌h3(г)+12S2(г)

ответы

  1. К = 0.892: концентрации продуктов и реагентов в равновесии примерно равны, поэтому ни один из них не является предпочтительным; K = 3,25 × 10 8 : отношение концентрации продуктов к реагентам в равновесии очень велико, поэтому образование продуктов благоприятно; K = 5,26 × 10 -11 : отношение концентрации продуктов к реагентам в равновесии очень мало, поэтому образование продуктов неблагоприятно.

    1. К’=[Nh4][N2]1/2[h3]3/2
    2. К″=[Nh4]2/3[N2]1/3[h3]; К=[Кh4]2[К2][h3]3; К ′ = К 1/2 , и К ″ = К 1/3
    1. К=[NO2]2[NO]2[O2]
    2. K=[HI][h3]1/2[I2]1/2
    3. K=[Ca2+][OCl-]2[PCO2][HOCl]2
    1. К = 1. 25 × 10 −5 ; К р = 2,39 × 10 −4
    2. К = 9,43; К р = 5,60 × 10 −3
    1. K=[Cl2][NO]2[NOCl]2=4.59×10−4; Кр=1,88×10-2
    2. K=[PCl5][PCl3][Cl2]=28,3; Кр=0,658
  2. Кh4 + 54O2⇌NO +32h3O, что также можно записать следующим образом: 4Nh4(g) + 5O2(g)⇌4NO(g) + 6h3O(g)

    1. 3.

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.