Инженерно-технических (нехимических) специальностей

По химии

для студентов заочного обучения

Инженерно-технических (нехимических) специальностей

Тюмень 2008

Методические указания и контрольные задания для студентов заочного обучения инженерно-технических (нехимических) специальностей (для студентов специальности ПГС заочное отделение – 2 курс, 3, 4 семестр): Пимнева Л.А. – профессор, д.х.н., Качалова Г.С. – доцент, к.х.н., Краева Н.В. –доцент, к.х.н., Полещук И.Н. – доцент, к.х.н., Турнаева Е.А. – доцент, к.х.н., Берлина О.В. – к.х.н., Голянская С.А., Долматова Н.Н., Марьинских С.Г., Рудой С.Г., Русейкина А.В., Тюмень: ТюмГАСУ, 2008 г., 137 с.

Рецензент: к.х.н., доцент Кертман Александр Витальевич

(степень, звание, Фамилия, Имя, Отчество)

Учебно-методический материал утвержден на заседании кафедры:

Протокол № ____от «____» _______2008 г.

Учебно-методический материал утвержден на УМС университета:

Протокол №____ от «____» _______________2008 г.

Тираж__300__ экземпляров

КАФЕДРА ОБЩЕЙ И СПЕЦИАЛЬНОЙ ХИМИИ

Кафедра создана в 1971 году. С 1995 года и по настоящее время кафедру возглавляет доктор химических наук, профессор Людмила Анатольевна Пимнева. Сегодня здесь работают Качалова Г.С. – доцент, к.х.н., Краева Н.В. – доцент, к.х.н., Полещук И.Н. – доцент, к.х.н., Турнаева Е.А. – доцент, к.х.н., Берлина О.В. – к.х.н., Голянская С.А., Долматова Н.Н., Марьинских С.Г., Рудой С.Г., Русейкина А.В.

Преподаватели читают 16 дисциплин для студентов-первокурсников всех специальностей и студентов некоторых специальностей на старших курсах.

За 35 лет выполнен большой объем работы по методическому обеспечению изучаемых курсов, материально - техническому оснащению учебного процесса, в том числе и заочного обучения.

На кафедре ведется научная работа по следующим направлениям: термодинамика ионного обмена катионов на сорбентах из фторидных, хлоридных и смешанных фторидно-хлоридных растворов; ионообменные методы очистки промышленных сточных вод; получение высокотемпературных сверхпроводящих материалов.

Высокий уровень научно-исследовательской работы подтверждается защищенными диссертациями и публикациями в различных изданиях.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Химия, как наука является мощной производительной силой. Потенциальные возможности химических превращений и изменения природных веществ в инте­ресах человека безграничны.

Химическая переработка каменного угля, сланцев, сапропелитов, нефти, тор­фа, древесного угля и другого природного сырья обеспечивает всем комплексом неорганических и органических строительных материалов: цементом, гипсом, известью, жидким стеклом, синтетическими смолами, клеями, битумами, дегтями, ПАВ, полимерными материалами, керамикой, тепло- и гидроизоляционными материалами. В основе всех этих производств лежат химические и физико-химические превращения веществ. Познание химических процессов в смесях твердых веществ необходимо для развития промышленности строительных материалов. Ученье о реакциях в смесях кристаллических дисперсных материалов в значительной степени базируется на достижениях теоретической и экспериментальной физике, математике и других наук. При этом химическая сторона вопроса, как и физическая, имеет важное значение. Будущий инженер-выпускник в процессе изучения курса химии должен знать:

· об основных химических системах и процессах, рациональной способности вещества;

· о методах химической идентификации и определения веществ;

· о растворах, дисперсных и электрохимических системах.

Контрольные задания.Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный двумя последними цифрами номера студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 86594, две последние цифры 94, им соответствует вариант контрольного задания 94. В процессе изучения курса химии студент должен выполнить две контрольные работы. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.

К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена опре­деленная часть курса и тщательно разобраны решения примеров типовых задач, приве­денных в данном пособии, по соответствующей теме.

Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда нужно составить электронную формулу атома, написать уравнение реакции и т.п. (при решении задач нужно приводитьвесьход решения и математические преобразования).

Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена; для замечаний рецен­зента надо оставлять широкие поля; писать четко и ясно; номера и условиязадач переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании.

В конце работы следует дать список использованной литературы с указанием года издания. Работы должны быть датированы, подписаны студентом и представлены в университет на рецензирование.

Если контрольная работа не зачтена, ее нужно выполнить повторно в соответ­ствии с указаниями рецензента и выслать на рецензирование вместе с не зачтенной работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте.

Лабораторные занятия. Для глубокого изучения химии как науки, основанной на эксперименте, необходимо выполнить лабораторный практикум. Он развивает у студентов навыки научного экспериментирования, исследовательский подход к изуче­нию предмета, логическое химическое мышление. Студенты, проживающие в месте нахождения университета, выполняют лабораторный практикум параллельно с изучением курса, все остальные — в период лабораторно-экзаменационной сессии.

Консультации. В случае затруднений при изучении курса следует обращаться за письменной или устной консультацией в университет к преподавателю, рецензирующему контрольные работы. Консультации можно получить по вопросам организации самостоятельной работы и по другим орга­низационно-методическим вопросам.

Лекции. В помощь студентам читаются лекции по важ­нейшим разделам курса, на которых излагаются невсе вопросы, представленные в программе, а глубоко и детально рассматриваются принципиальные, но недостаточно полно освещенные в учебной литературе понятия и закономерности; составляющие теоретический фундамент курса химии. На лекциях даются также методические рекомендации для самостоятельного изучения студентами остальной части курса. Студенты, не имеющие возможности посещать лекции одновременно с изучением курса по книге, слушают лекции в период установочных или лабораторно-экзаменационных сессий.

Зачет. Выполнив лабораторный практикум, студенты сдают зачёт. Для сдачи зачета необходимо уметь изложить ход выполнения опытов. Результаты работы и выводы из них, уметь составлять уравнения реакций. Студенты, сдающие зачет, предъявляют лабораторный журнал с пометкой преподавателя о выполнении всех работ, предусмотренных планом практикума.

Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольные задания и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку, направление на экзамен и зачтенные контрольные работы.

ПРОГРАММА

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Химическая связь

Химическая связь и валентность элементов. Образование молекул из атомов. Основные виды и характеристики химической связи. Основные представления о ковалентной связи. Валентность химических элементов. Метод валентных связей. Насыщаемость и направленность ковалентных связей. Гибридизация электронных орбиталей.

Полярность связи. Метод молекулярных орбиталей. Ионная связь. Степень окисления. Координационное число. Строение простейших молекул. Электрическая полярность молекул и ее коли­чественная характеристика.

Типы взаимодействия молекул

Комплексные соединения

Атомы и ионы как комплексообразователи: различные типы лигандов и комп­лексных соединений. Соединения комплексных анионов. Соединения комплексных катионов и нейтральные комплексы.

Органические соединения

Строение и свойства органических соединений. Изомерия. Особенности свойств органических соединений.

Классификация органических соединений. Углеводороды и галопроизводные. Кислород и азотсодержащие органические соединения.

4. РАСТВОРЫ И ДРУГИЕ ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Твердые растворы

Образование твердых растворов. Виды твердых растворов. Свойства различных твердых растворов.

Электрохимические процессы

Окислительно-восстановительные реакции; составление уравнений. Гетерогенные окислительно-восстановительные и электрохимические процессы. Законы Фарадея. Понятие об электродных потенциалах. Гальванические элементы. Электродви­жущая сила и ее измерение. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Потенциалы металлических, газовых и окислительно-восстановительных электродов. Кинетика электродных процессов. Поляризация и перенапряжение. Концентраци­онная и электрохимическая поляризация. Первичные гальванические элементы, электродвижущая сила, напряжение и емкость элементов. Топливные элементы.

Электролиз. Последовательность электродных процессов. Выходпо току. Элект­ролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Практическое применение элект­ролиза: получение и рафинирование металлов, нанесение гальванических покрытий.

