Уравнение прямой и обратной реакции

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Материалы портала onx.distant.ru

Понятие химического равновесия

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние температуры на химическое равновесие

Влияние давления на химическое равновесие

Влияние концентрации на химическое равновесие

Константа химического равновесия

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Понятие химического равновесия

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Такое равновесие называется еще подвижным или динамическим равновесием.

Признаки химического равновесия

1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия):

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции ΔH, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону.

В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO₂. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O₂ вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO₂. Увеличение концентрации NO₂ смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении инертного газа равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

константа химической реакции К_с есть отношение:

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ΔG_T о = – RTlnK (2)

Примеры решения задач

Задача 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO _(г) + O_{2 (г)}→2CO_{2 (г)} составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,32 моль/л, [CO₂] = 0,16 моль/л. Определите константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O₂, если исходная смесь не содержала СО₂.

Решение.

ВеществоCOO₂CO₂ С_исходн, моль/л0,520,480 С_{прореагир,}моль/л0,320,160,16 С_равн, моль/л0,20,320,16

Во второй строке под С_{прореагир} понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO₂, причем, С_исходн= С_{прореагир} + С_равн.

Задача 2. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса

Решение.

ΔG₂₉₈ о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10 3 Дж.

lnK = 33,42·10 3 /(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H₂ , I₂ и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H_2.

Тогда, К = (2х) 2 /((1-х)(2-х))

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Задача 4. Используя справочные данные, определите температуру, при которой константа равновесия процесса: H_2(г) + HCOH_(г) →CH₃OH_(г) становится равной 1. Принять, что ΔН о _Т » ΔН о ₂₉₈, а ΔS о _T » ΔS о ₂₉₈.

Решение.

Если К = 1, то ΔG о _T = — RTlnK = 0;

ΔН о ₂₉₈ = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 10 3 Дж;

ΔS о ₂₉₈ = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;

0 = — 86100 — Т·(-109,52)

Задача 5. Для реакции SO_2(Г) + Cl_2(Г) →SO₂Cl_2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию SO₂Cl₂, если исходные концентрации SO₂, Cl₂ и SO₂Cl₂ равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO_2.

Решая это уравнение, находим: x₁ = 3 и x₂ = 1,25. Но x₁ = 3 не удовлетворяет условию задачи.

Следовательно, [SO₂Cl₂] = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.

Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением количества
газообразных веществ, то равновесие сместится вправо в реакции 3.

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:

составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H₂] = 0,6 моль/л, [Br₂] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

К = 4; исходная концентрация HBr составляет 1,5 моль/л.

3. Для реакции H_2(г) + S_(г) →H₂S_(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определите равновесные концентрации H₂ и S, если исходные концентрации H₂, S и H₂S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

[H₂] = 0,5 моль/л; [S] = 1,5 моль/л.

4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса

становится равной 1. Примите, что ΔН о _Т≈ΔН о ₂₉₈, а ΔS о _T≈ΔS о ₂₉₈

5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:

6. Для реакции 2С₃Н_8(г) → н-С₅Н_12(г)+СН_4(г) при температуре 1000 К константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию н-пентана, если исходная концентрация пропана равна 5 моль/л.

7. При температуре 500 К константа равновесия процесса:

равна 3,4·10 -5 . Вычислите Δ G о ₅₀₀.

8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С₆Н_14(г)+ 2С₃Н_6(г)+Н_2(г) равна 8,71. Определите ΔG о _f,800(С₃Н_6(г)), если ΔG о _f,800(н-С₆Н_14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО_(г) + Cl_2(г) →СO₂Cl_2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO₂Cl_2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО_(г) и Cl_2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО_2(г) + О_2(г) →2SO_3(г) составляли: [SО₂ ]=0,10 моль/л, [О₂]=0,16 моль/л, [SО₃]=0,08 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации SО₂ и О₂.

