III. Химическое равновесие. Правило Ле Шателье-Брауна.

Характер смещения под влиянием внешних воздействий можно прогнозировать применяя принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывается воздействие из вне, то равновесие в системе смещается так, чтобы ослабить внешнее воздействие.

Влияние концентраций.

Повышение концентрации одного из реагирующих веществ смещает равновесие реакции в сторону расходования вещества.

Понижение концентрации – в сторону образования вещества.

Влияние температуры.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты (эндотермической), а понижение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с выделением теплоты (экзотермической).

Влияние давления.

Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема и, наоборот, понижение давления – в сторону реакции, идущей с увеличением объема.

Примеры решения задач.

Пример 1.Как изменится скорость реакции, протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?

2NO(г.)+О2(г.)= 2NO2

Решение: увеличить давление в 4 раза означает увеличит и концентрацию газов во столько же раз.

1. Определяем скорость реакции до повышения давления.

V1 = K*C2NO*CO2

2. Определяем скорость реакции после повышения давления.

V2 = K*(4CNO)2 * (4CO2) = 64 K*C2NO*CO2

3. Определяем во сколько раз возросла скорость реакции

V2 = 64 *K*C2NO*CO2 = 64

V1 K*C2NO*CO2

Ответ: скорость реакции возросла в 64 раза.

Пример 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 20 С до 50 С0. Температурный коэффициент равен 3.

Решение: по правилу Вант – Гоффа Vт2 = Vт1 * γT2-T1/10

По условию задачи требуется определить 2

1

Подставим данные в формулу:

2 = γT2 - T1/10 = 3(50-20)/10 = 33 = 27

1

Ответ: скорость реакции возросла в 27 раз.

Пример 3.Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ и определение их исходных концентраций.

При синтезе аммиака N2 + ЗН2 == 2NН3 равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): CN2 = 2,5; CH2 = 1,8; CNH3 = 3,6. Paсчитайте константу равновесия этой реакции и концентрации азота и водорода.

Решение: определяем константу равновесия этой реакции:

K*C = C2NH3 = (3,6)2 = 0,89

CN2*C3H3 2,5*(1,8)3

Константа равновесия, вычисленная по концентрациям реагирующих веществ, обозначается Кс

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование двух молей NH3 расходуется один моль азота, а на образование 3,6 молей аммиака потребовалось 3,6/2=1,8 моля азота. Учитывая равновесную концентрацию азота,

находим его первоначальную концентрацию:

CисхN2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л

На образование двух молей NH3 необходимо израсходовать 3 моля водорода, а доля получения 3,6 моля аммиака требуется

3*3,6/2 = 5,4 моля.

CисхН2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л

Ответ: CN2 = 4,3

CH2 = 7,2

Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы

СО (г) + Н2O (г) ==СО2(г) + Н2 (г)

при 8500С равна 1. Вычислите, концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [CO]исх = 3 моль/л, [H2O]исх = 2 моль/л.

Решение: при равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей есть тоже величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:

Vпр = K1[CO] [H2O];

Vобр = K2[CO2] [H2];

Kравн = K1 = [CO2] [H2]

K2 [CO] [H2O]

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение Kравн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [CO2]равн = 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 по х молей СО2, и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут:

[CO2]равн =[Н2]равн = х моль/л,

[CO2]равн = (3 - х) моль/л,

2O]равн = (2 - х) моль/л.

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

1 = х2

(3-х)*(2-х),

х2 = 6 - 2х – 3х + х2; 5х = 6, х = 1,2 моль/л

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[CO2]равн = 1,2 моль/л.

2]равн = 1,2 моль/л.

[CO]равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л.

2О]равн = 2 - 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 5.Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

РСl5 (г) == PCl3 (г) + Сl2 (г); ΔН = + 129,7 кДж.

Как надо изменить: а) температуру, б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - разложения РСl5?

Решение: смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение, равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется но принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РС15 эндотермическая (ΔН > 0), то для смешения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; 6) так как в данной системе разложение РСl5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнут, как увеличением концентрации РСl5, так и уменьшением концентрации PCl3 или Cl2.

3.1 Задачи для самостоятельного решения.

1. Окисление серы и ее диоксида протекают по уравнениям:

a) S(к) + О2(г) == SO2(r); б) 2SO2(r) + О2(г) = 2SО3(r).

Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?

Ответ: увеличатся: а) в 4 раза, б) в 64 раза.

2. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N2 + 3H2 = 2NH3. Как изменится скорость прямой реакции - образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в 3 раза?

Ответ: увеличится в 27 раз.

3. Реакция идет по уравнению N2 + О2 — 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N2] = 0,049 моль/л; [О2] = 0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] стала равной 0,005 моль/л.

Ответ: [N2] = -0,0465 моль/л; [O2] = 0,0075 моль/л.

4. Реакция идет по уравнению N2 + ЗН2 = 2NH3. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N2] = 0,80 моль/л; [H2] = 1,5 моль/л; [NH3] = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] стала равной 0,50 моль/л.

Ответ: [NН3] = 0,70 моль/л; [H2] = 0,60 моль/л.

5. Реакция идет но уравнению Н2 + I2 = 2HI. Константа скорости этой реакции при 508°С равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ были: [Н2] = 0,04 моль/л; [I2] = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и скорость ее, когда [H2]стала равной 0,03 моль/л.

Ответ: 3,2*10-4; 1,92*10-4.

6. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80°С. Температурный коэффициент скорости реакции равен трем.

Ответ: в 81 раз.

7. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен двум?

Ответ: увеличится в 64 раза.

8. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 30 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен трем?

Ответ: уменьшится в 27 раз.

9. Напишите, выражение для константы равновесия гомогенной системы 2SO2 + О2 == 2SO3. Как изменится скорость прямой реакции — образования серного ангидрида, если увеличить концентрацию SO2 в 3 раза?

Ответ: увеличится в 9 раз.

10. Напишите выражение, для константы равновесия гомогенной системы СН4 + СО2 = 2CO + 2Н2. Как следует изменить температуру плавление, чтобы повысить выход водорода? Прямая реакция - образования водорода эндотермическая.

11. Реакция идет по уравнению 2NO + О2 = 2NО2. Концентрации исходных веществ были: [NO] = 0,03 моль/л; [O2] = 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию кислорода до 0,10 моль/л и концентрацию NO до 0,06 моль/л.

Ответ: увеличится в 8 раз.

12. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы: СO2 +C = 2СО. Как изменится скорость прямой реакции — образования СО, если кон­центрацию СО2 уменьшить в четыре paза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

13. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы С + Н2О(г) = СО + Н2. Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции — образования водяных паров?

14. Равновесие гомогенной системы

4HCI (г) +О2 (г) = 2Н2О (г) + 2Cl2 (г)

установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н2О] = 0,14 моль/л; [С12]= 0,14 моль/л; [HCl] = 0,20 моль/л; [O2] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.

Ответ: [НС1]исх = 0,48 моль/л; [O2] исх = 0,39 моль/л.

15. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы СО(г) + Н2О(г) = СО2(г) + Н2(г), если равновесные концентрации реагирующих веществ [СО] = 0,004 моль/л; [Н2О] = 0,064 моль/л; [СО2] = 0,016 моль/л; [Н2] = 0,016 моль/л.

Ответ: К = 1.

16. Константа равновесия гомогенной системы

CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г)

При некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесие концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации [CO] = 0,10 моль/л; [H2O] = 0,14 моль/л.

Ответ: [CO2] = [H2] = 0,08 моль/л; [CO] = 0,02 моль/л; [H2O] = 0,32 моль/л.

17. Константа равновесия гомогенной системы

N2 + ЗН2 = 2NH3

при температуре 400оС равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 моль/л и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрации азота.

Ответ: 0,8 моль/л; 0,84 моль/л.

18. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + O2 = 2NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ; (NO) = 0,2 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л; [NO2] = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и концентрацию NO и O2.

Ответ: К = 2,5; [NO] = 0,3 моль/л; [O2] = 0,15 моль/ л.

19. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3H2 == 2NH3 и не смещается равновесие системы N2 + O2 == 2NO? Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

20. Исходные концентрации NO н CI2, в гомогенной системе

2NO + Cl2 == 2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль /л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.

Ответ: 0,416.

III. Варианты контрольных заданий «Термохимические расчеты. Закон Гесса».

Вариант №1

1. Вычислить ΔНо реакции в Дж/моль: 2Н2S + SО2 = 2H20 + 3S.

2. Вычислить ΔS о реакции (Дж/моль*К).

3. Какова зависимость изменения функции Гиббса ΔG от температуры?

4. Вычислить ΔG о298 (Дж/моль).

5. Возможна ли эта реакция? Почему? Т=298о

6. Реакция горения этилена С2Н4 выражается уравнением:

С2Н4 + 3О2 = 2СО2 + 2Н2О жидк.

Определите теплоту образования этилена, если ΔНр=-1409 кДж

7. Сколько тепла выделяется при восстановлении 8г. окиси меди (CuO) водородом с образованием жидкой воды?

8. Определите температуру, при которой реакция будет находится в равновесии? Если известно, что Р=1*105 Па (см. вопрос 1)

9. Какая степень окисления титана более устойчива, если для реакции

TiO2 + Ti = 2TiO свободная энергия Гиббса, вычисленная при стандартных условиях, имеет положительное значение.

