Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

Химическим равновесием называют состояние системы, подчиняющееся следующим закономерностям:

1) динамический характер: υ_{прямой реакции} = υ_{обратной реакции};

2) подвижность - самопроизвольное восстановление после прекращения внешнего воздействия (согласно принципу Ле-Шателье);

3) энергия Гиббса ΔG^° = 0, энергия Гельмгольца ΔF^° = 0, т. е. система не совершает полезной работы.

Константа равновесия  – математическое выражение закона дейст-вующих масс для химического равновесия: при постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реак-ции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произве-дению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам есть величина постоянная.

Для реакции aA + bB ⇄ cC + dD исходными веществами (реагентами) являются А и В, а продуктами реакции – С и D.

Выражение константы равновесия можно записывать через концентрацию растворов или газов:           

                         К_с=  (при Т = const)                   

А также можно пользоваться парциальным давлением газов:           

                           К_р=  (при Т = const)                    

К_с и К_р связаны выражением К_р = К_с ,                      

где R - универсальная газовая постоянная, Т – температура, Δν – изменение количества вещества в ходе реакции; в рассматриваемом примере Δν = (c + d) - (a + b).

 

В выражение для константы равновесия входят только равновесные концентрации веществ.

Связь между К_р и энергией Гиббса выражается формулой:

D G° = - RT × lnK_p = -2,3RT × lgK_p,

отсюда   .

Если реакция гетерогенная, то концентрации (активности) твердых веществ и чистых жидкостей в выражение для К_с (К_р) не подставляют. Площадь поверхности раздела фаз также не учитывается, так как прямая и обратная реакции идут на одной поверхности.

Константа равновесия – функция состояния, зависящая лишь от температуры и не зависящая от концентрации (давления) веществ или объема системы.

При значении К_с(К_р) > 1 процесс протекает в прямом направлении, при К_с(К_р) < 1 – в обратном. Если К_с(К_р) > 10⁴, процесс считается практически необратимым, К_с(К_р) < 10^-4 – практически невозможным.

Принцип Ле-Шателье : если на систему в состоянии равновесия производить внешнее воздействие (изменять температуру, давление, концентрацию), то внутри системы возникнут процессы, противодействующие произведенному воздействию.

● Температура . - Изменение температуры смещает равновесие обратимой реакции следующим образом:

а) повышение (нагревание) смещает равновесие в сторону эндотермической реакции:

(↑Т): А ⇄ В (ΔH < 0) влево, К_с уменьшается;

     В ⇄ А (ΔH > 0) вправо, К_с увеличивается;

б) понижение (охлаждение) смещает равновесие в сторону экзотермической реакции:

(↓Т): А ⇄ В (ΔH < 0) вправо, К_с увеличивается;

   В ⇄ А (ΔH > 0) влево, К_с уменьшается.

 

● Давление . - Изменение в системе, включающей газообразные реагенты или продукты, компенсируется следующим образом:

а) повышение давления (сжатие) смещает равновесие в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего числа молей продуктов:

(↑р): 2А_(г) ⇄ В_(г) ν(А) > ν(В) вправо К_с, К_р= const;

   В_(г) ⇄ 2А_(г) ν(А) > ν(В) влево К_с, К_р= const;

  А_(г) ⇄ В_(г) ν(А) = ν(В) равновесие не смещается К_с, К_р= const.

б) снижение давления (расширение) смещает равновесие в сторону реакции, приводящей к образованию большего числа молей продуктов:

(↓р): 2А_(г) ⇄ В_(г) ν(А) > ν(В) влево К_с, К_р= const;

      В_(г) ⇄ 2А_(г) ν(А) > ν(В) вправо К_с, К_р= const;

         А_(г) ⇄ В_(г) ν(А) = ν(В) равновесие не смещается К_с, К_р= const.

 

● Объем системы . - Изменение объема системы приводит к противоположным сдвигам, чем в случае с давлением, т. к. величины объема и давления обратно пропорциональны друг другу.

● Концентрация (парциальное давление). - Изменение концентраций (парциальных давлений) веществ также нарушает равновесие в системе:

а) увеличение концентрации (парциального давления) реагентов или снижение концентрации (парциального давления) продуктов ускоряет прямую реакцию;

б) снижение концентрации (парциального давления) реагентов или увеличение концентрации (парциального давления) продуктов ускоряет обратную реакцию.

На смещение гетерогенного равновесия не влияют изменения параметров твердых веществ.

