Методические указания и контрольные задания по химии для студентов заочного обучения инженерно-технических (нехимических) специальностей (стр. 7 )

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, т. е.

υпр = υобр

Равновесное состояние системы характеризуется константой химического равновесия. Так, например, для обратимой реакции

⇄

константа химического равновесия выражается следующим образом

В общем случае в обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов реакции, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно постоянной величине, называемой константой равновесия.

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий, таких как температура, концентрация, давление, приводят к нарушению равновесия в системе и переходу ее в новое равновесное состояние.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производить какое-либо внешнее воздействие, то в этой системе самопроизвольно происходят процессы, ослабляющие оказанное воздействие.

Пример 1. Куда будет смещаться равновесие при изменении температуры для системы 2NO2 ⇄ N2O4; ∆H= -57 кДж/моль?

Решение: В ходе реакции наблюдается выделение теплоты, реакция является экзотермической. В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие для данной системы будет смещаться в сторону ослабления оказанных воздействий. Значит, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т. е. влево. Если же температуру системы понижать, то равновесие сместится вправо, т. е. в сторону прямой реакции.

Пример 2. В какую сторону сместится равновесие в системе:

⇄ при уменьшении концентрации иода?

Решение: По принципу Ле Шателье изменение концентрации одного из исходных веществ приводит к определенным изменениям в равновесном состоянии системы. В конкретном случае при уменьшении концентрации иода равновесие сместится в сторону его воспроизведения, т. е. в сторону обратной реакции, в результате которой из иодоводорода и будет получаться дополнительное количество иода.

Пример 3. Как сместится равновесие в системе:

⇄ , если увеличить давление?

Решение: В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение внешнего давления вызовет такие изменения, которые приведут к уменьшению давления в системе. Так как из 4 моль газа (из четырех объемов) образуется 2 моль (два объема) аммиака, то равновесие сместится вправо, т. е. в сторону меньшего объема.

Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы:

⇄ при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации:

[СО]исх = 3 моль/л, [Н2О]исх = 2 моль/л.

Решение: При равновесии скорость прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

υпр = k1[СО][Н2О]; υобр = k2[СО2][Н2];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2О расходуется для образования СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ составляют:

;;.

Зная константу равновесия, находим значение х, затем исходные концентрации всех веществ:

; ; .

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО2]р = 1,2 моль/л; [Н2]р = 1,2 моль/л; [СО]р = 3-1,2 = 1,8 моль/л; [Н2О]р = 2-1,2 = 0,8 моль/л.

Контрольные вопросы

81. Напишите выражение для константы равновесия следующих обратимых процессов: а) ⇄

б) ⇄

82. При синтезе аммиака равновесие установилось при следующих равновесных концентрациях веществ: [N2] = 2,5; [H2] = 1,8; [NH3] = 3,6 моль/л. Рассчитайте значение константы равновесия и исходные концентрации.

83. Как повлияет повышение давления и температуры на равновесие следующих обратимых реакций:

а) ⇄ , ∆Н < 0

б) ⇄ , ∆H < 0

в) ⇄ , ∆H > 0

84. Используя справочные данные (табл. 1), определите, в какую сторону произойдет смещение равновесия гомогенных реакций:

⇄ и ⇄

при следующих воздействиях:

а) охлаждение системы;

б) увеличение давления.

85. Константа равновесия для реакции ⇄ равна 36, а начальные концентрации водорода и иода равны по 0,02 моль/л. Вычислить равновесные концентрации водорода, иода и иодоводорода.

86. Исходные концентрации и в гомогенной системе ⇄ составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.

87. Почему при изменении давления смещается равновесие системы ⇄ и не смещается равновесие системы ⇄ ? Мотивируйте ответ, используя расчет скоростей прямой и обратной реакций до и после изменения давления. Составьте уравнения для констант равновесия обеих систем.

88. При некоторой температуре равновесие в гомогенной системе ⇄ установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию оксида азота и кислорода.

89. Константа равновесия гомогенной системы ⇄ при некоторой температуре равна 0,2. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,4 и 0,15 моль/л. Вычислите исходную и равновесную концентрации азота.

90. Константа равновесия системы при постоянной температуре ⇄ равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагентов, если исходные концентрации составляют: