Химическое равновесие | Подготовка к ЦТ и ЕГЭ по химии
Чтобы поделиться, нажимайте
Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называют обратимыми. Обратимо большинство реакций. Реакции же, протекающие до конца, когда реагенты полностью превращаются в продукты реакции, называются необратимыми. Примером необратимых реакций могут служить реакции разложения известняка, реакции в растворах с образованием газообразного или труднорастворимого продукта.
Вообще, необратимых реакций нет и любой из необратимых процессов может быть превращен в обратимый. Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой, а справа налево — обратной.
Разберем следующую реакцию:
2SO2 + O2 « 2SO3.
Ее можно записать в общем виде:
aA + bB ↔ cC + dD,
где a, b, c, d — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции перед соответствующими реагентами.
По мере химического превращения концентрации SO
Тогда нашу реакцию можно записать в виде:
a[A] + b[B] ↔ c[C] + d[D],
где [А], [В], [С], [D] — равновесные концентрации веществ;
Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций является постоянной величиной, называющейся константой химического равновесия. Константа химического равновесия зависит от температуры среды реакции. Уравнение ниже является математическим выражением закона действующих масс при химическом равновесии:
Kравн = ([C]c *[D]d / [A] a *[B]b),
где Kравн – это константа равновесия.
Отношение произведений равновесных концентраций веществ правой и левой частей уравнения, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, представляет постоянную величину независимо от тех условий, при которых осуществляется реакция, если только температура остается постоянной.
Изменения, происходящие в равновесной системе в результате внешних воздействий, определяются принципом Ле Шателье:
Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется
Принцип Ле Шателье универсален, так как применим не только к чисто химическим процессам, но и к физико-химическим явлениям, таким, как кристаллизация, растворение, кипение. Рассмотрим применение принципа Ле Шателье к различным типам воздействия. Заметим, что введение катализатора в систему не приводит к сдвигу равновесия, так как при этом в равной степени изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций.
Влияние температуры. При повышении температуры ускоряются прямая и обратная реакции, но в разной степени. Эндотермический процесс ускоряется больше, чем экзотермический. При понижении температуры в системе из двух реакций быстрее протекает экзотермическая реакция. Чтобы выяснить влияние температуры на химическое равновесие, необходимо знать знак и значение теплового эффекта реакции.
Влияние давления. При повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, происходящему с увеличением объема.
Влияние концентрации. Если к системе, находящейся в состоянии равновесия, добавлять одно из веществ, участвующих в реакции, то скорости прямого и обратного процессов изменятся таким образом, что система снова придет в состояние равновесия. В этом новом состоянии концентрации всех веществ будут отличаться от первоначальных, но соотношение между ними (определяемое константой равновесия) не изменится. Будет ускоряться реакция, ведущая к уменьшению концентрации дополнительно вводимого вещества.
Примеры решения задач на равновесие:
Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:
И выполнить задания из ЦТ и ЕГЭ на эту тему вы можете здесь
А также вы можете получить доступ ко всем видео-урокам, заданиям реального ЕГЭ, ЦТ и РТ с подробными видео-объяснениями, задачам и всем материалам сайта кликнув здесь «Получить все материалы сайта»Решаем сложные задачи по химии (с использованием константы равновесия) | Материал для подготовки к ЕГЭ (ГИА) по химии (11 класс) на тему:
РЕШАЕМ СЛОЖНЫЕ ЗАДАЧИ
( с использованием константы равновесия)
Равновесие во многих системах, в том числе и в растворах электролитов, можно количественно описать с помощью константы равновесия. Многие школьники испытывают трудности при решении задач с использованием понятий « константа равновесия», « константа диссоциации слабого электролита» и т.п. Попробуем рассмотреть решение задач на равновесие, переходя от решения простых задач к решению более сложных.
В системе А(г) + 3В(г) = 2С(г) , равновесные концентрации равны :
[А] = 0,03 моль/л, [В] = 0,10 моль/л, [С] = 0,40 моль/л. Найдите исходные концентрации веществ А и В и рассчитайте константу равновесия.
Решение:
Константа равновесия для данной реакции выражается уравнением:
р
Подставляем в него данные задачи, получаем:
Кр = 5333
Для нахождения исходных концентраций веществ А и В запишем данные задачи в виде таблицы (так будет нагляднее):
А | В | С | |
Было ( исходные концентрации) | Х моль/л | У моль/л | 0 моль/л |
Прореагировало (исходя из уравнения реакции) | ?? моль/л 0,2 моль/л | ?? моль/л 0,6 моль/л | ?? моль/л 0,4 моль/л |
Осталось или образовалось (равновесные концентрации) | 0,03 моль/л | 0,1 моль/л | 0,4 моль/л |
Предположим, что исходные концентрации веществ [А]0 и [В]0 соответственно равны Х моль/л и У моль/л. Зная, что исходная концентрация вещества [С]0 = 0 моль/л (С – это продукт реакции, которого изначально быть не могло ), мы можем найти сколько моль вещества С прореагировало в результате реакции в каждом литре системы : 0,4 – 0 = 0,4 моль. А так как по уравнению реакции из 1 моль вещества А и 3 моль вещества В образуется 2 моль вещества С, можно вычислить сколько моль А и В прореагирует в каждом литре системы:
А + 3В = 2С ( все вещества – газообразны):
1 3 2 (по уравнению)
? ? 0,4 (по условию)
Находим ? для вещества А: 0,2 моль и ? для вещества В : 0,6 моль и вписываем в строку « Прореагировало» таблицы. Осталось посчитать исходные концентрации веществ А и В (складываем «прореагировало» и «осталось», так как ищем сколько «было»):
[А]0 = Х = 0,03 + 0,2 = 0,23 моль/л
[В]0 = У = 0,1 + 0,6 = 0,7 моль/л
- Ответ: [А]0 = 0,23 моль/л; [В] 0= 0,7 моль/л; Кр = 5333
Исходные концентрации СО и паров воды равны и составляют 0,03 моль/л.
