Влияние концентрации (давления)

Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом дейстующих масс. Для реакции (1) кинетическое уравнение имеет вид

v = k×[A]^а×[B]^b,

где [A] и [B] - молярные концентрации реагирующих веществ А и В; k - константа скорости реакции; а, в - порядок реакции по отношению к веществам А и В. Порядок реакции определяет характер зависимости скорости от концентрации. Общий (суммарный) кинетический порядок реакции равен сумме показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ. Для элементарных процессов порядок реакции совпадает со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции.

Пример 2

Найти значение константы скорости реакции А + В ® АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5×10^-5 моль/л×сек.

Решение

Исходя из закона действующих масс

v = k ×[A]¹ ×[B]¹,

v = 5×10^-5,

k = v/([А]×[В])= 5×10^-5/(0,05×0,01) = 1×10^-1 л × моль^-1 × с^-1 .

Пример 3

Написать выражение закона действующих масс для реакции

2NO(г) + O₂(г) ® 2NO₂(г).

Как изменится скорость реакции, если умень­шить объем реакционного сосуда в 3 раза?

Решение

а). v = k ×[NO]²×[O₂].

б). Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирую­щих веществ возрастет в три раза. Следовательно, если до повышения давления скорость реакции была равна v₀, то после повышения

v = k ×(3[NO])²× (3[O₂]) =27× k ×[NO]²×[O₂] = 27× v₀.

Таким образом, скорость возрастет в 27 раз.

Пример 4

Как изменится скорость химической реакции, описываемой уравнением 2А + В ® С, если концентрацию вещества А увеличить в 4 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза.

Решение

Записываем выражение скорости химической реакции при начальных условиях:

v₀ = k ×[A]²×[B].

После изменений концентраций

v = k × (4×[А])²×(1/2×[В])= 8× k ×[А]²×[В] = 8×v₀.

Таким образом, скорость реакции возрастет в 8 раз.

Влияние температуры

Зависимость скорости химической реакции от температуры опре­деляется эмпирическим правилом Вант-Гоффа, согласно которому

v₂ = v₁×g ^Dt/10,

где v₁ и v₂ - скорости химической реакции при температурах t₁ и t₂ соответственно, Dt = t₂ - t₁, g - температурный коэффициент химической реакции (коэффициент Вант-Гоффа).

Пример 5

Реакция при температуре 50°С протекает за 2 мин. 15 сек. За сколько времени закончится эта реакция при температуре 70°С, если в данном температурном интервале температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

Решение

В соответствии с правилом Вант - Гоффа, с ростом температуры скорость реакции возрастает в

v₂/ v₁ = g ^Dt/10=3^(70-50)/10= 9 раз.

Следовательно, время протекания этой реакции уменьшится в 9 раз и составит t₇₀ = t₅₀/9 = 135/9 = 15 (c).

Пример 6

При повышении температуры на 50°С скорость реакции воз­росла в 1200 раз. Рассчитать температурный коэффициент скорости этой реакции.

Решение

В соответствии с правилом Вант - Гоффа

v₂/ v₁ = g ^Dt/10 Þ 1200 = g ^50/10= g ⁵ Þ g =⁵Ö1200=4,13.

Более точно зависимость скорости реакции от температуры описывается уравнением Арpeниуса через зависимость константы скорости реакции от температуры:

k = А × еxp[-E_a/(RТ)],

где К – константа скорости реакции, R - газовая постоянная (8,314 Дж×моль^-1×град^-1); А - постоянный множитель, зависящий только от природы реагирующих веществ; Т - температура, К; Е_А - энергия активации, Дж/моль. Энергия активации является характеристикой каждой реакции и определяет влияние на скорость химической реакции природы реаги­рующих веществ.

Пример 7

Энергия активации реакции О₃(г) + NO(г) ®O₂(г) +NО₂(г) равна 10 кДж/молъ. Во сколько раз изменится скорость реакции при по­вышении температуры от 27°С до 37°С?

Решение

Закон действующих масс для дан­ной реакции имеет вид

v = k ×[О₃]×[NО].

