Состояние химического равновесия существует при строго определенных условиях: концентрации, температуре, давлении . При изменении одного из этих условий равновесие нарушается вследствие неодинакового изменения скоростей прямой и обратной реакций. Переход из одного равновесного состояния в другое называется сдвигом или смещением положения равновесия. Если скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, равновесие смещается вправо. Если скорость прямой реакции становится меньше, чем скорость обратной, то равновесие смещается влево. С течением времени в системе устанавливается новое химическое равновесие, которое характеризуется новым равенством скоростей прямой и обратной реакций и новыми равновесными концентрациями всех веществ в системе.
Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая ослабляет это воздействие.
Применительно к трем основным типам внешнего воздействия – изменению концентрации, давления и температуры – принцип Ле Шателье трактуется следующим образом.
1. При увеличении концентрации одного из исходных (реагирующих) веществ равновесие смещается в направлении той реакции, по которой это вещество расходуется; т.е. в сторону продуктов реакции ; при уменьшении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества, т.е. в сторону исходных веществ. При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону исходных веществ .
2. При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций, но в разной степени. Следовательно, для выяснения влияния температуры на химическое равновесие необходимо знать знак теплового эффекта реакции. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (ΔН > 0, Q < 0), при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции (ΔН < 0, Q > 0,). Так, в экзотермической реакции 2H 2(г) + O 2(г) « 2H 2 O, повышение температуры способствует обратной реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. равновесие сместится в сторону исходных веществ.
3. При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молей газа, т.е. в сторону понижения давления ; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молей газов, т.е. в сторону увеличения давления. Если реакция протекает без изменения числа молей газообразных веществ, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.
2. Экспериментальная часть
2.1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Для наблюдения зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ используем реакцию взаимодействия раствора иодата калия с раствором сульфита натрия в присутствии серной кислоты и крахмала (индикатора на свободный иод). Процесс взаимодействия протекает в несколько стадий. Суммарное уравнение реакции имеет вид
или в ионной форме:
Считая началом реакции момент сливания растворов реагентов, а концом – момент выделения свободного иода (появление синей окраски), можно установить время протекания реакции (τ) и определить относительную скорость реакции как 1/τ. Изменяя концентрацию раствора одного из реагентов, можно установить зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре.
Для выполнения опыта используйте растворы: раствор А (0,002 н раствор иодата калия), раствор Б (0,02 н раствор сульфита натрия, содержащий в 500 мл 0,02 н раствора 50 мл 2 н раствора серной кислоты и 50 мл раствора крахмала). Реакция проводится при постоянной температуре (комнатной), постоянной концентрации иодата калия (раствор А) и переменной концентрации сульфита натрия (раствор Б, таблица 2.1).
Порядок выполнения опыта . Приготовьте, используя мерный цилиндр и химические стаканы, раствор Б пяти различных концентраций согласно таблице 2.1. Для этого в каждый пронумерованный стакан налейте по 10 мл раствора Б и добавьте в каждый из них дистиллированную воду в количествах, указанных в таблице 2.1.
Возьмите 2 пробирки, в одну из них внесите пипеткой 20 капель раствора А, в другую из стакана № 1 – 20 капель раствора Б (первый вариант концентрации). Быстро слейте растворы и одновременно включите секундомер (в процессе опыта пробирку не встряхивайте). В момент появления синего окрашивания выключите секундомер. Данные внесите в таблицу 2.1. Затем, в том же порядке выполните 2, 3, 4 и 5-й варианты опыта. Для каждого варианта рассчитайте относительную скорость процесса (1/τ, с ‑1) и данные внесите в таблицу 2.1.
1. Начертите график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, откладывая по оси абсцисс относительную концентрацию раствора сульфита натрия, по оси ординат – относительную скорость реакции. Объясните, какой вид имеет полученная зависимость?
2. Опишите Ваши наблюдения . Объясните, почему при повышении концентрации сульфита натрия синее окрашивание раствора(признак реакции) происходит быстрее. Как при этом изменяется (увеличивается или уменьшается) скорость исследуемой реакции? С чем это связано?
3. Какой кинетический закон устанавливает зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ? Запишите его выражение для исследуемой реакции. Подтверждает ли полученный результат выполнение этого закона?