Получение водорода, кислорода и других продуктов. Аккумуляторы.

Коррозия и защита металлов

Основные виды коррозии. Классификация коррозионных процессов. Химическая коррозия металлов. Электро­химическая коррозия металлов. Борьба с коррозией металлов. Изыскание коррозионно-стойких материалов. Методы защиты металлов от коррозии: легирование, защитные покрытия, изоляция металлов от агрессивной среды. Электрохимические методы защиты (протекторная, катодная и анодная защиты). Изменение свойств коррозионной среды; ингибиторы коррозии. Электрохимическая коррозия стальной и алюминиевой арматуры в ж/бетонных конструкциях. Биологическая коррозия трубопроводов.

Электролиз солей

Процессы электролиза. Законы Фарадея. Процессы электролиза с растворимыми и нерастворимыми анодами. Электрохимическая и концентрационная поляризация. Производственные способы получения чистых металлов при электролизе. Гальванопокрытие.

Пластические массы

Состав пластических масс. Основные добавки, вводимые в полимеры: наполнители, пластификаторы, отвердители, усилители, мягчители, смазки, стабилизаторы, добавки придающие полимерам горючесть, морозостойкость и т.д. Целесообразность их, принцип действия. Физико-механические свойства пластических масс. Характеристика полимеров и пластических масс, используемых в строительстве.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Задания к контрольной работе №1

Химическое сродство

Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 8, 10, 16 и таблицами 2, 3.

Первый закон термодинамики не позволяет определить, в каком направлении процесс может протекать самопроизвольно.

Критерием самопроизвольного протекания реакции в изолированной системе служит функция состояния S, названная Р. Клаузиусом энтропией. Самопроизвольные процессы могут идти только с увеличением энтропии и будут идти до тех пор, пока система не перейдет в равновесное состояние и энтропия не достигнет максимального для данных условий значения. На основе постулата Планка рассчитано абсолютное значение энтропии многих простых веществ, химических соединений и приведено в справочной литературе (при стандартных условиях). С помощью справочных данных можно рассчитать изменение энтропии, происходящее при химической реакции по следствию из закона Гесса:

;

где – стандартная энтропия вещества, n – cтехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Пример 1. Определите возможность протекания реакции:

в изолированной системе.

Решение: Используя значения стандартных энтропий веществ (табл. 2) рассчитаем стандартную энтропию реакции:

= 223,0 + 188,74 – (2 · 186,7 + 0,5 · 205,03) = - 64,175Дж

В результате реакции энтропия уменьшилась и, следовательно, процесс в изолированной системе самопроизвольно протекать не может.

В природе и технике большинство химических процессов протекают в неизолированных системах, то есть в условиях теплообмена с окружающей средой. В этих системах критерием направленности процесса служит изменение термодинамических потенциалов G, F.

G – энергия Гиббса для условий p = соnst и Т = const;

F – энергия Гельмгольца для условий V = const и Т = const.

Изменение энергии Гиббса ( G) характеризует максимально полезную работу процесса и указывает на возможное самопроизвольное его протекание. Самопроизвольным является всякий процесс, в результате которого, энергия системы уменьшается ( G < 0). Когда система достигает положения равновесия, G принимает минимальное значение, а G становится равным нулю. Изменение энергии Гиббса включает в себя как энтальпийный ( ), так и энтропийный ( ) факторы. Для расчета используется соотношение:

;

Термодинамические потенциалы G и F можно также рассчитать с помощью следствия из закона Гесса с использованием стандартных величин и (табл. 2).

Пример 2. Определите возможность протекания реакции:

в системе при стандартных условиях и при температуре 1000 К. Установить температуру, при которой система будет находиться в равновесии.

Решение: =

Воспользуемся результатами решения предыдущих примеров:

-57240 - 298 · (-64,175) = -38115Дж

Для приближенных расчетов можно принять:

= -57240 – 1000 · (-64,175) = 6935 Дж

При равновесии:

G = 0 ; = - 57240 Дж; = -64,175 Дж

T = =

Таким образом, при стандартных условиях реакция возможна, так как G < 0; при температуре 1000 К реакция самопроизвольно протекать не может G > 0; реакция протекает при Т = 892 К.