Очевидно, что при неизмененных концентрациях [О₃] и [NО] рост скорос­ти обусловлен ростом k. Константа скорости реакции возрастет в

k ₂/ k ₁=[А×еxp(-E_a/(RТ₂))]/[А×еxp(-E_a/(RТ₁)) =

= exp[- (E_a/R)×(1/T₂ -1/T₁)]=

= exp[(E_a/R)(T₂-T₁)/(T₁×T₂)] раз,

или в логарифмическом виде

1n (k ₂/ k ₁) =(E_a/R)(T₂-T₁)/(T₁×T₂).

Подставив значения из условия задачи, получим

1n (k ₂/ k ₁) =(10 000/8.314)(310-300)/(300×310)=0.129.

Откуда k₂/k₁=1.14, т. е. константа скорости реакции, а следовательно, и сама скорость реакции, возрастет в 1.14 раз:

v₂ / v_Т = 1.14.

Пример 8

Вычислить g и Е_а химической реакции, если константа скороcти при 120°С составляет 5,88×10^-4, а при 170°С равна 6,7×10^-2.

Решение

1). Из уравнения Аррениуса и решения примера 7 следует

1n (k ₂/ k ₁) =(E_a/R)(T₂-T₁)/(T₁×T₂) Þ

Е_а=1n (k ₂/ k ₁)×R×T₁×T₂ /(T₂-T₁) =

=ln(6.7×10^-2/ 5,88×10^-4) ×8.31×393×443 /(443-393)=137 029 Дж/моль=

137 кДж/моль.

2). Из правила Вант - Гоффа и закона действующих масс следует

k ₂/ k ₁= v₂/ v₁ = g ^Dt/10Þ

1n (k ₂/ k ₁)= (Dt/10)× 1n g Þ

1n g =(10/Dt)×1n (k ₂/ k ₁)=(10/50)×ln(6.7×10^-2/ 5,88×10^-4)= 0.947 Þ

g = 2.58

Влияние катализатора

Катализатор увеличивает скорость реакции, но сам в ней при этом не расходуется и не входит в состав конечных продуктов. Он направляет реакцию на путь с меньшей энергией активации.

Пример 9

Энергия активации некоторой реакции без катали­затора составляет 75 кДж/моль, а с катализатором - 50 кДж/моль. Во сколько раз возрастает скорость химической реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 25°С?

Решение

Из уравнения Аррениуса следует

k ₂/ k ₁ = еxp[-E_a2/(RТ)]/еxp[-E_a1/(RТ)] = еxp[(E_a1-Е_а2)/(RТ)] Þ

v₂/ v₁ = k ₂/ k ₁ = еxp[(75 000-50 000)/(8.31×298)] = 24 231.

Таким образом, снижение энергии активации на 25 кДж привело к уве­личению скорости в 24 231 раз.

Химическое равновесие

Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми. Значитель­но чаще происходят обратимые реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях - прямом и обратном:

прямая реакция ---------®

аА + вВ « сС + dD

-------- обратная реакция

Химическим равновесием называется состояние системы, в котором скорости прямой и обратной реакций равны. В состоянии равновесия всегда выполняется равенство

К_с= ([C]^c_p×[D]^d_p) / ([A]^a_p×[B]^b_p) ,(2)

где [C]_p, [D]_p, [A]_p, [B]_p - равновесные концентрации веществ; a, b, c и d - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; К_с - константа химического равновесия (индекс «с» означает, что она связывает концентрации участников реакции). Константа равновесия зависит только от температуры и природы реагирующих веществ. Уравнение (2) пред­ставляет собой выражение закона действующих масс для обратимых реакций.

Если в реакции участвуют вещества, находящиеся в разных фазах, то в уравнение (2) включают концентрации веществ, находящихся в одной фазе; при этом установлена строгая система приоритетов:

1) предпочтение отдается газовой фазе;

2) если газообразных веществ нет, то в уравнения включают концентрации веществ в растворе;

3) твердые вещества никогда не включают в выражение для закона действия масс; главное требование к таким веществам - их обязательное присутствие (хотя бы в минимальных количествах) в рассматриваемой системе.

Для реакций, протекающих с участием газообразных веществ, часто используют константу равновесия Кр, связывающую парциальные давления P_i веществ в состоянии равновесия:

Кр = (P^c_C×P^d_D) / (P^a_A×P^b_B).

Пример 10

Вычислить константу равновесия обратимой реакции А + 2В « С и начальные концентрации [А]_о и [В]_о, если равновесные концентрации [А]_р = 0,3 моль/л, [В]_р =1,1 моль/л и [С]_р = 2,1 моль/л.