4. Сделайте обобщенный вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость физико-химических процессов.
2.2. Зависимость скорости реакции от температуры
Для изучения зависимости скорости реакции от температуры воспользуемся реакцией окисления щавелевой кислоты (H 2 C 2 O 4) перманганатом калия (KMnO 4) в присутствии серной кислоты. Уравнение реакции имеет вид
или в ионной форме
В кислой среде ион восстанавливается в ион Mn 2+ , в результате цвет раствора изменяется: от красно–фиолетового цвета (цвет иона ) до бледно-розового (цвет иона Mn 2+ при большой концентрации) или бесцветного (при малой концентрации). Реакция проводится при постоянной концентрации реагирующих веществ и переменной температуре (таблица 2.2).
Порядок выполнения опыта . Возьмите 8 пробирок и поместите в 4 из них по 20 капель 0,1 н раствора H 2 C 2 O 4 . В остальные 4 пробирки внесите в каждую 20 капель KMnO 4 и 20 капель концентрированной серной кислоты H 2 SO 4 (строго соблюдайте указанную последовательность приготовления растворов). Охладите полученные смеси на воздухе (или под струей холодной воды) до комнатной температуры.
Поместите пробирку с H 2 C 2 O 4 и пробирку со смесью KMnO 4 и H 2 SO 4 в отверстие крышки, которой закрыт химический стакан, заполненный на 2/3 объема подогретой до водой. Контроль температуры осуществляйте с помощью спиртового термометра (пробирки и термометр не должны касаться дна стакана). Выдержите пробирки с растворами в течение 1,5 – 2 мин, затем перелейте содержимое пробирки с подкисленным перманганатом калия в пробирку со щавелевой кислотой, не вынимая последнюю из стакана. Отметьте время по секундомеру с момента смешения растворов до полного их обесцвечивания и данные внесите в таблицу 2.2. Затем в той же последовательности выполните 2 – 4-й варианты опыта при температурах 40°C, 50°C, 60°C. Для каждого варианта рассчитайте относительную скорость реакции (1/τ, с -1) и данные внесите в таблицу 2.2.
При оформлении анализа результатов опыта выполните задания и ответьте на вопросы:
1. Рассчитайте температурный коэффициент в интервалах: 30–40°С (u 40 ° C /u 30 ° C), 40–50°C (u 50 ° C /u 40 ° C), 50–60°C (u 60 ° C /u 50 ° C), вычислите его среднее значение (γ ср). Выполняется ли для исследуемой реакции правило Вант–Гоффа? От каких факторов зависит численное значение γ?
2. Постройте график зависимости скорости реакции от температуры, отложив по оси абсцисс температуру, по оси ординат – относительную скорость. Какой вид имеет полученная зависимость?
3. Опишите Ваши наблюдения . Объясните, почему при увеличении температуры обесцвечивание растворов (признак реакции) происходит быстрее. Как при этом изменяется (увеличивается или уменьшается) скорость исследуемой реакции? Как это связано с изменением числа активных частиц?
4. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на скорость физико-химических процессов.
2.3. Зависимость скорости гетерогенной реакции
от величины поверхности реагирующих веществ
В две пробирки поместите одинаковое количество (по одному полному микрошпателю) мела и мрамора. По возможности одновременно прилейте в пробирки одинаковые объемы (по 2 – 3мл) 10%-го раствора соляной кислоты. Реакция проводится при постоянных концентрациях всех веществ и комнатной температуре. Изменятся лишь природа реагирующих веществ , т.к. мел и мрамор отличаются по структуре.
Наблюдайте выделение газа в обеих пробирках. Отметьте, в какой из пробирок выделение газа закончится быстрее?
При оформлении анализа результатов опыта выполните задания и ответьте на вопросы:
1. Напишите уравнения реакций взаимодействия мела и мрамора с соляной кислотой, учитывая, что мел и мрамор имеют одинаковую химическую формулу CaCO 3.
2. Объясните различие скоростей реакций. Какой фактор в данном случае влияет на увеличение скорости реакции? В каком случае поверхность взаимодействия больше и как это влияет на скорость реакции? Запишите выражение закона действия масс для каждой реакции.
