Зависимость константы равновесия от различных факторов. Химическое равновесие

Вернемся к процессу производства аммиака, выражающемуся уравнением:

N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г)

Находясь в закрытом объеме, азот и водород соединяются и образуют аммиак. До каких пор будет протекать этот процесс? Логично предположить, что до тех пор, пока какой-либо из реагентов не закончится. Однако, в реальной жизни это не совсем так. Дело в том, что через некоторое время после того, как началась реакция, образовавшийся аммиак станет разлагаться на азот и водород, т.е., начнется обратная реакция:

2NH 3 (г) → N 2 (г) + 3H 2 (г)

Фактически в закрытом объеме будут протекать сразу две, прямо противоположные друг другу, реакции. Поэтому, данный процесс записывается таким уравнением:

N 2 (г) + 3H 2 (г) ↔ 2NH 3 (г)

Двойная стрелка указывает на то, что реакция идет в двух направлениях. Реакция соединения азота и водорода называется прямой реакцией . Реакция разложения аммиака - обратной реакцией .

В самом начале процесса скорость прямой реакции очень велика. Но с течением времени концентрации реагентов уменьшаются, а количество аммиака возрастает - как следствие скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной - возрастает. Наступает время, когда скорости прямой и обратной реакций сравниваются - наступает химическое равновесие или динамическое равновесие. При равновесии протекает как прямая, так и обратная реакции, но их скорости одинаковы, поэтому изменений не заметно.

Константа равновесия

Разные реакции протекают по-разному. В одних реакциях до момента наступления равновесия образуется довольно большое количество продуктов реакции; в других - гораздо меньше. Т.о., можно сказать, что конкретное уравнение имеет свою константу равновесия. Зная константу равновесия реакции, можно определить относительное количество реагентов и продуктов реакции, при котором наступает химическое равновесие.

Пусть некоторая реакция описывается уравнением: aA + bB = cC + dD

  • a, b, c, d - коэффициенты уравнения реакции;
  • A, B, C, D - химические формулы веществ.

Константа равновесия:

[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b

Квадратные скобки показывают, что в формуле участвуют молярные концентрации веществ.

О чем говорит константа равновесия?

Для синтеза аммиака при комнатной температуре К=3,5·10 8 . Это довольно большое число, свидетельствующее о том, что химическое равновесие наступит когда концентрация аммиака будет намного больше оставшихся исходных веществ.

При реальном производстве аммиака задача технолога состоит в том, чтобы получить как можно бОльший коэффициент равновесия, т.е., чтобы прямая реакция прошла до конца. Каким образом этого можно добиться?

Принцип Ле Шателье

Принцип Ле Шателье гласит:

Как это понять? Все очень просто. Нарушить равновесие можно тремя способами:

  • изменив концентрацию вещества;
  • изменив температуру;
  • изменив давление.

Когда реакция синтеза аммиака находится в равновесии, то это можно изобразить так (реакция экзотермическая):

N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г) + Теплота

Меняем концентрацию

Введем дополнительное количество азота в сбалансированную систему. При этом баланс нарушится:


Прямая реакция начнет протекать быстрее, поскольку количество азота увеличилось и он вступает в реакцию в большем количестве. Через некоторое время снова наступит химическое равновесие, но при этом концентрация азота будет больше, чем концентрация водрода:


Но, осуществить "перекос" системы в левую часть можно и другим способом - "облегчив" правую часть, например, отводить аммиак из системы по мере его образования. Т.о., снова будет преобладать прямая реакция образования аммиака.

Меняем температуру

Правую сторону наших "весов" можно изменять путем изменения температуры. Для того, чтобы левая часть "перевесила", необходимо "облегчить" правую часть - уменьшить температуру:


Меняем давление

Нарушить равновесие в системе при помощи давления можно только в реакциях с газами. Увеличить давление можно двумя способами:

  • уменьшением объема системы;
  • введением инертного газа.

При увеличении давления количество столкновений молекул возрастает. При этом повышается концентрация газов в системе и изменяются скорости прямой и обратной реакций - равновесие нарушается. Чтобы восстановить равновесие система "пытается" уменьшить давление.