Образцы решения задач

Задача 1. Начальные концентрации азота и водорода в системе                                N_2(г) + 3H_2(г) ⇄ 2NH_3(г) равны соответственно 1 моль/л и 0,8 моль/л. Равновесие в системе установилось при концентрации аммиака, равной 0,2 моль/л. Рассчитайте величину константы равновесия.

Решение: Запишем выражение для константы равновесия данной системы:                      

Зная, что равновесная концентрация аммиака [NH₃] = 0,2 моль/л и принимая концентрацию аммиака (продукта реакции) в начальный момент времени равной 0, найдем изменение его концентрации: равновесная концентрация продуктов реакции: [прод] = С_нач + DС (т.к. их концентрация в ходе реакции увеличивается), отсюда DС(NH₃) = [NH₃] = 0,2 моль/л.

Исходя из соотношений коэффициентов в уравнении реакции, найдем изменение концентраций остальных веществ:

 

DС(N₂) = ½×DС(NH₃) = 0,1 моль/л;

DС(H₂) = 3/2×D[NH₃] = 3×D[N₂] = 0,3 моль/л.

 

Найдем равновесные концентрации азота и водорода:

для исходных веществ [исх] =С_нач. – DС, так как их концентрации в ходе реакции уменьшаются.

 

[N₂] = С_нач.(N₂)_. – DС(N₂) = 1 моль/л – 0,1 моль/л = 0,9 моль/л.

[Н₂] = С_нач.(H₂) – DС(H₂) = 0,8 моль/л – 0,3 моль/л = 0,5 моль/л.

 

 

Рассчитаем значение константы равновесия:

.

Исходные данные можно оформлять в виде таблицы, и поиск недостающих концентраций вести устно:

Ур‑е реакции	N2 + 3H2 → 2NH3
Снач, моль/л	1	0,8	0
DС, моль/л	0,1	0,3	0,2
Срав, моль/л	0,9	0,5	0,2

Задача 2 . Рассчитайте равновесные концентрации веществ в системе

А + В ⇄ С + Д (все вещества – газы), если начальные концентрации А и В были равны соответственно 1 моль/л и 5 моль/л, а константа равновесия равна 1.

Решение: Пусть к моменту наступления равновесия прореагировало х моль/л вещества А. По уравнению реакции видно, что DС_А = DС_В = DС_С = DС_Д = х моль/л. Тогда равновесные концентрации исходных веществ будут равны:

[А] = С_нач.(А) - DС_А = (1-х) моль/л,  

[В] = С_нач.(В) - DС_В = (5-х) моль/л,

а равновесные концентрации продуктов реакции -

[С] = DС_С = х моль/л, 

[Д] = DС_Д = х моль/л.

 

Запишем выражение для константы равновесия и подставим в нее значения равновесных концентраций:

, х = 0,83.

 

Отсюда [А] = 0,17 моль/л, [В] = 4,17 моль/л, [С] = [Д] = 0,83 моль/л.

 

Задача 3 . Куда сместится равновесие в системе

3А_(г) + 2В_(т) ⇄ 2С_(г) + 2D_(г), DН>0,

если: а) увеличить концентрацию вещества А; б) увеличить концентрацию вещества С; в) повысить давление в системе; г) уменьшить объем системы; д) повысить температуру; е) ввести катализатор? Как в этих случаях изменится величина константы равновесия?

Решение: Смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье.

а) Если ввести в равновесную систему дополнительное количество исходного вещества, равновесие сместится в сторону прямой реакции, т.е. вправо. Константа равновесия не изменится, так как она не зависит от концентраций, а только от температуры и природы реагирующих веществ.

 

б) Если увеличить концентрацию продукта реакции, равновесие сместится в сторону обратной реакции (влево). К_рав. не изменится.

 

в) При повышении давления в системе равновесие смещается в сторону образования тех веществ, которые занимают меньший объем; в данном случае исходные вещества занимают 3 объема (учитываются только газообразные вещества!), а продукты – 4 объема, следовательно, равновесие сместится влево. К_рав. не изменится.

 

г) При уменьшении объема в системе повышается давление, и равновесие смещается влево. К_рав. не изменяется.

 

д) Так как прямая реакция сопровождается поглощением теплоты
(DН > 0), то при повышении температуры равновесие сместится в сторону прямой реакции. К_рав. для эндотермических реакций при повышении температуры увеличивается.

 

е) Катализатор ускоряет не только прямую, но и обратную реакции, поэтому его введение не влияет на смещение химического равновесия. К_рав. также не изменяется.

Задание 7 по теме «Химическое равновесие»