3. Сделайте обобщенный вывод о влиянии величины поверхности реагирующих веществ на скорость гетерогенных физико-химических процессов.
2.4. Влияние концентрации реагирующих веществ
на состояние равновесия
Смещение химического равновесия можно наблюдать на примере реакции взаимодействия хлорного железа (FeCl 3) с роданидом калия (KCNS):
FeCl 3 + 3KCNS « Fe(CNS) 3 + 3KCL
Так как реакция обратима, то при смещении равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ интенсивность красного окрашивания раствора, обусловленного образованием роданида железа Fe(CNS) 3 , будет изменяться. Реакция протекает при постоянной температуре .
Порядок выполнения опыта. Налейте в химический стакан 5 мл 0,01н раствора и добавьте 5 мл 0,01н раствора (или ). Полученный раствор разлейте на 4 пробирки. В первую пробирку добавьте 3 – 5 капель концентрированного раствора , во вторую – 2 – 3 капли концентрированного раствора , в третью поместите немного твердого (или ) и встряхните пробирку несколько раз, чтобы ускорить растворение соли. Сравните интенсивность окраски полученных растворов с цветом раствора в четвертой пробирке (контрольной). Результаты наблюдений запишите в таблице 2.3.
При оформлении анализа результатов опыта выполните задания и ответьте на вопросы:
1. Запишите кинетическое условие равновесия исследуемой реакции.
2. Объясните , почему в первой и второй пробирках происходит усиление, а в третьей – ослабление окраски. Используя ЗДМ, объясните, как изменится скорость, и какой реакции (прямой или обратной) при каждом указанном (таблица 2.3) изменении концентрации веществ? К чему это приводит? В какую сторону смещается равновесие в каждом случае?
3. Сформулируйте принцип Ле Шателье. Подтверждает ли установленное в ходе опыта изменение скоростей реакций и смещение равновесия принцип Ле Шателье?
4. Запишите выражение константы равновесия (К С) для данной равновесной системы. Зависит ли численное значение константы равновесия от концентрации реагирующих веществ?
5. Сделайте общий вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия.
2.5. Влияние температуры на состояние равновесия
При взаимодействии иода с крахмалом образуется вещество сложного состава – иодокрахмал, синего цвета. Реакцию можно представить схемой
иод + крахмал « иодокрахмал (∆H < 0).
Порядок выполнения опыта. В пробирку налейте 4 – 5 мл раствора крахмала и добавьте несколько капель 0,1 н раствора I 2 до появления синего окрашивания. Разделите содержимое пробирки на две. Нагрейте одну пробирку с раствором, поместив ее в стакан с горячей водой. Затем охладите ее до комнатной температуры (под проточной водой), наблюдая в обоих случаях за изменением окраски растворов и сравнивая её с контрольной.
При оформлении анализа результатов опыта ответьте на вопросы:
1. Объясните , почему и как (усиление или ослабление) при повышении или понижении температуры происходит изменение окраски. Почему, при повышении температуры в большей степени (результат опыта) увеличивается скорость обратной реакции, а при понижении температуры – увеличивается скорость прямой реакции? Объясните, как это связано с энергией активации и тепловым эффектом реакции. В какую сторону смещается равновесие при изменении температуры?
2. Подтверждают ли полученные в ходе опыта результаты принцип Ле Шателье?
3. Как изменится численное значение константы равновесия данной реакции при повышении температуры? Ответ необходимо обосновать.
4. Сделайте общий вывод о влиянии температуры на положение химического равновесия обратимой реакции.
1. Запишите выражение ЗДМ для реакций:
а) 2NO (г) + О 2(г) = 2NO 2(г) ;
б) CaO (кр) + CO 2(г) = CaCO 3(кр) .
Гомогенными или гетерогенными они являются? Как изменятся скорости реакций при уменьшении реакционных объемов в 3 раза? Ответ подтвердите расчетами. Каков физический смысл константы скорости реакции и от каких факторов зависит ее численное значение?
2. При повышении температуры от 298 до 318 К скорость реакции возросла в 9 раз. Вычислите энергию активации (Е а) и температурный коэффициент (g). От каких факторов зависят их численные значения и каков физический смысл этих величин?