Решение

Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид

К_с= [C]_p / ([A]_p×[B]²_p) Þ

К_с = 2.1/(0.3×1.1²) = 5.79.

Из уравнения реакции видно, что для образования 2,1 моля вещества С требуется израсходовать 2,1 моля вещества А и 2,1×2 = 4,2 моля вещества В. Учитывая количества израсходованных веществ и равновесные концент­рации, можно определить начальные концентрации:

[А]_о = 0,3 +2,1 = 2,4 (моль/л),

[В]_о = 1,1 + 4,2 = 5,3 (моль/л).

Пример 11

Вычислить константу равновесия реакции Н₂+J₂ «2HJ, если начальные концентрации [Н₂ ]_o = 0,03 моль/л; [ J₂]_о= 0,05 моль/л, а равно­весная концентрация [HJ]_р = 0,04 моль/л.

Решение

В уравнение для константы равновесия входят значения равновесных концентраций. Величины равновесных концентраций могут быть определены из следующей таблицы.

Содержание веществ в 1 л, моль	Н2 +	J2	« 2HJ
Исходное	0.03	0.05
Израсходовано	0.02	0.02	-
Равновесное (конечное)	0.01	0.03	0.04

В этой таблице количество израсходованных веществ Н₂ и J₂ определены как 1/2 от равновесной концентрации HJ в соответствии с коэффициентами в уравнении реакции. Равновесные концентрации Н₂ и J₂ рассчитаны как разница между исходным содержанием и количеством прореагировавших веществ. В соответствии с уравнением процесса

К_с= [HJ]²_p / ([H₂]_p×[J₂]_p)=0.04²/(0.01×0.03)=5.33.

Пример 12

Константа равновесия реакции А+В = С+D при комнатной температуре равна 4. Рассчитать равновесные концентрации участников реакции, если в сосуде V = 1л были смешаны 2 моля вещест­ва А и 1 моль вещества В.

Решение

Составим таблицу аналогично предыдущему примеру, приняв за х количество прореагировавшего вещества А и учитывая коэффициенты в уравнении рассматриваемого процесса.

Содержание веществ в 1 л, моль	А + В « С + D
Исходное
Израсходовано	х	х	-	-
Равновесное (конечное)	2-х	1-х	х	х

Применяя закон действия масс для данного процесса, получим уравнение

К_с= ([C]_p×[D]_p) / ([A]_p×[B]_p) Þ 4 = х²/[(1-х)×(2-х)].

Его решением являются два корня x₁ = 3,15и х₂ = 0,85. Первый корень для нашего случая нe подходит, т. к. х не может быть больше 2. Следовательно, окончательно имеем [С]=[D]= 0,85 моль/л, [А]=1,15 моль/л, [В] = 0,15 моль/л

Состояние химического равновесия подчиняется принципу Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое - либо внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то это воздейстие благоприятствует протеканию той из двух противо­положных реакций, которая ослабляет оказанное воздействие.

Пример 13

В каком направлении сместится равновесие в системе

N₂ + 3Н₂ « 2NНз, DН = - 92,4 кДж

1) при увеличении концентрации Н₂ или N₂;

2) при увеличении концентрации NН₃;

3) при повышении температуры;

4) при введении катализатора.

Решение

1). Повышение концентрации веществ, стоящих в левой части уравнения реакции, по принципу Ле Шателье должно вызывать процесс, стремящийся ослабить оказанное воздействие и привести к уменьшению этих концентраций, т.е. равновесие должно сместиться вправо. Это видно из выражения для константы равновесия:

К_с=[NНз]_р²/ ([N₂]_р×[Н₂]_р³).

Увеличение |N₂]_р или [H₂]_р приводит к росту знаменателя. Поскольку Кс не зависит от концентрации при постоянной температуре, увеличение знаменателя должно привести к росту числителя, т.е. росту равновесной концентрации [NH₃]_р, что свидетельствует об образовании дополнительных количеств NН₃, т.е. смещению химиче­ского равновесия вправо.

Аналогичными рассуждениями можно прийти к заключению, что увеличение концентрации NН₃ должно привести к смещению химического равновесия влево.

2). Реакция синтеза аммиака экзотермическая. Повышение температу­ры в этом случае должно вызвать смещение равновесия влево - в сторо­ну протекания эндотермической реакции, ослабляющей оказанное воз­действие.