Во время синтеза аммиака из 4-х молекул азота и водорода образуется две молекулы аммиака. В итоге количество молекул газов уменьшается - давление падает. Как следствие, чтобы придти к равновесию после увеличения давления, скорость прямой реакции возрастает.

Подведем итог. Согласно принципу Ле Шателье увеличить производство аммиака можно:

  • увеличивая концентрацию реагентов;
  • уменьшая концентрацию продуктов реакции;
  • уменьшая температуру реакции;
  • увеличивая давление при котором происходит реакция.

ГОУ ВПО «Уральский государственный технический университет - УПИ»

Определение констант равновесия химических

реакций и расчет химического равновесия

по курсу физической химии

для студентов дневной формы обучения

Екатеринбург 2007

УДК 544(076)С79

Составитель

Научный редактор, к. х.н., доцент

Определение констант равновесия химических реакций и расчет химического равновесия: методические указания для лабораторной работы № 4 по курсу физической химии / сост. - Екатеринбург: ГОУ ВПО УГТУ-УПИ, 20с.

Методические указания предназначены для дополнительной углубленной проработки материала по химическому равновесию в рамках расчетно-аналитической лабораторной работы. Содержат 15 вариантов индивидуальных заданий, что способствует выполнению поставленной цели.

Библиогр.: 5 назв. Рис. Табл.

© ГОУ ВПО «Уральский государственный

технический университет – УПИ», 2007

Введение

Данная работа, хотя и проводится в рамках лабораторного практикума, относится к расчетно-аналитическим и заключается в освоении теоретического материала и решении ряда задач по теме курса физической химии «Химическое равновесие».

Необходимость ее проведения вызвана сложностью данной темы с одной стороны и недостаточным количеством учебного времени отводимого на ее проработку с другой.

Основная часть темы «Химическое равновесие»: вывод закона химического равновесия, рассмотрение уравнения изобары и изотермы химической реакции и т. д. излагается в лекциях и изучается на практических занятиях (поэтому в данной работе этот материал не приведен). В этом пособии подробно рассмотрен раздел темы, касающийся экспериментального определения констант равновесия и определения равновесного состава системы с протекающей в ней химической реакцией.

Итак, выполнение студентами данной работы позволит решить следующие задачи:

1) познакомиться с методами определения и вычисления констант равновесия химических реакций;

2) научиться рассчитывать равновесный состав смеси, исходя из самых различных экспериментальных данных.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ СВЕДЕНИЯ О СПОСОБАХ

ОПРЕДЕЛЕНИЯ КОНСТАНТ РАВНОВЕСИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Остановимся кратко на основных понятиях, используемых далее. Константой равновесия химической реакции называется величина

https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29">- стандартная мольная энергия Гиббса реакции r .

Уравнение (1) – определительное уравнение для константы равновесия химической реакции. Нужно отметить, что константа равновесия химической реакции является безразмерной величиной.

Закон химического равновесия записывается следующим образом

, (2)

где https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- активность k - участника реакции; - размерность активности; стехиометрический коэффициент k - участника реакции r .

Экспериментальное определение констант равновесия – достаточно трудная задача. Прежде всего, необходимо быть уверенным, что при данной температуре равновесие достигнуто, т. е. состав реакционной смеси соответствует равновесному состоянию – состоянию с минимумом энергии Гиббса, нулевым сродством реакции и равенством скоростей прямой и обратной реакций. При равновесии будут постоянными давление, температура и состав реакционной смеси.

На первый взгляд кажется, что состав равновесной смеси можно определить, используя методы количественного анализа с характерными химическими реакциями. Однако введение постороннего реагента, который связывает один из компонентов химического процесса, смещает (т. е. изменяет) состояние равновесия системы. Этот метод можно использовать только в случае, если скорость реакции достаточно мала. Именно поэтому очень часто при изучении равновесия используют также различные физические методы для определения состава системы.

1.1 Химические методы

Различают статические химические методы и динамические химические методы. Рассмотрим конкретные примеры, приведенные в .

1.1.1 Статические методы.

