Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Химическое равновесие. Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты

Читайте также:
  1. Лекция 4. Рынок и рыночное равновесие
  2. Лекция №9: Химическая кинетика и химическое равновесие.
  3. Общее равновесие в экономике и его математическая интерпретация
  4. Потери эффективности, связанные с существованием монополии. Общее равновесие и налоги
  5. Равновесие
  6. Равновесие в водных растворах гидролизующихся солей. Расчет рН.
  7. Равновесие в двухсекторной модели

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

Кс= ([C]cp×[D]dp) / ([A]ap×[B]bp) ,(2)

где [C]p, [D]p, [A]p, [B]p - равновесные концентрации веществ; a, b, c и d - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; Кс - 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 Pi веществ в состоянии равновесия:

Кр = (PcC×PdD) / (PaA×PbB).

 

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

Кс= [C]p / ([A]p×[B]2p) Þ

Кс = 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



Кс= [HJ]2p / ([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

Кс= ([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

Загрузка...

 

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:

Кс=[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.

 


Дата добавления: 2015-07-08; просмотров: 173 | Нарушение авторских прав


Читайте в этой же книге: Эквивалент. Закон эквивалентов | СОСТАВ РАСТВОРОВ | Смешение растворов | Классификация окислительно-восстановительных реакций | Составление уравнений ОВР методом полуреакций | Уравнение Нернста. ЭДС реакции | Химическая кинетика | Химическое равновесие | Элементы химической термодинамики | Процессы, для которых DS > 0 |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Влияние температуры| Необратимые реакции

mybiblioteka.su - 2015-2018 год. (0.009 сек.)