3). Прямая реакция протекает с уменьшением количества газообразных веществ, что при неизменном объеме реакционного сосуда будет приводить к уменьшению давления. Следовательно, искусственное увеличение давления будет способствовать протеканию именно прямой реакции, т. е. при повышении давления химическое равновесие сместится вправо.

Это заключение может быть доказано исходя из закона действия масс. Предположим, что давле­ние в системе возросло в 2 раза. Это приведет к увеличению в 2 раза концентраций всех участников процесса. Следовательно, скорость прямой реакции v = k_®×[N₂]×[H₂]³ возрастает в 16 раз, а скорость обратной реакции v = k ×[NH₃]² - только в 4 раза. Это обуславливает смещение химического равновесия в сторону протекания прямой реакции.

4). Введение катализатора не повлияет на положение химического равновесия, т. к. катализатор в равной степени ускоряет протекание и прямой, и обратной реакций.

Задачи для самостоятельного решения

Необратимые реакции

1. Как изменится скорость реакции 2А + В ® А₂В, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?

2. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В₂ в системе 2А₂(г) + В₂(г) ® 2А₂В(г), чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?

3. В системе СО + С1₂ ® СОС1₂ концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию С1₂ - от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

4. Как изменится скорость прямой реакции N₂(г) + 3H(г) ® 2 NH₃ если а) увеличить давление в системе в 3 раза; б) уменьшить объем в 2 раза; в) увеличить концентрацию N₂ в 4 раза?

5. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NО₂ по реакции 2NО + О₂ ® 2 NО₂ возросла в 1000 раз?

6. Реакция между оксидом углерода (II) и хлором протекает по уравнению СО + С1₂ ® СОС1₂. Как изменится скорость реакции при увеличении а) концентрации СО в 2 раза; б) концентрации С1₂ в 2 раза; в) концентрации обоих веществ в 2 раза?

7. Реакция проходит в газовой фазе. В реакции участвуют два вещества А и В. Известно, что при увеличении концентрации компонента А в 2 раза скорость возросла в 2 раза, а при увеличении концентрации компонента В в 2 раза скорость увеличилась в 4 раза. Составить уравнение протекающей реакции. Как изменится скорость реакции при увеличении общего давления в 3 раза?

8. Изучается скорость реакции взаимодействия веществ А, В и D. При постоянных концентрациях В и D увеличение концентрации вещества А в 4 раза приводит к возрастанию скорости в 16 раз. Если в 2 раза увеличивается концентрация вещества В при постоянных концентрациях веществ А и D, то скорость возрастает только в 2 раза. При постоянных концентрациях А и В удвоение концентрации вещества D приводит к увеличению скорости в 4 раза. Составить уравнение реакции.

9. Определить скорость химической реакции А(г) + В(г) ® АВ(г), если константа скорости реакции равна 2×10^-1 л×моль^-1× с, а концентрации веществ А и В соответственно равны 0,025 и 0,01 моль/л. Рассчитать скорость реакции при повышении давления в 3 раза.

10. Найти значение константы скорости реакции А + 2В ® АВ₂, если при концентрациях веществ А и В, соответственно равных 0,1 и 0,05 моль/л ,скорость реакции равна 7 × 10^-5 моль/(л×с).

11. В сосуде объемом 2 л смешали газ А количеством вещества 4,5 моль и газ В количеством вещества 3 моль. Газы реагируют в соответствии с уравнением А + В = С. Через 20 секунд в системе образовался газ С количеством вещества 2 моль. Определить среднюю скорость реакции. Какие количества веществ А и В не прореагировали?

12. Реакция между веществами А и В выражается уравнением А + В ® С. Начальные концентрации составляют [A]_O = 0,03 моль/л, [B]_O = 0,05 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4. Найти начальную скорость реакции и скорость реакции по истечении некоторого времени, когда концентрация образовавшегося вещества С станет равна 0,01 моль/л.

13. Реакция между газообразными веществами А и В выражается уравнением А + В ® С. Начальные концентрации веществ составляют [A]₀ = 0,03 моль/л, [B]₀ = 0,03моль/л. Константа скорости реакции равна 0,1. По истечении некоторго времени концентрация вещества А уменьшилась на 0,015 моль/л. Во сколько раз необходимо увеличить общее давление, чтобы скорость химической реакции стала равной первоначальной скорости?