В системе СО + Н2О = СО2 + Н2 вычислите равновесные концентрации СО;
Н2О; Н2 , если равновесная концентрация [СО2 ] равна 0,01 моль/л. Вычислите константу равновесия.
Решение:
Запишем данные задачи в виде таблицы:
СО | Н2О | СО2 | Н2 | |
Было | 0,03 | 0,03 | 0 | 0 |
Прореагировало | Х 0,01 | У 0,01 | 0,01 | ? 0,01 |
Осталось | 0,02 | 0,02 | 0,01 | 0,01 |
Т. к. исходная концентрация [СО2 ]0 = 0 моль/л, а равновесная — 0,01 моль/л, то прореагировало : 0,01 – 0 = 0,01 моль/л.
Найдем по уравнению реакции сколько моль веществ СО, Н2О и Н2 прореагировало в каждом литре системы:
Х У 0,01 ?
СО + Н2О = СО2 + Н2 х = 0,01 моль/л, у = 0,01 моль/л, ? = 0,01 моль/л.
1 1 1 1
Полученные данные вписываем в таблицу в строку « Прореагировало».
Теперь можно найти равновесные концентрации:
[СО] = 0,03 – 0,01 = 0,02 моль/л
[Н2О] = 0,03 – 0,01 = 0,02 моль/л
[Н2] = 0 + 0,01 = 0,01 моль/л
(Концентрации вступивших в реакцию веществ в процессе прямой реакции уменьшаются, поэтому численные значения концентраций вступивших в реакцию веществ вычитаем, а концентрации продуктов реакции – увеличиваются, следовательно – их концентрации складываем.)
Константа равновесия для данной системы: Кр
Подставляем полученные данные в Кр:
Кр = = 0,25
- Ответ: Кр =0,25; [СО] =[Н2О] = 0,02 моль/л; [Н2] = 0,01моль/л.
Определите равновесную концентрацию водорода в системе 2НI = Н2 + I2 , если исходная концентрация [НI] = 0,05 моль/л, а Кр = 0,02.
Решение:
Представим данные задачи в виде таблицы:
HI | h3 | I2 | |
Было | 0,05 | 0 | 0 |
Прореагировало | 2х | х | х |
Осталось | 0,05 — 2х | х | х |
Предположим, что в каждом литре системы в реакцию вступило 2х моль вещества НI. Согласно уравнению реакции из 2 моль вещества НI образуется по 1 моль Н2 и I2, следовательно из 2х моль НI образуется по х моль Н2 и I2
( запишем в таблицу ). Тогда равновесные концентрации веществ равны:
[HI] = ( 0,05 – 2х ) моль/л
[h3] = ( 0 + х ) = х моль/л
[I2] = ( 0 + х ) = х моль/л
Подставив полученные данные в выражение константы равновесия, получаем:
или = 0,14
Решаем уравнение и находим х:
Х = 0,0055
Таким образом , в реакции участвовало (прореагировало) по 0,0055 моль/л веществ Н2 и I2 , а равновесная концентрация [Н2] = 0 + 0,0055 = 0,0055 моль/л
- Ответ: [Н2] = 0,0055 моль/л.
В равновесной смеси 2Ch5 = C2h3 + 3h3 концентрация метана составляет
3 моль/л. Считая, что превращению подверглось только 25% исходного количества метана, определите константу равновесия. Вычислите константу равновесия для этой реакции, записанной в форме СН4 = 0,5С2Н2 + 1,5Н2
Решение:
Равновесная концентрация метана [СН4] =3 моль/л. Предположим, что в 1 л. системы было Х моль СН4. Зная, что превращению подверглось 25% исходного количества метана, т.е. 0,25Х моль, и , зная равновесную концентрацию метана, можно составить математическое уравнение:
Х – 0,25Х = 3
Х = 4 или 4 моль/л — это начальная концентрация метана.
Представим данные задачи в виде таблицы:
СН4 | С2Н2 | Н2 | |
Было | 4 | 0 | 0 |
Прореагировало | 1 | У | Z |
Осталось | 3 | 0 +У | 0 + Z |
По уравнению реакции находим У и Z:
1 У Z
2Ch5 = C2h3 + 3h3
2 1 3
Следовательно: У = 0,5 моль и Z = 1,5 моль.