К=4,0; исходная концентрация SО₂ составляет 0,18 моль/л;
исходная концентрация О₂ составляет 0,20 моль/л.

Химическое равновесие

Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.

В большом количестве заданий, которые мне довелось увидеть, я ни один раз видел, как коверкают это определение. Например, в заданиях верно-неверно предлагают похожий вариант, однако говорят о «равенстве концентраций исходных веществ и продуктов» — это грубая ошибка. Химическое равновесие — равенство скоростей.

Принцип Ле Шателье

В 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье был предложен принцип, согласно которому, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то система будет стремиться компенсировать внешнее воздействие.

Это принцип обоснован термодинамически и доказан. Однако в такой абстрактной формулировке его сложно применить для решения конкретных задач по химическому равновесию. В этой статье я покажу конкретные примеры и обозначу алгоритм действия, чтобы вы могли успешно справляться с заданиями.

Влияние изменения концентрации на химическое равновесие

При увеличении концентрации какого-либо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие: равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента.

Объясню проще: если вы увеличиваете концентрацию вещества, которое находится в левой части, равновесие сместится в правую сторону. Если добавляете вещество из левой части (продуктов реакции) — смещается в сторону исходных веществ. Посмотрите на пример ниже.

Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить «пустое» место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере:

Можно подвести итог полученным знаниям таким образом: «Куда добавляем — оттуда смещается, откуда берем — туда смещается». Воспользуйтесь этой или придумайте свое правило для запоминания этой закономерности 😉

Изменения давления и химическое равновесие

Если речь в задании идет об изменении давления, то первое, что нужно сделать, это посчитать количество газов в уравнении слева и справа. Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например:

В приведенном уравнении количество молекул газа в левой части — 1, в правой — 2.

Запомните правило: «При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления — в сторону больших газов». Для нашей системы правило действует таким образом:

В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:

Слева — 2 газа, и справа — 2. В такой реакции увеличение или уменьшение давления не повлияет на химическое равновесие.

Изменение температуры и химическое равновесие

Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или эндотермическая.

Следуйте следующему правилу: «При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при уменьшении — в сторону экзотермической реакции». У любой обратимой реакции есть экзо- и эндотермические части:

Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:

Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.

Катализатор и ингибитор

Действие катализатора и ингибитора соответственно касается только ускорения и замедления химической реакции. Они никоим образом не влияют на равновесие.

Константа равновесия

Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа равновесия будет записана следующим образом:

Решим задачу. Дана реакция: 2NO + Cl₂ ⇄ 2NOCl . Вычислите константу равновесия, если равновесные концентрации веществ для данной реакции: c(NO) = 1.8 моль/л , c(Cl₂) = 1.2 моль/л , c(NOCl) = 0.8 моль/л.

Константу равновесия для данной задачи можно представить в виде 1.64 * 10 -1 .

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Уравнение прямой и обратной реакции

На уроке будет рассмотрена тема «Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие», будут рассматриваться факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Вы познакомитесь с принципом Ле Шателье. Вводится понятие обратимых и необратимых реакций.

I. Понятие прямой и обратной реакции

Рас­смот­рим неко­то­рую аб­стракт­ную ре­ак­цию, ко­то­рую за­пи­шем в виде:

Но мно­гие хи­ми­че­ские ре­ак­ции могут идти в об­рат­ную сто­ро­ну.

АВ А+В, об­рат­ная ре­ак­ция

Для крат­ко­сти такую ре­ак­цию за­пи­сы­ва­ют, ис­поль­зуя две стрел­ки, одну – впе­ред, дру­гую – назад.

А+ВАВ

При по­вы­ше­нии тем­пе­ра­ту­ры ско­рость боль­шин­ства хи­ми­че­ских ре­ак­ций уве­ли­чи­ва­ет­ся. Но ока­зы­ва­ет­ся, что в слу­чае неко­то­рых ре­ак­ций про­дукт ре­ак­ции при тем­пе­ра­ту­ре, когда она идет с хо­ро­шей ско­ро­стью, уже на­чи­на­ет раз­ла­гать­ся. В част­но­сти, такая си­ту­а­ция ре­а­ли­зу­ет­ся при вза­и­мо­дей­ствии во­до­ро­да с йодом при по­лу­че­нии йо­до­во­до­ро­да.