10. Сколько тепла выделяется при окислении кислородом 32 г SО2, если ΔНо2=-297 кДж/моль ΔНоSО3=-395,3 кДж/моль

2S (г) + SО2 (г) = 2H20 (ж) + 3S (кр.)

Вещество, состояние ∆ Но298, кДж/моль ∆ Sо298, кДж/моль*град.
Н2S (г) -20,1
2H20 (ж) -285,5 69,8
S (тв) 31,77
2 (г) -296,4 247,9

Вариант №2

1. Вычислите ΔН реакции (Дж/моль)

Na2O (кр) + H2O(г) = 2NaOH (кр)

2. Вычислить ΔSо реакции (Дж/моль * К)

3. Какова зависимость изменения функции Гиббса ΔG от температуры

4. Вычислить ΔG298 (Дж/моль)

5. Возможна ли эта реакция?

6. Вычислить энтальпию разложения 1 кг. KСlO3 по уравнению

7. Реакция растворения оксида меди в соляной кислоте идет по уравнению:

СuO + 2HCl = СuCl2 + Н2О, ΔНр = -63,98 кДж

Каков тепловой эффект растворения 100г. СuO?

8. Определите температуру, при которой реакция в равновесии (см. вопрос 1) (К)

9. Определите энтропию парообразования HI, если ΔНо = 19,75 кДж/моль, t=1747оС (Дж/моль*К)

10. При взаимодействии 2 моль Na c 1 молем брома (Br2) выделяется 761,4 кДж. Определить энтальпию образования Na Br (кДж/моль).

Na2O (к) + H2O(г) = 2NaOH (кр)

Вещество, состояние ΔНо298, кДж/моль ΔSо298, кДж/моль*град.
Na2O (к) - 430,6 71,1
NaOH (кр) - 424,6 64,18
H2O(г) - 241,84 188,74
КСlО3 (к) - 390,83  
КСl (к) - 435,89  

IV. Варианты контрольных заданий «Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье».

Вариант №1

Дана система 2Н2О (г) + О2 (г) = 2 Н2О2 (ж)

1. Определить ΔН этой реакции при стандартных условиях (кДж)

2. Написать уравнение зависимости скорости прямой реакции от концентрации исходных веществ

3. Написать выражение для определения константы равновесия

4. Исходная концентрация Н2О равна 10 моль/л, равновесная концентрация Н2О2 равна 2,5 моль/л, определить:

- равновесную концентрацию О2, если Кр=0,5:

5. – равновесную концентрацию Н2О (г)

6. – израсходованную концентрацию Н2О (г)

7. В какую сторону сместится равновесие в этой системе, если повысить температуру:

8. – увеличить давление:

9. – увеличить концентрацию Н2О (г)

10. Для какой из равновесных систем Кр=[СО2

10.1. CaCO3(т) = CaO(т) + CO2 (г)

10.2. 2CO(г) + О2 (г) = 2CO2(г)

10.3. CO2(г) + С(т) = 2CO(г)

10.4. BaO(т) + СО2 (г) = BaCO3(т)

10.5. С(т) + O2(г) = CO2(г)

Вариант №2

Дана система СО(г) + Cl2 (г) = СОCl2 (г)

1. Определить ∆ Н этой реакции при стандартных условиях (кДж)

2. Написать уравнение зависимости скорости прямой реакции от концентрации исходных веществ

3. Написать выражение для определения константы равновесия

4. Исходная концентрация СО равна 10 моль/л, равновесная концентрация СОCl2 равна 2,5 моль/л, определить израсходованную концентрацию СО :

5. – равновесную концентрацию СО

6. – израсходованную концентрацию Cl2

7. В какую сторону сместится равновесие в этой системе, если повысить температуру:

8. – увеличить давление:

9. – увеличить концентрацию СО

10. Для какой из равновесных систем Кр=СО2

10.1. CaCO3(т) = CaO(т) + CO2 (г)

10.2. 2CO(г) + О2= 2CO2(г)

10.3. CO2(г) + С(т) = 2CO

10.4. BaO(т) + СО2 (г) = BaCO3(т)

10.5. С(т) + O2(г) = CO2(г)

V. Задачи для самостоятельного решения из задачников:

1. Л.М.Романцева, З.Л.Лещинская «Сборник задач и упражнений по общей химии»,М.,»Высшая школа»,1980, стр 49-86, №№281, 282, 283, 284, 287, 280, 297, 301.

2. Н.Л. Глинка «Задачи и упражнения по общей химии». Л. «Химия», 1985, стр 71-103, №№283,285,287,288,289,322,325,327,331,332,363,364.

Приложение 1

Таблица 1

Наши рекомендации