Находим равновесные концентрации и константу равновесия:
[С2Н2] = 0,5 моль/л; [Н2] = 1,5 моль/л.
Кр = =0,1875 — для системы : 2Ch5 = C2h3 + 3h3
Кр1= = 0,433 — для системы : СН4 = 0,5С2Н2 + 1,5Н2
- Ответ: Кр = 0,1875; Кр1 = 0,433.
Скорость химических реакций и химическое равновесие задачи с решением
Скорость химических реакций и химическое равновесие
Задача
26. Реакция между веществами А и В выражается уравнением: . Константа скорости этой реакции равна 0,1. Начальные концентрации реагирующих веществ . Вычислить начальную скорость реакции и определить, во сколько раз она изменится, если концентрация вещества А уменьшится на 0,1 моль/л.Решение:
В простейших одностадийных реакциях скорость пропорциональна концентрациям реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции:
Уменьшение концентрации вещества А на 0,1 моль/л сопровождается уменьшением концентрации вещества В на 0,2 моль/л, так как исходные вещества реагируют между собой согласно стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции:
Тогда
В связи с уменьшением концентрации реагирующих веществ в ходе реакции скорость реакции уменьшается:
Ответ:
При уменьшении концентрации вещества А на 0,1 моль/л скорость реакции уменьшилась в 2,37 раза.
Задача
27.Как изменится скорость реакции:
, если: а) уменьшить давление в системе в 2 раза; б) уменьшить объем системы в 3 раза?
Решение:
На основании закона действующих масс
а) уменьшение давления в системе в 2 раза равносильно уменьшению концентраций реагирующих веществ во столько же раз.
Следовательно:
Тогда:
б) уменьшение объема в системе в 3 раза равносильно увеличению концентрации реагирующих веществ во столько же раз:
Тогда:
.Ответ: а) при уменьшении давления в 2 раза скорость реакции уменьшится в 8 раз; б) при уменьшении объема системы в 3 раза скорость реакции увеличится в 27 раз.
Задача
28.Энергия активации некоторой реакции равна 60 кДж/моль. Во сколько раз изменится скорость этой реакции: а) при повышении температуры от 320 до 360К? б) если она протекает при 298 К в присутствии катализатора ( = 48 кДж/моль)?
Решение:
а) Из уравнения Аррениуса получаем:
где
— коэффициент пересчета кДж в Дж, тогда раза;б) зависимость скорости реакции от наличия катализатора выражается уравнением:
откуда
.Ответ:
а) при повышении температуры от 320 до 360К скорость реакции возрастает в 12,3 раза;
б) в присутствии катализатора скорость реакции возрастает в 129 раз.
Задача
29.При погружении цинковой пластины в раствор хлороводородной кислоты за одно и то же время при температуре 293 К выделилось 8
водорода, а при температуре 303 К — 13 водорода. Водород собран над водой при давлении 740 мм рт. ст. Рассчитать энергию активации протекающей реакции. Давление паров воды при температуре 293 К составляет 17,54 мм рт. ст., а при температуре 303 К — 31,82 мм рт. ст.Решение:
Из уравнения ,
выражаем энергию активацииСкорость гетерогенной реакции определяем по уравнению:
где
— количество моль выделяющегося водорода;S — площадь цинковой пластины,
— время протекания реакции, мин.Определяем отношение скоростей выделения водорода при двух различных температурах (площадь пластины и время протекания реакции постоянны):
По уравнению Менделеева-Клапейрона
, а так как , тогде Р — общее давление газов , мм. рт. ст;
Р
— давление насыщенного водяного пара при температуре опыта, мм. рт. ст.; — объем выделившегося водорода, ;Т — температура опыта, К;
R -универсальная газовая постоянная.
Из уравнения (5.6)
Подставив выражение (5.7) для температур
в отношение (5.5), получимОткуда
Ответ:
.Задача
30.На основании принципа Ле Шателье определить, в каком направлении сместится равновесие: при: а) понижении температуры, б) повышении концентрации SO3, в) повышении давления. Записать выражение для константы равновесия реакции. Ответы обосновать.
Решение:
Выражение константы равновесия реакции может быть приведено в зависимости от равновесных парциальных давлений газообразных участников реакции (5.8) или от их равновесных концентраций (5.9):
а) Выражение зависимости константы равновесия от термодинамических характеристик реакции имеет вид:
, откуда Смещение равновесия реакции при изменении температуры зависит от знака изменения стандартной энтальпии реакции . Так как , то при понижении температуры показатель степени будет возрастать, а значит и значение будет возрастать. возрастает при увеличении числителя и уменьшении знаменателя, а это возможно при протекании прямой реакции, т.е равновесие будет смещено вправо ().в) В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение давления смещает равновесие в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением давления или уменьшением суммарного числа моль газообразных веществ.
