Общая и неорганическая химия (стр. 11 )

Таким образом, при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расходования этого вещества, а при её уменьшении – в сторону образования этого вещества.

Если в реакции участвуют газообразные вещества, то в ряде случаев изменение давления также может привести к смещению химического равновесия.

Пусть смесь газов N2, H2 и NH3 находятся в состоянии истинного химического равновесии при определённых температуре и давлении. Если, не изменяя температуры, увеличить давление в несколько раз (это можно сделать, уменьшив объём системы путём сжатия), то во столько же раз возрастут концентрации всех газов. Таким образом, увеличение давления эквивалентно увеличению концентрации газообразных веществ. Равновесие в этом случае сместится так, что суммарная концентрация газообразных компонентов (т. е. число молекул в единице объёма) уменьшится. Для реакции N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3 это означает смещение равновесия вправо, т. к. в этом случае 4 молекулы исходных газообразных веществ (N2 и 3 H2) превращаются в 2 молекулы газообразного продукта реакции (2 NH3). Следовательно, если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия оказывается воздействие, заключающееся в увеличении внешнего давления, равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газообразных веществ. В результате такого смещения равновесия происходит некоторое снижение давления в системе. Аналогичным образом можно показать, что если воздействие заключается в уменьшении внешнего давления, то равновесие смещается в сторону большего числа молекул газообразных веществ. В этом случае в результате смещения равновесия происходит некоторое увеличение давления в системе.

Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ (например, H2 (газ) + I2 (газ) ⇆ 2 HI (газ) ), то изменение давления не приводит к смещению равновесия.

Равновесие большинства химических реакций смещается при изменении температуры. Фактором, определяющим смещение равновесия, является знак теп­лового эффекта реакции. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции (т. е. протекающей с поглощением теп­ла), а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции (т. е. протекающей с выделением тепла). Реакция синтеза аммиака – экзотермическая (N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3 + 92,4 кДж), поэтому при повышении температуры равновесие сместится влево (в сторону эндотермической реакции), в результате чего дополнительно введённая в систему теплота будет израсходована на протекание обратной реакции. При понижении температуры (т. е. при охлаждении системы) равновесие реакции синтеза аммиака сместится вправо (в сторону экзотермической реакции), в результате чего потеря теплоты системой из-за охлаждения будет частично скомпенсирована протеканием экзотермической реакции.

Рассмотренные выше примеры смещения равновесия вследствие изменения концентраций реагирующих веществ, давления и температуры представляют собой частные случаи общего принципа, определяющего влияние различных факторов на равновесные системы. Этот принцип известен под названием принципа Ле-Шателье.

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается какое-либо внешнее воздействие, то равновесие в результате протекающих в системе процессов сместится таким образом, что оказанное воздействие уменьшится.

5.3 Основные типы задач на химическое равновесие

Существует два основных типа задач, связанных с расчётом параметров равновесной системы:

1) известны начальные концентрации исходных веществ, необходимо найти равновесные концентрации и константу равновесия;

2) известны начальные концентрации исходных веществ и константа равновесия, необходимо определить равновесные концентрации всех веществ.

Для решения подобных задач необходимо понимать, что равновесную концентрацию любого исходного вещества можно найти, отняв от его начальной концентрации концентрацию вступившего в реакцию вещества.

Если до начала реакции в системе находились только исходные реагенты, то концентрация вещества, образовавшегося к моменту наступления равновесия в результате протекания реакции, представляет собой равновесную концентрацию продукта реакции. Если же в систему до начала реакции было введено извне некоторое количество продукта реакции, то его равновесную концентрацию находят, суммируя концентрацию продукта до реакции и концентрацию продукта, образовавшегося к моменту наступления равновесия в результате протекания реакции. Для определения количества (или концентрации) прореагировавшего и образовавшегося веществ обычно проводятся стехиометрические расчёты по уравнению реакции.

Пример 5.1 Начальные концентрации водорода и йода в равновесной системе H2 (газ) + I2 (газ) ⇆ 2 HI (газ) равны 3 моль/л и 4 моль/л соответственно. К моменту наступления химического равновесия концентрация йодоводорода в системе составила 1 моль/л. Определить константу равновесия данной реакции.

Для того, чтобы рассчитать константу равновесия, необходимо сначала рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции и затем подставить их в выражение константы равновесия

.

Равновесная концентрация йодоводорода, как это следует из условия задачи, равна 1 моль/л. Если известно, что к моменту наступления равновесия образовалось 1 моль/л HI, то из уравнения реакции следует, что и водорода, и йода прореагировало в два раза меньше, т. е. по 0,5 моль/л. Таким образом, равновесные концентрации йода и водорода будут следующими:

Сравн.(H2)= Cнач.(H2) - Cпрореаг.(H2) = 3 моль/л - 0,5 моль/л = 2,5 моль/л;

Сравн.(I2)= Cнач.(I2) - Cпрореаг.(I2) = 4 моль/л - 0,5 моль/л = 3,5 моль/л.