Контрольные вопросы

41.Вычислите изменение энтропии в результате реакции образования аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить из соответствующих газов. Чем можно объяснить отрицательное значение S? 42.Определите реакции, протекающей по уравнению: Вычисления сделайте на основании стандартных теплот образования и стандартных энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях.
43.Эндотермическая реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода протекает по уравнению: При какой температуре начнется реакция?
44. Вычислите стандартные значения для реакций: и определите, какой из карбонатов обладает большей термической устойчивостью?
45.Вычислите возможность протекания при стандартных условиях реакции:
46. Вычислите изменение энергии Гиббса при для процесса: зная и метана.
47.В каком направлении нижеприведенная реакция будет протекать самопроизвольно: Необходимые для расчета реагирующих веществ взять из справочной литературы.
48.Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления:
49.Образование сероводорода из простых веществ протекает по уравнению Исходя из значений соответствующих веществ определите и для этой реакции в стандартных условиях.
50. Вычислите возможность протекания при стандартных условиях реакции:
51.Вычислите изменение энергии Гиббса при для процесса: , зная и , сделать вывод о возможности протекания самопроизвольного процесса.
52.Вычислите значения , для процесса: , и составьте ряд термической стабильности карбонатов
53.Какие из приведенных реакций протекают самопроизвольно и являются экзотермическими:
54.Укажите, какая из двух реакций будет протекать самопроизвольно:
55.В каком направлении ниже приведенная реакция будет протекать самопроизвольно: Рассчитать с использованием веществ.
56. На основании значений и веществ вычислите 0 для следующих процессов: Укажите, в каком направлении эти реакции будут протекать, приближаясь к равновесию.
57.Определить стандартное изменение энтропии при для следующих реакций: Сделать вывод о возможности самопроизвольного протекания реакций.
58.Для каких оксидов принципиально осуществима реакция восстановления водородом в стандартных условиях, выводы сделайте на основании расчета
59.Пользуясь значениями и вычислить реакций: Сделать вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.
60.Реакция горения ацетилена протекает по уравнению: Вычислите и и объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции.

Химическая кинетика

Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 7, 9.

Химическая кинетика изучает скорость химических реакций (υ), которая определяется как изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени в постоянном реакционном пространстве.

В общем случае υ ,

где ∆C – изменение концентрации; τ – время протекания реакции в секундах.

Скорость реакции зависит от:

1. концентрации реагирующих веществ;

2. природы реагирующих веществ;

3. температуры реакционной смеси;

4. наличия катализатора в системе.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Математическое выражение закона действующих масс для системы аА + bB = cC + dD выглядит следующим образом:

,

где k – коэффициент пропорциональности или константа скорости, которая не зависит от концентрации, но зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора;

[А] и [В] – концентрации веществ А и В;

a, b – стехиометрические коэффициенты.

Влияние температуры на скорость химической реакции определяется правилом Вант-Гоффа: при изменении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции изменяется в 2-4 раза.

,

где υ₂ и υ₁ – скорости реакций при температурах Т₂ и Т₁ соответственно;

γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа, который может принимать значения от 2 до 4;

∆Т = Т₂ –Т₁.

Если один из реагентов находится в твердой фазе (гетерогенная система), то скорость химической реакции зависит от общей поверхности твердого вещества или от степени его дисперсности. Однако в общем случае изучение скорости реакции проводят в условиях не изменяющейся поверхности. Тогда в выражение скорости реакции входит только концентрация жидкого или газообразного компонента и не входит площадь поверхности. Например, скорость реакции между поверхностью раскаленного угля и парами воды зависит только от концентрации водяного пара

.

В системах, где одно или несколько веществ являются газами, скорость химической реакции зависит также от внешнего давления. В этом случае в выражение скорости может быть введено значение парциального давления.

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакций в системе ⇄ , если объем газовой смеси уменьшить в три раза?

Решение: Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO₂] = а; [O₂] = b; [SO₃] = с. Согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции до изменения объема имеют следующие выражения:

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза, т.е. [SO₂] = 3а; [O₂] = 3b; [SO₃] = 3с. Тогда при новых концентрациях скорости прямой и обратной реакций можно записать следующим образом:

= k (3a)² 3b = 27 k a² b; = k₁(3c)² = 9 k c²

Отсюда = 27 k a² b/ k a² b = 27;

= 9 k c²/ k₁ c² = 9.

Следовательно, скорость прямой реакции увеличится в 27 раз, а обратной – только в 9 раз.

Пример 2. Вычислить, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 °С.

Решение: Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

υ₂ = υ₁∙γ^∆T/10 = υ₁∙2^70-30/10 = υ₁∙2⁴ = 16∙υ₁

Следовательно, скорость реакции при температуре 70°С больше скорости реакции при температуре 30°С в 16 раз.

Контрольные вопросы

61. Напишите выражение для скорости химической реакции, протекающей в гомогенной системе по уравнению А + 2В = АВ₂ и определите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если: а) концентрация вещества А увеличится в 2 раза; б) концентрация вещества В увеличится в 2 раза; в) концентрация обоих веществ увеличится в 2 раза.

62. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода (II) в системе , чтобы скорость реакции увеличилась в 4 раза?

63. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO₂ по реакции ⇄ , возросла в 1000 раз?

64. Напишите выражение для скорости реакции и определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении концентрации кислорода в 3 раза.

65. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению ⇄ . Как изменится скорость реакции при увеличении: а) концентрации оксида азота в 2 раза; б) концентрации хлора в 2 раза; в) концентрации обоих веществ в 2 раза?

66. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40°С, если γ = 3,2?

67. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз (γ = 2,5)?

68.При повышении температуры на 50°С скорость реакции возросла в 1200 раз. Вычислите температурный коэффициент реакции.

69. Вычислите температурный коэффициент реакции, если константа скорости ее при 120°С равна 6,7·10^-2.

70. Реакция между веществами А и В выражается уравнением

А + 2В = С. Начальные концентрации соответственно равны 0,3 и 0,5 моль/л. Константа скорости равна 0,4 л²/(моль²∙с). Вычислите скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда концентрация вещества А уменьшилась на 0,1 моль/л.

71. Температурный коэффициент реакции равен 3. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении температуры с 22 до 62°С?

72. Напишите математические выражения для определения скоростей следующих химических реакций, протекающих в гомогенной системе: a) ⇄ ;

б) ⇄ ;

в) ⇄ .

73. Напишите математические выражения для определения скоростей следующих химических реакций, протекающих в гетерогенной системе: а) ⇄ ;

б) ⇄ ;

в) ⇄ _.

74. Определите, как изменится скорость прямой реакции

⇄ , если давление в системе увеличить в 5 раз?

75. Как изменится скорость прямой реакции

⇄ , если объем газовой смеси уменьшить в 2 раза?

76. При повышении температуры на 30°С скорость химической реакции увеличилась в 64 раза. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции при повышении температуры на каждые 10°С.

77. Рассчитайте температурный коэффициент реакции, если при нагревании системы от 40°С до 80°С скорость возросла в 64 раза.

78. Температурный коэффициент реакции равен 3. При какой температуре следует проводить эту реакцию, чтобы скорость реакции, идущей при 100°С, уменьшилась в 27 раз?

79. Как изменится скорость прямой и обратной реакции, если объем газовой смеси ⇄ увеличить в 2 раза?

80. Во сколько раз следует увеличить давление в системе

⇄ , чтобы скорость образования HI возросла в 100 раз?

Химическое равновесие

Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 7, 9 и таблицей 1 ᾽᾽Стандартные энтальпии образования веществ᾽᾽.

Химические реакции бывают обратимыми и необратимыми. Для обратимых реакций характерно состояние химического равновесия.

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

υ_пр = υ_обр

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:

υ_пр = k₁[СО][Н₂О]; υ_обр = 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:

;