Следовательно, при повышении давления равновесие системы смещается вправо (
).Задача
31.Вычислить константу равновесия для гомогенной системы , если исходные концентрации
соответственно равны 6,0 и 5,0 моль/л, а равновесная концентрация равна 1,8 моль/л.Решение:
Расчет количеств прореагировавших и образовавшихся при установлении равновесия веществ проводится по уравнению реакции.
Равновесная концентрация исходных веществ равна разности исходной концентрации и концентрации прореагировавших веществ.
Равновесная концентрация продуктов реакции равна количеству образовавшихся продуктов реакции, т.к. в исходном состоянии их количество было равно нулю.
Обозначим через х количество моль прореагировавших или образовавшихся веществ. Тогда с учетом коэффициентов в уравнении реакции отношения концентраций во второй строке под уравнением реакции равны:
.Последовательность расчетов равновесных концентраций веществ, участвующих в реакции, показана ниже:
По условию задачи равновесная концентрация
равна 1,8 моль/л. В то же время . Следовательно, 2х = 1,8,а х = 0,9. Тогда равновесные концентрации веществ равны, моль/л:
Ответ:
Эти задачи взяты со страницы готовых задач по предмету химия:
Решение задач по химии
Возможно эти страницы вам будут полезны:
Задания из ЕГЭ по химии — 2020
Друзья! Очень много сейчас наблюдаю споров и шумихи вокруг прошедшего 16 июля 2020 года ЕГЭ по химии. С точки зрения специалиста по подготовке к ЕГЭ по химии, хочу отметить, что большинство заданий формально соответствовали школьному курсу и кодификатору ЕГЭ, хотя некоторые формулировки и задания были усложнены.
Например, для простой задачи на расчеты по уравнению реакции, задачи 29 из первой части экзамена, составители в этом году взяли довольно заковыристые химические реакции. Например, в реальном КИМ ЕГЭ по химии, который я составил по отзывам учеников в интернете, задача 29 звучит так:
29. Вычислите массу оксида кремния (IV), который вступит в реакцию со фтором, если в ходе реакции выделилось 11,2 л кислорода (при н.у.). |
Сами по себе расчеты простые, но для ученика со средней или даже стандартной школьной подготовкой задача почти нерешаема, поскольку на первом этапе решения, при составлении уравнения химической реакции здесь необходимо хорошее понимание окислительно-восстановительных реакций.
И таких примеров — много.
Но в этой статье я хотел бы подробно остановиться на заданиях, которые стали дебютантами ЕГЭ по химии-2020. Такой тип заданий ранее не встречался ни в официальных сборниках, ни в реальным КИМ экзаменов. Я готовлю к ЕГЭ по химии с момента его появления, а в 2003 году и сам сдавал экспериментальную модель ЕГЭ по химии по окончании школы (как говорится — сдавал ЕГЭ по химии до того, как это стало мейнстримом). Поэтому хорошо знаком со структурой, типом заданий экзаменов прошедших лет.
Так вот, речь идет о задании 24 на химическое равновесие. Пример такого задания:
Судя по отзывам на такой тип задания, очень многие перепутали тему Равновесие с темой Химическая кинетика. Действительно, скорость химических реакций практически не меняется при добавлении твердого нерастворимого вещества в раствор, где протекает химическая реакция. Да и равновесие вряд ли сдвинется. Но добавление твердого электролита или просто растворимого вещества может повлиять и на скорость, и на химическое равновесие.
Действительно, что произойдет при добавлении в раствор твердого роданида калия? Все просто, он почти полностью продиссоциирует на ионы:
KSCN = K+ + SCN—
Следовательно, в равновесной системе из задания концентрация роданид-ионов увеличится, и равновесие сместится в сторону прямой реакции.
Аналогично при добавлении твердого хлорида железа (III) в раствор: соль в растворе почти полностью продиссоциирует:
FeCl3 = Fe3+ + 3Cl—
В растворе вырастет концентрация катионов железа, и равновесие сместится в сторону прямой реакции также!
Как видите, задачи такого типа требуют понимания процессов, происходящих в растворе и при протекании химической реакции. С этой темой очень часто возникали проблемы и недопонимание даже у студентов химического ВУЗа, где я работал преподавателем. И, конечно, это совсем не шаблонный вопрос для тех, кто «в теме». К сожалению, в рамках курса подготовки к ЕГЭ многие просто «натаскивают» учеников на такие задания, не давая понимания сути происходящих процессов.
Я думаю, что задание на равновесие станет одним из самых «завальных» заданий ЕГЭ по химии в 2020 году.
Еще пример такого задания из прошедшего экзамена:
А. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, то есть в с торону прямой реакции, ответ 1
Б. При добавлении твердой щелочи щелочь растворяется и диссоциирует. В растворе растет концентрация гидроксид-ионов, равновесие сдвигается влево, в сторону обратной реакции, ответ 2.
В. При разбавлении водой равновесие сдвигается вправо, в сторону прямой реакции, ответ 1.
Г. Изменение давление практически не влияет на равновесие, так как в системе нет газов, ответ 3.
Ответ: 1213
Еще один пример из реального ЕГЭ по химии 16 июля. Скорее всего, тепловой эффект был указан, и это +Q, экзотермический процесс.