14. На сколько градусов надо увеличить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 27 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

15. При 20^оС реакция протекает за 2 минуты. За сколько времени будет протекать эта реакция а) при 50^оС, б) при 0^оС ? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

16. При температуре 30^оС реакция протекает за 25 минут, а при 50^оС за 4 минуты. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции.

17. Скорость реакции при 0^оС равна 1 моль/л× с. Вычислить скорость этой реакции при 30^оС, если температурный коэффициент скорости равен 3.

18. При повышении температуры на 50^оС скорость реакции выросла в 32 раза. Вычислить температурный коэффициент скорости химической реакции.

19. Две реакции протекают при 25^оС с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2,0, а второй - 2,5. Найти отношение скоростей этих реакций при 95^оС.

20. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры от 290 до 300 К скорость реакции увеличивается в 2 раза?

21. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 298 К, если в результате использования катализатора удалось уменьшить энергию активации на 4 кДж/моль?

22. Каково значение энергии активации реакции, скорость которой при 300 К в 10 раз больше, чем при 280 К.

23. Энергия активации реакции О₃(г) +NO(г) ® О₂(г) +NO₂(г) равна 40 кДж/моль. Во сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры от 27 до 37^оС?

24. Один катализатор снижает энергию активации при 300 К на 20 кДж/моль, а другой -на 40 кДж/моль. Какой катализатор эффективнее? Ответ обосновать расчетом отношения скоростей реакций при использовании того или иного катализатора.

25. При 150^оС некоторая реакция заканчивается за 16 минут. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее а) при 200^оС, б) при 80^оС.

26. При повышении температуры на 10^оС скорость химической реакции вырастает в 2 раза. При 20^оС она равна 0,04 моль/(л×с). Какова будет скорость этой реакции при а) 40^оС, б)0^оС?

27. При 20^оС скорость химической реакции равна 0,04 моль/(л×с). Рассчитать скорость этой реакции при 70^оС, если известно, что энергия активации равна 70 кДж/моль.

28. Вычислить температурный коэффициент реакции g, если константа скорости этой реакции при 120^оС равна 5,88×10^-4, а при 170^оС - 6,7×10^-2.

29. Во сколько раз изменится скорость химической реакции при увеличении температуры от 300 К до 400 К, если температурный коэффициент g = 2? Чему равна энергия активации этой реакции?

30. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции А + 2В ® С при повышении давления в системе в 4 раза и одновременном повышении температуры на 40^оС. Реагирующие вещества - газы. Температурный коэффициент реакции равен 2.

31. Во сколько раз уменьшится скорость химической реакции 2А(г) + В(г) ® 2С(г) при уменьшении давления всех веществ в системе в 3 раза и одновременном понижении температуры системы на 30^оС? Температурный коэффициент скорости реакции g равен 2.

32. Реакция между газообразными веществами А и В выражается уравнением А + В ® С. Начальные концентрации веществ составляют [A]₀ = 0,05 моль/л и [В]₀ = 0,05 моль/л. По истечении некоторого времени концентрация веществ уменьшилась вдвое. Определить, как необходимо изменить тем­пературу, чтобы скорость реакции стала равной первоначальной ско­рости, если а) температурный коэффициент реакции равен 2, б) энергия активации равна 70 кДж, температура протекания реакции – 27^оС?

33. Известно, что при повышении температуры от 290 до 300 К ско­рость химической реакции возрастает в два раза. Рассчитать энергию активации. Как изменится ско­рость этой реакции при 310 К, если в систему ввести катализатор, пони­жающий энергию активации этой реакции на 10 кДж/моль?

Химическое равновесие

1. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO₂ «2NO+O₂ установилось при концентрациях [NO]=0.4 моль/л, [NO₂]=0.2 моль/л, [O₂]=0.1 моль/л. Найти константу равновесия и исходную концентрацию NO₂, если исходная концентрация кислорода равна нулю. Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования NO, если прямая реакция эндотермическая?

2. Константа равновесия системы А+В«С+D равна единице. Сколько процентов вещества А подвергнется превращению, если смешать 3 моля вещества А и 5 молей вещества В? Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования В, если прямая реакция экзотермическая?

3. Для системы

СО_(Г)+H₂O_(Г)«CO_2(Г)+H_2(Г)

[CO]₀=[H₂O]₀=0.03 моль/л, [CO₂]₀=[H₂]₀=0. Рассчитать константу равновесия, если равновесная концентрация углекислого газа равна 0.01 моль/л. Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования СО, если прямая реакция эндотермическая?

4. Для системы

2NO_(Г)+Cl_2(Г)«2NOCl_(Г)

[NO]₀=0.5 моль/л, [Cl₂]₀=0.2 моль/л, [NOCl]₀=0 моль/л . Найти константу равновесия, если к моменту его наступления прореагировало 20% оксида азота. Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования NOCl, если прямая реакция экзотермическая?

5. Рассчитать равновесные концентрации всех веществ в системе

H_2(Г) + I_2(Г) «2HI_(Г),

если в сосуд емкостью 10 литров поместить 1 моль йода и 2 моля водорода (К_С=50). Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования йода, если прямая реакция экзотермическая?

6. Для системы СО_(Г)+H₂O_(Г)«CO_2(Г)+H_2(Г) , [CO]₀=[H₂O]₀=1 моль/л, [CO₂]₀=[H₂]₀=0. Рассчитать состав равновесной смеси (%об.), если константа равновесия К_С=1. Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования водорода, если обратная реакция экзотермическая?

7. В замкнутом сосуде протекает реакция АВ_(Г) «А_(Г) +В_(Г). Константа равновесия К_С=0.04. Найти начальную концентрацию АВ , если равновесная концентрация АВ равна 0.02 моль/л. Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования А, если обратная реакция экзотермическая?

8. В замкнутом сосуде объемом 10 л при температуре 800˚С установилось равновесие CaCO_3(Т) «CaO_(Т)+CO_2(Г) . Константа равновесия К_Р=300 кПа. Какая масса СаСО₃ разложилась? Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования углекислого газа, если прямая реакция эндотермическая?

9. В замкнутом сосуде при некоторой температуре установилось равновесие Fe_(Т)+H₂O_(Г) «FeO_(Т)+Н_2(Г). Определить долю прореагировавшей воды, если К_Р=1, а исходное парциальное давление водорода равно нулю. Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования водорода, если обратная реакция экзотермическая?

10. Определить равновесную концентрацию водорода в системе 2HI_(Г) «H_2(Г)+I_2(Г), если исходная концентрация HI составляла 0.05 моль/л, а константа равновесия К_С=0.02. Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования НI, если прямая реакция эндотермическая?

11. Для системы С_(Т)+СО_2(Г) «2СО_(Г) константа равновесия К_С=2. Найти равновесную концентрацию СО₂ для начальных условий [CO₂]₀=0, [CO]₀=5 моль/л. Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования СО, если прямая реакция эндотермическая?

12. Для системы С₂Н_6(Г)«С₂Н_4(Г)+Н_2(Г) равновесные концентрации веществ соответственно равны 0.2, 0.4, 0,4 моль/л. При каких концентрациях веществ равновесие установится вновь, если его нарушить удалением всего С₂Н₄? Какие условия будут способствовать смещению равновесия в сторону образования этана, если прямая реакция эндотермическая?

13. Для системы 2AlCl₃ (г) « Al₂Cl₆ (г) константа равновесия при некоторой температуре равна 1. Найти равновесную концентрацию продукта прямой реакции, если исходные концентрации веществAlCl₃ и Al₂Cl₆ соответственно составляли 2 и 3 моль/л. Какие условия будут способствовать смещению равновесия вправо, если прямая реакция экзотермическая?

14.Для системы SbCl₃ (г)+ Cl₂ (г) « SbCl₅ (г) найти константу равновесия, если известно, что к моменту наступления равновесия прореагировало 80% SbCl₃, а начальные концентрации SbCl₃ , Cl₂ и SbCl₅ равны соответственно 1, 2, и 1.5 моль/л. Какие условия способствуют смещению равновесия влево, если прямая реакция экзотермическая?

15. Для системы SO₂ (г) + Cl₂ (г) « SO₂Cl₂ (г) найти равновесную концентрацию SO₂Cl₂, если константа равновесия равна 1.5, а исходные концентрации SO₂, Cl₂ и SO₂Cl₂ равны соответственно 2, 1 и 0 моль/л. Какие условия способствуют смещению равновесия вправо, если прямая реакция экзотермическая?