Н₂ + I₂ (1)

Ско­рость хи­ми­че­ской ре­ак­ции уве­ли­чи­ва­ет­ся с уве­ли­че­ни­ем кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ и со­от­вет­ствен­но умень­ша­ет­ся с умень­ше­ни­ем кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ. По­лу­ча­ет­ся, что, по мере про­хож­де­ния ре­ак­ций, ско­рость пря­мой ре­ак­ции будет умень­шать­ся, т. к. ис­ход­ные ве­ще­ства будут рас­хо­до­вать­ся. А ско­рость об­рат­ной ре­ак­ции будет воз­рас­тать, по­то­му что кон­цен­тра­ция ве­ще­ства АВ ис­ход­но­го для об­рат­ной ре­ак­ции будет по­сте­пен­но уве­ли­чи­вать­ся. До каких пор ско­рость пря­мой ре­ак­ции будет умень­шать­ся, а об­рат­ной уве­ли­чи­вать­ся? Это будет до того мо­мен­та, когда ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции ста­нут рав­ны­ми. На­сту­пит хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие. Рис. 1.

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – это со­сто­я­ние ре­ак­ци­он­ной си­сте­мы, в ко­то­ром ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции равны.

II. Константа равновесия

Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция ве­ществ

Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция ве­ществ – это кон­цен­тра­ции ве­ществ в ре­ак­ци­он­ной смеси, на­хо­дя­щих­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия. Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция обо­зна­ча­ет­ся хи­ми­че­ской фор­му­лой ве­ще­ства, за­клю­чен­ной в квад­рат­ные скоб­ки.

На­при­мер, сле­ду­ю­щая за­пись обо­зна­ча­ет, что рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция во­до­ро­да в рав­но­вес­ной си­сте­ме со­став­ля­ет 1 моль/л.

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие (Рис. 2) от­ли­ча­ет­ся от при­выч­но­го для нас по­ня­тия «рав­но­ве­сие». Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – ди­на­ми­че­ское. В си­сте­ме, на­хо­дя­щей­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия, про­ис­хо­дят и пря­мая, и об­рат­ная ре­ак­ции, но их ско­ро­сти равны, и по­это­му кон­цен­тра­ции участ­ву­ю­щих ве­ществ не ме­ня­ют­ся. Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие ха­рак­те­ри­зу­ет­ся кон­стан­той рав­но­ве­сия, рав­ной от­но­ше­нию кон­стант ско­ро­стей пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ций.

Кон­стан­ты ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции – это ско­ро­сти дан­ной ре­ак­ции при кон­цен­тра­ци­ях ис­ход­ных для каж­дой из них ве­ществ в рав­ных еди­ни­цах. Также кон­стан­та рав­но­ве­сия равна от­но­ше­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций про­дук­тов пря­мой ре­ак­ции в сте­пе­нях сте­хио­мет­ри­че­ских ко­эф­фи­ци­ен­тов к про­из­ве­де­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций ре­а­ген­тов.

Если , то в си­сте­ме боль­ше ис­ход­ных ве­ществ. Если , то в си­сте­ме боль­ше про­дук­тов ре­ак­ции.

III. Обратимые и необратимые химические реакции

Если кон­стан­та рав­но­ве­сия зна­чи­тель­но боль­ше 1, такую ре­ак­цию на­зы­ва­ют необ­ра­ти­мой.

Необ­ра­ти­мы­ми на­зы­ва­ют­ся хи­ми­че­ские ре­ак­ции , ко­то­рые про­ис­хо­дят толь­ко в одном на­прав­ле­нии до пол­но­го рас­хо­до­ва­ния од­но­го из ре­а­ген­тов.