А. При добавлении серной кислоты в растворе растет концентрация ионов Н+, равновесие сдвигается вправо, в сторону прямой реакции, ответ 1.
Б. При добавлении гипохлорита в растворе растет концентрация гипохлорит-ионов, равновесие также сдвигается вправо, в сторону прямой реакции, ответ 1.
В. Изменение давление практически не влияет на равновесие, так как в системе нет газов, ответ 3.
Г. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, то есть в сторону обратной реакции, ответ 2
Ответ: 1132
Обязательно поделитесь статьей со тему, кому еще предстоит сдавать ЕГЭ по химии. Спасибо!
Химическое равновесие и резонанс • Григорий Молев • Научно-популярные задачи на «Элементах» • Химия
С явлением таутомерии связаны многие химико-технологические процессы, особенно в области синтеза лекарственных веществ и красителей. Очень важна роль таутомерии в биохимических процессах, протекающих в живых организмах. Например, при получении аденозинтрифосфата (АТФ) фосфориляцией аденозиндифосфата (АДФ).
АТФ — универсальный источник энергии для всех биохимических процессов. Показанная слева на рис. 4 молекула фосфоенолпирувата находится в енольной форме (то есть фосфат находится на кислороде). При переносе фосфата на АДФ, эта молекула спонтанно возвращается в более стабильную кето-форму. Получение фосфоенолпирувата катализируется ферментом енолазой в процессе гликолиза.
Реакции енолатов с электрофилами — важнейший метод селективного получения связей «углерод—углерод» и «кремний—кислород». Связь «углерод—углерод» — это основа органической химии, так что важность этой реакции тяжело недооценить. Что же касается кремниевых групп на атомах кислорода, то почти ни один мультистадийный органический синтез без них тоже не обходится (см., например, новость Связи кремний-водород можно каталитически хлорировать соляной кислотой без участия металлов, «Элементы», 18.01.2018). Если на молекуле есть несколько активных групп (которые легко вступают в реакции), можно одну из них селективно (не затрагивая другие) заблокировать кремниевым «щитом» с помощью соответствующего хлоросилана, затем провести желаемые реакции с другими реактивными группами, после чего снять кремниевую защиту, освободив защищенную группу для дальнейших реакций. Снимается кремниевая защитная группа довольно легко. При этом не затрагиваются другие части молекулы, поэтому такая защита очень популярна.
На рис. 5 показан пример такой реакции. Группу ОН защищают триметилкремниевым «щитом» (TMS). Затем проводят реакцию на другом конце молекулы, замещая бром на органическую группу с ацетиленом (тройной связью «углерод—углерод») литиевым реагентом, а потом снимают кремниевый «щит» фторированием. Связь «фтор—кремний» сильнее чем связь «кислород—кремний», поэтому снятие защиты проходит легко. Без защиты на группе ОН литиевый реагент прореагировал бы в первую очередь именно с ней. Молекула с ацетиленом может в дальнейшем использоваться, например, для получения более крупных молекул (лекарств, пестицидов, полимеров, и т. д.) с помощью методов так называемой «клик» химии (см., например, aзид-алкиновое циклоприсоединение).
После отрыва протона у кетона/енола получается реагент (енолят), поведение которого объясняется теорией резонанса. Теория резонанса — теория электронного строения химических соединений, в соответствии с которой распределение электронов в молекулах является комбинацией (резонансом) структур с различной конфигурацией ковалентных связей. Иными словами, молекулярная структура описывается не одной возможной структурной формулой, а сочетанием (резонансом) всех альтернативных структур. Теория резонанса — это способ посредством химической терминологии и классических структурных формул визуализировать математическую процедуру построения приближенной волновой функции сложной молекулы.
Теория резонанса была предложена Вернером Гейзенбергом в 1926 году. Почти сразу на нее обратил внимание Лайнус Полинг, который применил ее к описанию электронной структуры молекул в 1928 году. Свои результаты он описал в серии публикаций, вышедших в начале 1930-х годов (см., например, статью L. Pauling, 1931. The Nature of the Chemical Bond. Application of Results Obtained from the Quantum Mechanics and from a Theory of Paramagnetic Susceptibility to the Structure of Molecules). Эти работы принесли Полингу в 1954-м году Нобелевскую премию по химии за исследования природы химической связи.
В послевоенном СССР теория резонанса стала объектом гонения в рамках идеологических кампаний. Ее объявили чуждой диалектическому материализму и обвинили в разных грехах против советского строя. Гонения на теорию резонанса иногда называют «лысенковщиной в химии». Химики, однако, пострадали меньше генетиков. Им удавaлось оставаться ниже света прожекторов репрессивной машины с помощью использования других терминов вместо «резонансa» (например, «гибридизации»). Подробнее эти события изложены, например, здесь.
За прошедшее время теория резонансa доказала свою полную научную состоятельность, и с ее помощью сейчас изучаются и объясняются многие химические и биологические процессы.
2.3 Примеры решения задач
2.3.1 Задачи с использованием константы химического равновесия.