Статические методы заключаются в том, что реакционная смесь помещается в реактор при постоянной температуре и затем по достижении равновесия определяется состав системы. Исследуемая реакция должна быть достаточно медленной, чтобы введение постороннего реактива практически не нарушало состояния равновесия. Чтобы замедлить процесс, можно достаточно быстро охладить реакционную колбу. Классическим примером подобного исследования является реакция между йодом и водородом

H2(г) + I2(г) = 2HI (г) (3)

Лемойн помещал в стеклянные баллоны либо смесь йода с водородом, либо йодистый водород. При 200 оС реакция практически не идет; при 265 оС продолжительность установления равновесия составляет несколько месяцев; при 350 оС равновесие устанавливается в течение нескольких дней; при 440 оС - в течение нескольких часов. В этой связи для исследования этого процесса был выбран температурный интервал 300 – 400 оС. Анализ системы проводился следующим образом. Реакционный баллон быстро охлаждался опусканием в воду, затем открывался кран и йодистый водород растворялся в воде. Титрованием определялось количество йодоводородной кислоты. При каждой температуре эксперимент проводился до тех пор, пока концентрация не достигнет постоянного значения, что свидетельствует об установлении в системе химического равновесия.

1.1.2 Динамические методы.

Динамические методы состоят в том, что газовая смесь непрерывно циркулирует, затем ее быстро охлаждают для последующего анализа. Эти методы наиболее хорошо применимы для достаточно быстрых реакций. Ускоряют реакции, как правило, либо осуществляя их при повышенных температурах, либо вводя в систему катализатор. Динамический метод применялся, в частности, при анализе следующих газовых реакций:

2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)

2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)

2SO2 + O2 ⇄ 2SO

3H2 + N2 ⇄ 2NH

1.2 Физические методы

Эти методы основаны, главным образом, на измерение давления или плотности массы реакционной смеси, хотя можно использовать и другие свойства системы.

1.2.1 Измерение давления

Каждая реакция, которая сопровождается изменением числа молей газообразных реагентов, сопровождается изменением давления при постоянном объеме. Если газы близки к идеальным, то давление прямо пропорционально общему числу молей газообразных реагентов.

В качестве иллюстрации рассмотрим следующую газовую реакцию, записанную из расчета на одну молекулу исходного вещества

Число молей

в начальный момент 0 0

при равновесии

где https://pandia.ru/text/78/005/images/image016_35.gif" width="245" height="25 src=">, (9)

где https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif" width="20" height="21 src=">.gif" width="91" height="31">.

Между этими давлениями имеются соотношения:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image022_24.gif" width="132" height="52 src=">. (11)

https://pandia.ru/text/78/005/images/image024_21.gif" width="108" height="52 src="> . (13)

Константа равновесия, выраженная в p-шкале, будет иметь вид

. (14)

Следовательно, измерив равновесное давление, по формуле (13) можно определить степень диссоциации, а затем по формуле (14) рассчитать и константу равновесия.

1.2.2 Измерение плотности массы

Каждая реакция, которая сопровождается изменением числа молей газообразных участников процесса, характеризуется изменением плотности массы при постоянном давлении.

Например, для реакции (8) справедливо

, (15)

где https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19">- объем системы в состоянии равновесия. Как правило в реальных экспериментах измеряют не объем, а плотность массы системы, которая обратно пропорциональна объему..gif" width="37 height=21" height="21"> - плотность массы системы в начальный момент и в момент равновесия, соответственно. Измеряя плотность массы системы, можно по формуле (16) вычислить степень диссоциации, а затем и константу равновесия.

1.2.3 Прямое измерение парциального давления

Наиболее прямым способом определения константы равновесия химической реакции является измерение парциальных давлений каждого участника процесса. В общем случае этот метод весьма сложно применить на практике, чаще всего его используют только при анализе газовых смесей, содержащих водород. В этом случае используют свойство металлов платиновой группы быть проницаемыми для водорода при высоких температурах. Предварительно нагретую газовую смесь пропускают при постоянной температуре через баллон 1, который содержит пустой иридиевый резервуар 2, соединенный с манометром 3 (рис.1). Водород является единственным газом, способным проходить через стенки иридиевого резервуара.