3. Запишите выражение и вычислите константу равновесия реакции
H 2(г) + J 2(г ↔ 2HJ (г) + Q
при температуре 716 С, если известно, что константа скорости образования иодоводорода при этой температуре равна 1,6 10 -2 , а константа скорости его термического разложения равна 3 10 -4 .Эндо- или экзотермической является данная реакция? Какие вещества преобладают в системе в состоянии равновесия? Как повлияет понижение давления, температуры, введение в систему катализатора на смещение равновесия и численное значение константы равновесия данной реакции?
Литература
1. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк., 2000.
2. Фролов, В. В. Химия / В. В. Фролов. – М. : Высш. шк., 1986.
3. Забелина, И. А. Методическое пособие для самостоятельной подготовки к лабораторным работам по курсу «Химия». В 2 ч. Ч. 1 / И. А. Забелина, Л. В. Ясюкевич. – Минск: БГУИР, 1998.
4. Задачи и упражнения по общей химии / под ред. Н. В. Коровина. – М. : Высш. шк., 2006.
ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ, ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Цель работы: на конкретных примерах изучить электрохимические процессы, протекающие на границе металл–электролит и в гальванических элементах.
1. Теоретическая часть
Электрохимия имеет важное практическое значение для многих областей науки и техники. Исключительно велика роль электрохимических процессов и явлений в технологии изготовления и эксплуатации радиоэлектронных приборов и систем (электросинтез, электрохимическое травление, оксидирование, получение тонких пленок декоративного и специального назначения, антикоррозионные покрытия, создание контактов и др.).
Процессы прямого превращения химической энергии в электрическую или электрической в химическую называются электрохимическими процессами.
Электрохимические системы , в которых химическая энергия превращается в электрическую, называются гальваническими элементами .
В основе электрохимических процессов лежат гетерогенные окислительно-восстановительные реакции , протекающие на границе раздела фаз: электрод – раствор (расплав) электролита.
Скорость электрохимических процессов зависит как от природы электролита, его концентрации, величины рН (для водных растворов электролитов), внешних условий (T , P ), наличия катализатора, так и от природы электродов , которая численно характеризуется величиной электродного потенциала.
Анри Ле Шателье сформулировал принцип, ныне носящий его имя.
Суть принципа: система, находящаяся в состоянии устойчивого химического равновесия, при внешнем воздействии (изменении температуры, давления, концентрации реагирующих веществ и т. п.) стремится вернуться в состояние равновесия, компенсируя оказанное воздействие.
Равновесие будет смещаться до тех пор, пока не наступит новое положение равновесия, которое соответствует новым условиям.
Неоднократно высказывались гипотезы, что принцип Ла Шателье :
- можно рассматривать как вид обратной связи (есть воздействие на систему, и есть её отклик);
- возможно применять не только в области химических реакций, но и в психологии, социологии, экологии и т.п.
На существование отрицательных обратных связей в неживой Природе, вероятно, первым указал Анри Луи Ле-Шателье (1850-1936) - французский ученый в области физической химии и металлов. В 1884 году он сформулировал общий закон смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов, получивший наименование принципа Ле-Шателье. В физико-химических науках существует закон равновесия, сформулированный А. Л. Ле-Шателье. Он говорит о том, что системы, находящиеся в определённом равновесии, обнаруживают тенденцию сохранять его, оказывают внутреннее противодействие силам, его изменяющим. Например, пусть в сосуде находятся в равновесии вода и лёд при О С и нормальном давлении атмосферы. Если сосуд нагревать, то часть льда тает, поглощая теплоту и продолжая таким образом поддерживать прежнюю температуру смеси. Если увеличивать внешнее давление, то часть льда опять-таки превращается в воду, занимающую меньше объёма, что ослабляет повышающееся давление.
Другие жидкости в противоположность воде при замерзании не увеличиваются в объёме, а уменьшаются; они при тех же условиях смеси, при повышающем давлении проявляют обратное изменение: часть жидкости замерзает; давление, очевидно, так же ослабляется этим, как и в предыдущем случае. К растворам, химическим реакциям, движениям тел принцип Ле-Шателье применяется на каждом шагу, позволяя в самых различных случаях предвидеть системные изменения.