Пример 1 – При некоторой температуре равновесие в гомогенной системе 2A+B 2C+4D установилось при следующих концентрациях: [A] = 0,16 моль/л, [B] = 0, 05 моль/л, [D] = 0,08 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации [А] и [B].
Решение
Запишем формулу константы равновесия, учитывая концентрации всех веществ, т. к. система является гомогенной:
Но нам не известна концентрация C. Её мы можем найти по уравнению реакции, используя стехиометрические схемы (см. раздел 1.2.3):
, отсюда х = 0,04 моль.
Подставим данные в формулу и рассчитаем значение константы:
.
Чтобы найти исходные концентрации веществ А и В, нужно определить, какое количество этих веществ израсходовалось в ходе химической реакции:
или , но в любом случае х = 0,04 моль/л;
или , или,
отсюда х = 0,02 моль/л.
Поскольку в этой реакции А и Вотносятся к исходным веществам, концентрация которых с течением времени уменьшается по мере того, как эти вещества расходуются, то их исходная (начальная) концентрация будет больше равновесной.Отсюда
[A]НАЧ = [A]Р + [A]ИЗР = 0,16 + 0,04 = 0,2 моль/л;
[В]НАЧ = [В]Р + [В]ИЗР = 0,05 + 0,02 = 0,07 моль/л.
Пример 2 – Найдите равновесные концентрации всех реагирующих веществ в гетерогенной системе 2L(Г) + M(К) N(Г)+ Q(Г), если известно, что константа химического взаимодействия равна 1, а исходные концентрации [L] = 0,5 моль/л и [Q] = 0,2 моль/л.
Решение
Учитывая, что система гетерогенная (опускаем концентрации кристаллических веществ), записываем формулу константы химического равновесия:
.
В эту формулу мы можем подставить только значение константы, т. к. данные концентрации являются начальными, а в константу входят равновесные концентрации, которые мы сейчас найдём. Пусть в ходе реакции образуется х молей вещества Q, следовательно, с учётом стехиометрических коэффициентов расходуется 2х моля вещества L. Значит, равновесные концентрации этих веществ:
[Q]Р = [Q]НАЧ + [Q]ОБР = 0,2 + x
ставим знак «+», т. к. это продукт реакции и его концентрация с течением времени увеличивается;
[L]Р = [L]НАЧ – [L]ИЗР = 0,5 – 2х
ставим знак «–», т. к. это исходное вещество и его концентрация с течением времени уменьшается.
Что касается концентрации вещества N, то его концентрацию определяем по тому же принципу: [Q]Р = [N]Р= 0,2 + х (соотношение химических количеств 1:1 ).
Подставляем эти данные в формулу и находим х:
;
0,04 + 0,4х + х2 = 0,25 – 2х + 4х2;
0 = 3х2 – 2,4х + 0,21;
х = 0,1.
Значит равновесные концентрации веществ в системе: [Q]Р = [N]Р= 0,2 + 0,1 = 0,3 моль/л, а [L]Р= 0,5 – 0,2 = 0,3 моль/л.
2.3.2 Задачи на смещение химического равновесия по принципу Ле Шателье.
Пример 1 – В сторону какой реакции произойдёт смещение равновесия в следующих системах:
1) 4НСl+O2 2H2O+2Cl2 , ΔНх.р. < 0,
2) 3А(К) + O(Г) С(Г) + 2Р(Г), Нх.р.= 34,55 кДж
при: а) увеличении давления;
б) увеличении объёма;
в) уменьшении температуры:
Решение
1) Если не указано агрегатное состояние веществ, то будем считать, что они находятся в газовой фазе и система является гомогенной. Посчитаем количество молей газообразных веществ до и после реакции:
4НСl+O2 2H2O+2Cl2 , ΔНх.р. < 0
|_________| |__________|
5 моль 2+2 = 4 моль
а) при увеличении давления равновесие сместится в сторону прямой реакции (вправо), т, к. там меньше молей газообразного вещества;
б) при увеличении объёма равновесие сместится в сторону обратной реакции (влево), т, к. там больше молей газообразного вещества;
в) поскольку ΔНх.р. < 0, то прямая реакция является экзотермической. Поэтому при уменьшении температуры равновесие сместится в сторону прямой реакции, т. к. именно по этой реакции теплота будет выделяться.
2) Поскольку здесь вещества находятся в двух фазах, то эта система будет являться гетерогенной. Посчитаем количество молей газообразных веществ до и после реакции:
3А(К) + O(Г) С(Г) + 2Р(Г), Нх.р.= 34,55 кДж.
|__________| |_________|
1моль 1+2 = 3 моль
а) при увеличении давления равновесие сместится в сторону обратной реакции (влево), т. к. там меньше молей газообразного вещества;
б) при увеличении объёма равновесие сместится в сторону прямой реакции (вправо), т. к. там больше молей газообразного вещества;
в) поскольку значение ΔНх.р. имеет знак «+», значит данная реакция является эндотермической и идет с поглощением теплоты. При уменьшении температуры равновесие сместится в сторону обратной (соответственно – экзотермической) реакции, т. к. именно по этой реакции теплота будет выделяться и разогревать систему.