Таким образом, остается измерить общее давление газовой смеси и парциальное давление водорода, чтобы вычислить константу равновесия реакции. Этот метод позволил Ловенштейну и Вартенбергу (1906) изучить диссоциацию воды, HCl, HBr, HI и H2S, а также реакцию типа:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" width="89 height=23" height="23">. (17)

1.2.4 Оптические методы

Существуют методы исследования равновесия, основанные на измерении адсорбции, которые особенно эффективны в случае окрашенных газов. Можно также определять состав газовой бинарной смеси, измеряя показатель преломления (рефрактометрически). Например, Чадрон (1921) изучил восстановление оксидов металлов оксидом углерода, измеряя рефрактометрически состав газовой смеси оксида и диоксида углерода.

1.2.5 Измерение теплопроводности

Этот метод был использован при изучении реакций диссоциации в газовой фазе, например

Предположим, что смесь N2O4 и NO2 помещена в сосуд, правая стенка которого имеет температуру Т2, а левая Т1, причем Т2>Т1 (рис.2). Диссоциация N2O4 в большей степени будет в той части сосуда, которая имеет более высокую температуру. Следовательно, концентрация NO2 в правой части сосуда будет больше, чем в левой, и будет наблюдаться диффузия молекул NO2 справа налево и N2O4 слева направо. Однако, достигая правой части реакционного сосуда, молекулы N2O4 вновь диссоциируют с поглощением энергии в форме теплоты, а молекулы NO2, достигая левой части сосуда, димеризуются с выделением энергии в форме теплоты. То есть возникает суперпозиция обычной теплопроводности и теплопроводности, связанной с протеканием реакции диссоциации. Эта задача решается количественно и позволяет определить состав равновесной смеси.

1.2.6 Измерение электродвижущей силы (ЭДС) гальванического элемента

Измерение ЭДС гальванических элементов является простым и точным методом вычисления термодинамических функций химических реакций. Необходимо только 1) составить такой гальванический элемент, чтобы итоговая реакция в нем совпадала бы с исследуемой, константу равновесия которой нужно определить; 2) измерить ЭДС гальванического элемента в термодинамически равновесном процессе. Для этого нужно, чтобы соответствующий токообразующий процесс совершался бесконечно медленно, то есть, чтобы элемент работал при бесконечно малой силе тока, именно поэтому для измерения ЭДС гальванического элемента используется компенсационный метод, который основан на том, чтобы исследуемый гальванический элемент включался последовательно против внешней разности потенциалов, и последняя подбиралась таким образом, чтобы ток в цепи отсутствовал. Величина ЭДС, измеренная компенсационным методом, соответствует термодинамически равновесному процессу, протекающему в элементе и полезная работа процесса максимальная и равна убыли энергии Гиббса

https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" width="181" height="29 src="> (20)

при p, T=const, где F –число Фарадея = 96500 Кл/моль, n – наименьшее общее кратное числа электронов, участвующих в электродных реакциях, Ео – стандартная ЭДС, В.

Величина константы равновесия найдется из соотношения (21)

(21)

2. ПРИМЕР ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЫ ПО ОПРЕДЕЛЕИНЮ ВЕЛИЧИНЫ КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ

В практикумах по физической химии часто встречается лабораторная работа, касающаяся изучения реакции диссоциации карбонатов металлов. Приведем краткое содержание подобной работы.

Цель работы определение константы равновесия и расчет основных термодинамических величин реакции разложения карбоната.

Карбонат кальция https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif" width="192" height="29"> , (22)

при этом образуется газообразный оксид углерода (IV), твердый оксид кальция и остается какая-то часть непродиссоциированного карбоната кальция.

Константа равновесия реакции (22) запишется как:

, (23)

где https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> в общем виде или ; активности чистых твердых или жидких фаз равны https://pandia.ru/text/78/005/images/image044_10.gif" width="76" height="28 src=">.

Если давление измерять в атмосферах, то = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53"> . (24)

Равновесное давление двуокиси углерода над карбонатом кальция называют упругостью диссоциации CaCO3.

То есть константа равновесия реакции диссоциации карбоната кальция будет численно равна упругости диссоциации карбоната, если последняя выражена в атмосферах. Таким образом, определив экспериментально упругость диссоциации карбоната кальция, можно определить величину константы равновесия данной реакции.

Экспериментальная часть

Для определения упругости диссоциации карбоната кальция используется статический метод. Суть его заключается в непосредственном измерении при данной температуре давления углекислого газа в установке.