Но тот же закон, как показывают многие наблюдения, применим и к находящимся в равновесии системам биологическим, психическим, социальным. Например, человеческое тело на внешнее охлаждение отвечает тем, что усиливает внутренние окислительные и иные процессы, вырабатывающие его теплоту; на перегревание - тем, что повышает процессы испарения, отнимающие теплоту. Нормальная психика, когда в силу внешних условий для неё уменьшается количество ощущений, например когда человек попадает в тюрьму, как бы возмещает этот недостаток, усиливая работу фантазии, а также развивая внимание к мелочам; напротив, при перегрузке впечатлениями понижается внимание, направленное на частности, ослабевает деятельность фантазии и т. п.
Ясно, что вопрос о всеобщности закона Ле-Шателье не может быть поставлен и систематически исследован никакой из специальных наук: физикохимии нет дела до психических систем, биологии - до неорганических, психологии - до материальных. Но с общеорганизационной точки зрения вопрос, очевидно, не только вполне возможен, а совершенно неизбежен.
Богданов А.А. , Тектология: Всеобщая организационная наука в 2-х книгах, Книга 1, М., Экономика, 1989 г., с. 139.
Французский физико-химик А. Л. Ле Шателье (1850-1936) в 1884 г. вывел, а немецкий физик Ф. Браун (1850-1918) в 1887 г. обосновал общий принцип смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов. Вот одна из его формулировок: «Если па систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо...(ЕСТЕСТВОЗНАНИЕ)
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
Состояние химического равновесия при изменении условий (температуры, давления или концентрации) может сместиться либо в сторону образования продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Влияние, оказываемое на равновесную систему каким-либо внешним воздействием, можно предсказать, пользуясь принципом...Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
Важнейшие из условий, при которых химическая реакция протекает самопроизвольно или в которых ее проводят, - это концентрации реагентов и продуктов, температура и давление. Изменение любого из этих условий приводит к нарушению равенства скоростей прямой и обратной реакций, вследствие чего меняются концентрации...(НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ)
Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
Большинство реакций могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях. Такие реакции называются обратимыми. Например, процесс получения иодоводорода может быть представлен следующим уравнением: Выражение закона действия масс для обеих реакций будет иметь вид: где kx ...(ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ)
Принцип Ле Шателье - Брауна.
С условиями стабильности тесно связано положение, которое часто называют принципом наименьшего принуждения или принципом Ле Шателье - Брауна. Этот принцип в свое время был предложен А. Ле Шателье (1884 г.) и К. Брауном (1887 г.). Простейшая формулировка принципа выглядит так: система, находящаяся в равновесии,...(ТЕРМОДИНАМИКА. ЧАСТЬ 2)
Реакции, которые протекают в одном направлении и идут до конца, называются необратимыми. Их не так много. Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направлениях и не идут до конца. Например, реакция J 2 + H 2 D 2HJ при 350°С является типичной обратимой реакцией. В этом случае устанавливается подвижное химическое равновесие и скорости прямого процесса и обратного делаются равными.
Химическое равновесие – такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.
Химическое равновесие называют динамическим равновесием. При равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не заметно.
Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями. Обычно их обозначают при помощи квадратных скобок, например, , , .
Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константной химического равновесия. Для реакции в общем виде: mA + nB = pC + qD
Константа химического равновесия имеет вид:
Она зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации. Константа равновесия показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции, если концентрации каждого из реагирующих веществ равна 1 моль/л. В этом физический смысл К.
Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию одной из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.
Следует отметить, что все катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции и поэтому на смещение равновесия влияние не оказывают, а только способствуют более быстрому его достижению.
Примеры решения задач
Пример 1.
Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции, зная, что с повышением температуры на 70 °С скорость возрастает в 128 раз.
Решение:
Для расчета используем правило Вант-Гоффа:
Ответ: 2
Пример 2.
При какой температуре закончится некоторая реакция за 0,5 мин, если при 70°С она заканчивается за 40 мин? Температурный коэффициент реакции равен 2,3.
Решение:
Для расчета используем правило Вант-Гоффа. Находим t 2:
Ответ: 122,6 0 С
Пример 3.
Во сколько раз изменится скорость прямой реакции N 2 (г)+3Н 2 (г)=NH 3 (г), если давление в системе увеличить в 2 раза?