Пример 2 – Как нужно изменить давление, объём, и концентрации реагирующих веществ в системе СО(Г)+Н2О(Г) СО2(Г)+Н2(Г) ,чтобы увеличить выход продуктов реакции? Определите знак ΔН обратной реакции, если известно, что при увеличении температуры равновесие сместилось вправо.
Решение
Поскольку и справа, и слева одинаковое количество молей газообразных веществ (1+1=1+1), то изменение давления и объёма не повлияет на смещение равновесия. А чтобы увеличить выход продуктов реакции (сместить равновесие вправо), необходимо либо увеличить концентрацию исходных веществ СО(Г) и Н2О(Г) (возрастёт скорость прямой реакции, и эти вещества начнут расходоваться), либо уменьшить концентрацию продуктов, т. е. удалить СО2(Г) и Н2(Г) из зоны реакции (уменьшится скорость обратной реакции, и эти вещества начнут образовываться).
Поскольку известно, что при увеличении температуры равновесие сместилось вправо, то можно сделать вывод, что прямая реакция будет являться эндотермической, а обратная, соответственно, – экзотермической, т. е. ΔН ОБР. Р. < 0.
Задачи для самостоятельного решения
1 Смешали 0,16 моль СО с 0,8 моль/л О2. Реакция 2СО(Г)+O(Г) = 2СO2(Г) протекает в закрытом сосуде при постоянной температуре. К моменту наступления равновесия остается 40 % первоначального количества СО. Вычислить константу равновесия этой химической реакции.
2 Образование аммиака протекает по уравнению N2+3H2 2NH3. При некоторых условиях равновесные концентрации веществ таковы: [N2] = 0,1 моль/л, [H2] = 0,2 моль/л, [NH3] = 0,8 моль/л. Вычислить константу равновесия и рассчитать исходные концентрации азота и водорода.
3 Константа равновесия системы CuO (К)+СО(Г) Cu(К)+СО2(Г) при некоторой температуре равна 0,6. Найти равновесные концентрации этих веществ, если [CO]ИСХ= 0,5 моль/л, [CO2]ИСХ= 0,2 моль/л.
4 Как повлияет на равновесие следующих реакций:
2Н2(Г)+О2(Г) 2Н2О(Г), НХР = – 433,6 кДж;
СаСО3(К) СаО(К)+СО2(Г) , НХР = 179,0 кДж
а) повышение температуры;
б) повышение давления?
Ответ пояснить.
5 Почему при изменении давления смещается равновесие системы 2H2O + O2 2H2O и не смещается равновесие системы N2 + O2 2NO? Написать выражение для константы равновесия каждой из данных систем.
6 Константа равновесия гомогенной системы СО+Н2О СО2+Н2 при некоторой температуре равна 1. Вычислить равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: [CO] = 0,5моль/л, [H2O] = 0,9 моль/л.
Задачи на тему «Условия смещение химического равновесия»
УСЛОВИЯ СМЕЩЕНИЯ РАВНОВЕСИЯ
1.Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе.
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) Б) 2Н2(г) + О2(г) ↔ 2Н2О(г) В) H2(г) + Cl2(г) ↔ 2НCl(г) Г) SO2(г) + Cl2(г) ↔ SO2Cl2(г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ 1) смещается в сторону продуктов реакции 2) смещается в сторону исходных веществ 3) не происходит смещения равновесия |
2. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
3. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
4. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
5. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при уменьшении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
6. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
7. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
8. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
9. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при уменьшении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
10. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
11. Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:
УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) Б) В) Г) | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ |
1) в сторону продуктов реакции 2) в сторону исходных веществ 3) практически не смещается |
задание | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 |
ответы | 1131 | 2131 | 1132 | 2131 | 1123 | 2231 | 1131 | 2123 | 1221 | 1121 | 2132 |
Глава 15.3: Решение задач равновесия
Пример 15.3.2
1,00 моль NOCl помещали в реактор объемом 2,00 л и нагревали до 227 ° C до тех пор, пока система не достигла равновесия. Затем было проанализировано содержимое реактора, и было обнаружено, что оно содержит 0,056 моль Cl 2 . Вычислите K при этой температуре. Уравнение разложения NOCl на NO и Cl 2 выглядит следующим образом:
\ (2NOCl \ left (g \ right) \ rightleftharpoons 2NO \ left (g \ right) + Cl_ {2} \ left (g \ right) \)
Дано: сбалансированное уравнение равновесия, количество реагента, объем и количество одного продукта в состоянии равновесия
Спрашивали: K
Стратегия:
A Напишите выражение для константы равновесия реакции.Составьте таблицу, показывающую начальные концентрации, изменения в концентрациях и конечные концентрации (как начальные концентрации плюс изменения в концентрациях). {2}} \)
Для получения концентраций NOCl, NO и Cl 2 в состоянии равновесия мы составляем таблицу, показывающую, что известно и что необходимо рассчитать.Мы начинаем с написания сбалансированного химического уравнения в верхней части таблицы, за которым следуют три строки, соответствующие начальным концентрациям, изменениям концентраций, необходимым для перехода от начального к конечному состоянию, и конечным концентрациям.