Аппаратура. Основными узлами установки являются: реакционный сосуд (1), выполненный из жаропрочного материала и помещенный в электропечь (2); ртутный манометр (3), герметично связанный с реакционным сосудом и через кран (4) с ручным вакуумным насосом (5). Температура в печи поддерживается при помощи регулятора (6), контроль температуры ведется при помощи термопары (7) и вольтметра (8). В реакционный сосуд помещено некоторое количество исследуемого порошкообразного вещества (9) (карбонаты металлов).

Порядок выполнения работы . После проверки герметичности системы, включают печь и с помощь регулятора устанавливают необходимую первоначальную температуру реакционного сосуда. Записывают первые показания термопары и манометра. После этого, с помощью регулятора (6) повышают температуру в печи на 10-20 градусов, ждут установления нового постоянного значения температуры и записывают соответствующее этой температуре значение давления. Таким образом, постепенно повышая температуру, проводят не менее 4-5 замеров. После окончания эксперимента печь охлаждают и систему через кран (4) соединяют с атмосферой. Затем выключают печь и вольтметр. Обработав полученные экспериментальные данные, можно вычислить константу равновесия реакции диссоциации.

Рис.3. Установка для определения упругости диссоциации

карбонатов металлов .

3. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТ РАВНОВЕСИЯ

БЕЗ ПРОВЕДЕНИЯ ЭКСПЕРИМЕНТА

3.1 Вычисление константы равновесия химической реакции по

величине стандартной мольной функции Гиббса реакции

Этот метод вообще не предусматривает эксперимента. Если известны стандартные мольные энтальпия и энтропия реакции при данной температуре, то по соответствующим уравнениям можно вычислить стандартную мольную функцию Гиббса исследуемой реакции при искомой температуре, а через нее величину константы равновесия.

Если значения стандартных мольных энтропии и энтальпии при данной температуре неизвестны, то можно воспользоваться методом Темкина и Шварцмана, то есть по величине стандартных мольных энтальпии и энтропии при температуре 298 К и значениям коэффициентов температурной зависимости мольной теплоемкости реакции, рассчитать стандартную мольную энергию Гиббса реакции при любой температуре.

https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src=">- справочные коэффициенты, не зависящие от природы реакции и определяемые только значениями температуры .

3.2 Метод комбинирования равновесий

Этот метод используется в практической химической термодинамике. Например, экспериментально при одной и той же температуре были найдены константы равновесия двух реакций

1. СH3OH(г) + CO ⇄ HCOOCH3(г) . (26)

2. H2 + 0,5 HCOOCH3(г) ⇄ CH3OH(г) . (27)

Константу равновесия реакции синтеза метанола

3..gif" width="31" height="32"> и :

. (29)

3.3 Вычисление константы равновесия химической реакции при некоторой температуре по известным значениям констант равновесия этой же реакции при двух других температурах

Этот способ вычисления основан на решении уравнения изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа)

, (30)

где https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32">и имеет вид:

. (31)

По этому уравнению, зная константы равновесия при двух разных температурах, можно рассчитать стандартную мольную энтальпию реакции, а, зная ее и константу равновесия при одной температуре, можно рассчитать константу равновесия при любой другой температуре.

4. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Найти константу равновесия синтеза аммиака y N2 + ” H2 ⇄ NH3 если равновесная мольная доля аммиака равна 0,4 при 1 атм и 600К. Исходная смесь - стехиометрическая, продукта в исходной смеси нет.

Дано: Реакция y N2 + ” H2 ⇄ NH3, 1 атм, 600 К. = 1,5 моль; = 0,5 моль; = 0 моль = 0,4 Найти: - ?

Решение

Из условия задачи нам известно стехиометрическое уравнение, а также то, что в начальный момент времени число молей азота равно стехиометрическому, то есть 0,5 моль (https://pandia.ru/text/78/005/images/image069_3.gif" width="247" height="57 src=">

Запишем реакцию, под символами элементов укажем начальные и равновесные количества молей веществ

y N2 + ” H2 ⇄ NH3

0,5 - 0,5ξ 1,5 – 1,5 ξ ξ

Общее число молей всех участников реакции в системе в момент равновесия

https://pandia.ru/text/78/005/images/image073_4.gif" width="197" height="56 src=">.gif" width="76" height="48 src=">

https://pandia.ru/text/78/005/images/image077_0.gif" width="120" height="47">

= 3,42

Решение прямой задачи химического равновесия – это вычисление равновесного состава системы, в которой протекает данная реакция (несколько реакций). Очевидно, что основой решения является закон химического равновесия. Необходимо лишь выразить все входящие в этот закон переменные через какую-либо одну: например через глубину химической реакции, через степень диссоциации или через какую-либо равновесную мольную долю. Выбирать, какую именно переменную удобно использовать, лучше исходя из конкретных условий задачи.