Так как Сравн.(HI) = 1 моль/л, константа равновесия равна

Пример 5.2 Рассчитать равновесные концентрации водорода, йода и йодоводорода в системе H2 (газ) + I2 (газ) ⇆ 2 HI (газ) , если известно, что начальные концентрации H2 и I2 равны 5 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 1.

В условии задачи ничего не говорится о концентрациях прореагировавших исходных веществ и образовавшихся продуктов. Поэтому при решении таких задач обычно концентрация какого-нибудь прореагировавшего вещества принимается за x «икс». Пусть к моменту наступления равновесия прореагировало x моль/л водорода, тогда из уравнения реакции следует, что йода должно прореагировать тоже x моль/л, а йодоводорода должно образоваться 2x моль/л. Равновесные концентрации всех участников реакции будут следующими:

Сравн.(H2) = Cнач.(H2) - Cпрореаг.(H2) = (5 - x) моль/л;

Сравн.(I2) = Cнач.(I2) - Cпрореаг.(I2) = (3 - x) моль/л;

Сравн.(HI) = 2x моль/л.

Подставляя выраженные через икс равновесные концентрации в выражение константы равновесия, и, решая полученное уравнение, можно найти x и равновесные концентрации.

3x2 + 8x - 15 = 0

x1 = -3,94 x2 = 1,27

Физический смысл имеет только положительный корень x = 1,27. Следовательно, Сравн.(H2) = (5 - x) моль/л = 5 - 1,27 = 3,73 моль/л;

Сравн.(I2) = (3 - x) моль/л = 3 - 1,27 = 1,73 моль/л;

Сравн.(HI) = 2x моль/л = 2·1,27 = 2,54 моль/л.

Л Е К Ц И Я 6

ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

6.1 Характеристика растворов. Процесс растворения

Раствором называется твёрдая или жидкая гомогенная физико-химическая система, состоящая из двух или более компонентов, количества которых могут изменяться в широких пределах. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы (например, только жидкой, только твёрдой, или только газообразной фазы). Фаза – это часть системы, отделённая от других частей этой же системы поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком. Гетерогенная система состоит из нескольких фаз, отделённых друг от друга поверхностью раздела.

Примеры гомогенных систем: любая газовая смесь, раствор сахара в воде. Примеры гетерогенных систем: вода со льдом, насыщенный раствор с осадком (жидкая фаза и твёрдая фаза), угольная пыль в атмосфере (твёрдая фаза и газовая фаза), смесь песка и мела (твёрдая фаза песка и твёрдая фаза мела), смесь подсолнечного масла и воды (жидкая фаза масла и жидкая фаза воды).

Всякий раствор состоит из растворённых веществ и растворителя, т. е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Растворителем обычно считают тот компонент, который в чистом виде существует в том же агрегатном состоянии, что и полученный раствор (например, в случае водного раствора соли растворителем является вода). Если оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии (например, спирт и вода), то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве.

Однородность растворов делает их сходными с химическими соединениями. Выделение теплоты при растворении некоторых веществ также указывает на химическое взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом. Отличие растворов от химических соединений состоит в том, что состав раствора может изменяться в широких пределах. Кроме того, в свойствах раствора можно обнаружить многие свойства его отдельных компонентов, чего не наблюдается в случае химического соединения. Непостоянство состава растворов сближает их с механическими смесями, но от смесей они отличаются своей гомогенностью. Таким образом, растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями. Наиболее важный вид растворов – жидкие растворы, которые рассматриваются далее более подробно.

Растворение кристалла твёрдого вещества в жидкости протекает следующим образом. Когда кристалл вносят в жидкость, в которой он может растворяться, от его поверхности отрываются отдельные молекулы или ионы, которые вследствие диффузии равномерно распределяются по всему объёму растворителя. Отделение молекул или ионов от твёрдого тела вызвано, с одной стороны, их собственным колебательным движением, а с другой – притяжением к молекулам растворителя. Этот процесс должен был бы продолжаться до полного растворения любого количества кристаллов, если бы одновременно не происходил обратный процесс – кристаллизация. Перешедшие в раствор молекулы или ионы, сталкиваясь с поверхностью ещё нерастворившегося вещества, снова притягиваются к нему и входят в состав его кристаллов. Выделение молекул или ионов из раствора будет происходить тем быстрее, чем больше их концентрация в растворе. Так как концентрация по мере растворения увеличивается, то наступит момент химического равновесия, когда скорость растворения равна скорости кристаллизации. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называется насыщенным раствором.