На­при­мер, это ре­ак­ция:

Об­ра­ти­мы­ми на­зы­ва­ют­ся хи­ми­че­ские ре­ак­ции , ко­то­рые осу­ществ­ля­ют­ся во вза­им­но про­ти­во­по­лож­ных на­прав­ле­ни­ях при одних и тех же усло­ви­ях.

IV. Факторы, влияющие на смещение равновесия

Если из­ме­нить внеш­ние усло­вия, то со­сто­я­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия на­ру­шит­ся. Сме­ще­ние рав­но­ве­сия в за­ви­си­мо­сти от из­ме­не­ния внеш­них усло­вий в общем виде опре­де­ля­ет­ся

Прин­ци­пом Ле Ша­те­лье: если на си­сте­му, на­хо­дя­щу­ю­ся в рав­но­ве­сии, ока­зы­ва­ют воз­дей­ствие извне путем из­ме­не­ния ка­ко­го-ли­бо из усло­вий, опре­де­ля­ю­щих по­ло­же­ние рав­но­ве­сия, то оно сме­ща­ет­ся в на­прав­ле­нии того про­цес­са, про­те­ка­ние ко­то­ро­го ослаб­ля­ет эф­фект про­из­ве­дён­но­го воз­дей­ствия.

Так, по­вы­ше­ние тем­пе­ра­ту­ры вы­зы­ва­ет сме­ще­ние рав­но­ве­сия в на­прав­ле­нии того из про­цес­сов, те­че­ние ко­то­ро­го со­про­вож­да­ет­ся по­гло­ще­ни­ем тепла, а по­ни­же­ние тем­пе­ра­ту­ры дей­ству­ет в про­ти­во­по­лож­ном на­прав­ле­нии.

Рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся впра­во, если по­вы­си­лись рав­но­вес­ные кон­цен­тра­ции про­дук­тов пря­мой ре­ак­ции. Если по­вы­ша­ют­ся рав­но­вес­ные кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ пря­мой ре­ак­ции, то рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся влево. Какие фак­то­ры можно из­ме­нять, чтобы сме­стить рав­но­ве­сие? Это

До­бав­ле­ние ка­та­ли­за­то­ра и из­ме­не­ние пло­ща­ди ре­ак­ци­он­ной по­верх­но­сти ге­те­ро­ген­ных ре­ак­ций не ока­зы­ва­ют вли­я­ние на сме­ще­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия.

Рассмотрим влияние фак­то­ров на смещение химического равновесия более де­таль­но.

1. Влияние тем­пе­ра­ту­ры

Ре­ак­ция син­те­за ам­ми­а­ка от­но­сит­ся к эк­зо­тер­ми­че­ским ре­ак­ци­ям. При про­хож­де­нии пря­мой ре­ак­ции теп­ло­та вы­де­ля­ет­ся, а при про­хож­де­нии об­рат­ной – по­гло­ща­ет­ся.

Правило: Если уве­ли­чить тем­пе­ра­ту­ру, то, со­глас­но пра­ви­лу Ле Ша­те­лье, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в таком на­прав­ле­нии, чтобы умень­шить это воз­дей­ствие.

В дан­ном слу­чае влево, так как теп­ло­та по­гло­ща­ет­ся. Ре­ак­ция син­те­за ам­ми­а­ка про­во­дит­ся при тем­пе­ра­ту­ре около 500

Если ре­ак­ция эн­до­тер­ми­че­ская, то по­вы­ше­ние тем­пе­ра­ту­ры при­ве­дет к сме­ще­нию рав­но­ве­сия впра­во.