Решение:
Увеличение давления в системе в 2 раза равносильно уменьшению объема системы в 2 раза. При этом концентрации реагирующих веществ возрастут в 2 раза. Согласно закону действия масс, начальная скорость реакции равна V н = k·· 3 .
После увеличения давления в 2 раза концентрации азота и водорода увеличатся в 2 раза, и скорость реакции станет равна V к = k·2·2 3 3 = k·32· 3 . Отношение V к /V н показывает, как изменится скорость реакции после изменения давления. Следовательно, V к /V н = k·32· 3 /(k·· 3) = 32.
Ответ: скорость реакции увеличится в 32 раза.
Пример 4.
Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению РС1 5 (г) ↔ РС1 3 (г) + С1 2 (г) ; ∆Н = +92,59 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - разложения РС1 5 ?
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 по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая ( H > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру: б) так как в данной системе разложение РС1 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС1 5 , так и уменьшением концентрации РС1 3 или Сl 2 .
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.
1. Влияние концентраций.
Повышение концентрации одного из реагирующих веществ смещает равновесие реакции в сторону расходования вещества.
Понижение концентрации – в сторону образования вещества.
2. 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).
3. Влияние давления.
Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема и, наоборот, понижение давления – в сторону реакции, идущей с увеличением объема.
3.1. Примеры решения задач.
Пример 1. Как изменится скорость реакции, протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?
2NO(г.)+О 2 (г.)= 2NO 2
Решение: увеличить давление в 4 раза означает увеличит и концентрацию газов во столько же раз.
Определяем скорость реакции до повышения давления.
V 1 = K*C 2 NO *CO 2
Определяем скорость реакции после повышения давления.
V 2 = K*(4C NO) 2 * (4CO 2) = 64 K*C 2 NO *CO 2
Определяем во сколько раз возросла скорость реакции
V2 = 64 *K*C 2 NO *CO 2 = 64
V1 K*C 2 NO*CO 2
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 Vт 2 =Vт 1 *γ T 2 -T 1 /10
По условию задачи требуется определить V т 2
Подставим данные в формулу:
V т 2 =γ T 2 - T 1 /10 =3 (50-20)/10 = 3 3 = 27
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 N 2 + ЗН 2 == 2NН 3 равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): C N 2 = 2,5; C H 2 = 1,8; C NH 3 = 3,6. Paсчитайте константу равновесия этой реакции и концентрации азота и водорода.
Решение: определяем константу равновесия этой реакции:
K* C = C 2 NH 3 = (3,6) 2 = 0,89
C N 2 *C 3 H 3 2,5*(1,8) 3
Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование двух молей NH 3 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:
C исхN 2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л
На образование двух молей NH3необходимо израсходовать 3 моля водорода, а доля получения 3,6 моля аммиака требуется
3*3,6/2 = 5,4 моля.
C исхН 2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л
Ответ: C N 2 = 4,3
Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы
СО (г) + Н 2 O (г) ==СО 2 (г) + Н 2 (г)
при 850 0 С равна 1. Вычислите, концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: исх = 3 моль/л, 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:
V пр = K 1 ;
V обр = K 2 ;
K равн = K 1 =
K 2
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение K равн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации 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 Н 2 О расходуется для образования по х молей СО 2 , и Н 2 . Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут:
Равн =[Н 2 ] равн = х моль/л,
Равн = (3 - х) моль/л,
[Н 2 O] равн = (2 - х) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и исходные концентрации всех веществ:
1 = х 2
х 2 = 6 - 2х – 3х + х 2 ; 5х = 6, х = 1,2 моль/л
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
Равн = 1,2 моль/л.
[Н 2 ] равн = 1,2 моль/л.
Равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л.
[Н 2 О] равн = 2 - 1,2 = 0,8 моль/л.
Пример 5. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:
РСl 5 (г) == PCl 3 (г) + Сl 2 (г); ΔН = + 129,7 кДж.
Как надо изменить: а) температуру, б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - разложения РСl 5 ?
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 РС1 5 эндотермическая (ΔН > 0), то для смешения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; 6) так как в данной системе разложение РСl 5 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 РСl 5 , так и уменьшением концентрации PCl 3 или Cl 2 .