2NOCl (г) ⇌ 2NO (г) + Cl 2 | |||
---|---|---|---|
[NOCl] | [НЕТ] | [Класс 2 ] | |
начальный | |||
изменение | |||
финал |
B Изначально система содержит 1.00 моль NOCl в емкости 2,00 л. Таким образом, [NOCl] i = 1,00 моль / 2,00 л = 0,500 М. Начальные концентрации NO и Cl 2 равны 0 M, поскольку изначально продукты отсутствуют. Более того, нам говорят, что в состоянии равновесия система содержит 0,056 моль Cl 2 в емкости 2,00 л, поэтому [Cl 2 ] f = 0,056 моль / 2,00 л = 0,028 М. Мы вставляем эти значения в следующая таблица:
2NOCl (г) ⇌ 2NO (г) + Cl 2 | |||
---|---|---|---|
[NOCl] | [НЕТ] | [Класс 2 ] | |
начальный | 0.500 | 0 | 0 |
изменение | |||
финал | 0,028 |
C Мы используем стехиометрические соотношения, приведенные в сбалансированном химическом уравнении, чтобы найти изменение концентрации Cl 2 , вещества, для которого известны начальная и конечная концентрации:
Δ [Cl 2 ] = [0.028 M (окончание) — 0,00 M (начальное)] = +0,028 M
Согласно коэффициентам в сбалансированном химическом уравнении, на каждый 1 моль Cl 2 образуется 2 моля NO, поэтому изменение концентрации NO выглядит следующим образом:
\ (\ Delta \ left [NO \ right] = \ left (\ dfrac {0.028 \; \ cancel {mol \; Cl_ {2}}} {L} \ right) \ left (\ dfrac {2 \; mol \; NO} {1 \; \ cancel {mol \; Cl_ {2}}} \ right) = 0,056 \; M \)
Аналогичным образом, 2 моль NOCl расходуется на каждый 1 моль произведенного Cl 2 , поэтому изменение концентрации NOCl выглядит следующим образом:
\ (\ Delta \ left [NOCl \ right] = \ left (\ dfrac {0.028 \; \ cancel {mol \; Cl_ {2}}} {L} \ right) \ left (\ dfrac {-2 \; mol \; NO} {1 \; \ cancel {mol \; Cl_ {2}}} \ справа) = — 0,056 \; М \)
Вставляем эти значения в нашу таблицу:
2NOCl (г) ⇌ 2NO (г) + Cl 2 | |||
---|---|---|---|
[NOCl] | [НЕТ] | [Класс 2 ] | |
начальный | 0,500 | 0 | 0 |
изменение | −0.056 | +0,056 | +0,028 |
финал | 0,028 |
D Суммируем числа в столбцах [NOCl] и [NO], чтобы получить конечные концентрации NO и NOCl:
[NO] f = 0,000 M + 0,056 M = 0,056 M [NOCl] f = 0,500 M + (-0,056 M) = 0,444 M
Теперь мы можем заполнить таблицу:
2NOCl (г) ⇌ 2NO (г) + Cl 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
[NOCl] | [НЕТ] | [Класс 2 ] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
начальный | 0.{-4} \) Упражнение Немецкий химик Фриц Хабер (1868–1934; Нобелевская премия по химии 1918) смог синтезировать аммиак (NH 3 ) путем реакции 0,1248 M H 2 и 0,0416 M N 2 при температуре около 500 ° C. В равновесном состоянии смесь содержала 0,00272 M NH 3 . Что составляет K для реакции N 2 + 3 H 2 ⇌ 2NH 3 при этой температуре? Что такое K p ? Ответ: K = 0.105; К p = 2,61 × 10 −5 6.7: Решение проблем равновесия — Chemistry LibreTextsТаблица ICE ( I начальная, C подвеска, E равновесия) представляет собой простой матричный формализм, который используется для упрощения расчетов в обратимых равновесных реакциях (например, слабые кислоты и образование слабых оснований или комплексного иона). ВведениеТаблицыICE состоят из концентраций молекул в растворе на различных стадиях реакции и обычно используются для расчета K или выражения константы равновесия реакции (в некоторых случаях может быть задан K и один или несколько значений концентраций в таблице будет неизвестное, для которого необходимо решить).Таблицы ICE автоматически настраивают и организуют переменные и константы, необходимые при вычислении неизвестного. ICE — это простая аббревиатура названия первого столбца таблицы.
Процедуру заполнения таблицы ICE лучше всего проиллюстрировать на примере. Пример 1 Используйте таблицу ICE, чтобы определить \ (K_c \) для следующей сбалансированной общей реакции: \ [\ ce {2X (g) <=> 3Y (g) + 4Z (g)} \ nonumber \] , где заглавные буквы обозначают продукты и реагенты.
Образец, состоящий из 0,500 моль х, помещают в систему объемом 0,750 л.
|