2. Из­ме­не­ние кон­цен­тра­ции ве­ществ

Правило:При уве­ли­че­нии кон­цен­тра­ции ка­ко­го-ли­бо из ве­ществ, участ­ву­ю­щих в рав­но­вес­ной ре­ак­ции, рав­но­ве­сие ре­ак­ции сме­стит­ся в сто­ро­ну его рас­хо­до­ва­ния, а со­от­вет­ствен­но, при умень­ше­нии кон­цен­тра­ции ка­ко­го-ли­бо из ве­ществ – в сто­ро­ну ре­ак­ции его об­ра­зо­ва­ния.

На­при­мер, при уве­ли­че­нии кон­цен­тра­ции азота в ре­ак­ции син­те­за ам­ми­а­ка, рав­но­ве­сие сме­стит­ся впра­во, т. е. в сто­ро­ну рас­хо­до­ва­ния азота. Если же в этой ре­ак­ции уда­лять из ре­ак­ци­он­ной смеси ам­ми­ак, то рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну его об­ра­зо­ва­ния. Сде­лать это можно, на­при­мер, при рас­тво­ре­нии ам­ми­а­ка в воде.

3. Из­ме­не­ние дав­ле­ния

Правило:Из­ме­не­ние дав­ле­ния может ока­зы­вать вли­я­ние толь­ко на ре­ак­ции с уча­сти­ем га­зо­об­раз­ных ве­ществ. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону уменьшения объемов веществ.

Если в ре­ак­ции син­те­за ам­ми­а­ка уве­ли­чить дав­ле­ние, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну умень­ше­ния числа моль газа. Если слева число моль газа боль­ше, чем спра­ва, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну об­ра­зо­ва­ния ам­ми­а­ка.

Если число моль газа оди­на­ко­во и слева и спра­ва, на­при­мер, в ре­ак­ции по­лу­че­ния ок­си­да азота (II),

N₂ +O₂ (3)

то из­ме­не­ние дав­ле­ния не будет ока­зы­вать вли­я­ние на по­ло­же­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия в таких ре­ак­ци­ях. Изу­че­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия имеет боль­шое зна­че­ние, как для тео­ре­ти­че­ских ис­сле­до­ва­ний, так и для ре­ше­ния прак­ти­че­ских задач. Опре­де­ляя по­ло­же­ние рав­но­ве­сия для раз­лич­ных тем­пе­ра­тур и дав­ле­ний, можно вы­брать наи­бо­лее бла­го­при­ят­ные усло­вия про­ве­де­ния хи­ми­че­ско­го про­цес­са. Окон­ча­тель­ный выбор усло­вий тре­бу­ет учета вли­я­ния их и на ско­рость про­цес­са.

V. Примеры решения задач

Задача №1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO₂(г) + O₂(г) = 2SO₃(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO₂]= a, [О₂] = b, [SO₃] = с.Согласно закону действия масс скорости v прямой и обратной реакции до изменения объема:

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO₂] = 3а, [О₂] = 3b; [SO₃] = 3с. При новых концентрациях скорости v’ прямой и обратной реакции:

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO₃.

Задача №2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 о С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

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

Следовательно, скорость реакции νТ₂ при температуре 70 о С больше скорости реакции νТ₁при температуре 30 о С в 16 раз.

Задача № 3. Константа равновесия гомогенной системы: СО(г) + Н₂О(г) = СО₂(г) + Н₂(г)

при 850 о 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 скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К_р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО₂]_р = 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:

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

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО]_р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

Задача № 4. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO _(г) + O_{2 (г)} ↔ 2CO_2(г) составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,32 моль/л, [CO₂] = 0,16 моль/л. Определить константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O₂, если исходная смесь не содержала СО₂.

1). Так как в условии задачи даны равновесные концентрации, то константа равновесия равна 2:

2). Если исходная смесь не содержала СО₂, то на момент химического равновесия в системе образовалось 0,16 моль СО₂.

На образование 0,16 моль СО₂ затрачено:

υ_{исходное} = υ_{прореагировавшее} + υ_{равновесное}

υ_{исходное} (СО)=0,16 +0,2 = 0,36 моль