Задача 2

Константа равновесия газовой реакции синтеза иодистого водорода

H2 + I2 ⇄ 2HI при температуре 600 К и выражении давления в атмосферах, равна Kr = 45,7 . Найти равновесную глубину этой реакции и равновесный выход продукта при данной температуре и давлении 1 атм, если в начальный момент времени количества исходных веществ соответствуют стехиометрическим, а продуктов реакции в начальный момент нет.

Дано Kr = 45,7 . =1 моль; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" height="27 src="> моль. Найти: - ? - ?

Решение

Запишем саму реакцию, а под символами элементов числа молей каждого участника в начальный момент и в момент установившегося равновесия по формуле (4)

1 - ξ 1 - ξ 2ξ

1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2

Равновесные мольные доли и парциальные давления всех участников реакции, выразим через единую переменную – глубину химической реакции

https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif" width="144" height="47 src=">.

Закон действующих масс или закон химического равновесия

https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" width="13" height="23 src=">= 0,772.

Задача 3

Условие ее отличается от задачи 2 только тем, что начальные количества молей водорода и иода равны, соответственно 3 и 2 моль. Рассчитать мольный состав равновесной смеси.

Дано : Возможна реакция: H2+I2= 2HI. 600 К, 1 атм. Kr = 45,7 .

3 моль; моль; моль. Найти: - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0

3 - ξ 2 - ξ 2ξ

Общее число молей всех участников реакции в момент равновесия равно

3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5

Равновесные мольные доли и парциальные давления всех участников реакции, выраженные через единую переменную – глубину химической реакции

Подстановка парциальных давлений в закон химического равновесия дает:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> и рассчитываем константу равновесия, затем строим график и определяем по нему ту глубину реакции, которая соответствует найденной величине константы равновесия.

= 1,5 = 12

https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src=">=29,7

https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src=">= 54

https://pandia.ru/text/78/005/images/image083_1.gif" width="35 height=25" height="25">= 0,712

Для проведения работы нужно выполнить следующие задания

Задание 1

1. Описать способ экспериментального определения упругости двуокиси углерода при изучении реакции диссоциации СaCO3⇄CaO+CO2

(варианты 1 – 15, табл.3);

2. Записать закон химического равновесия для изучаемой реакции; определить значения констант равновесия реакции диссоциации карбоната кальция по экспериментальным данным (табл.3) при разных температурахть задачи из раздела В (согласно указанному варианту)ить задания 1-3, п;

3. Записать определительное выражение для константы равновесия и вычислить теоретически константу равновесия изучаемой реакции при последней указанной в таблице температуре.

Задание 2

1. Подготовить ответ на вопрос 1 (варианты 1-15, табл. 4)

2. Решить задачи 2 и 3.

Справочные данные, необходимые для выполнения работы

Величина для вычисления стандартного мольного изменения энергии Гиббса по методу Темкина и Шварцмана

Таблица 1

Термодинамические данные для расчета стандартной мольной энергии Гиббса

Таблица 2

Экспериментальные данные для выполнения задания 1

Таблица 3

Вариант

Экспериментальные данные

t , o C

p , мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

p, мм рт ст

Условия задач для выполнения задания 2

Таблица 4

1 вариант

1. Расскажите о химических методах определения величин констант химического равновесия.

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 0,5 А + 2В = С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,4, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . При 1273 К и общем давлении 30 атм в равновесной смеси с предполагаемой реакцией CO2(г) +C (тв) = 2СО (г) содержится 17 % (по объему) CO2. Сколько процентов CO2 будет содержаться в газе при общем давлении 20 атм?. При каком давлении в газе будет содержаться 25 % CO2?

2 вариант

1 . Расскажите о физическом методе определения величины константы химического равновесия по измерению давления.

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 2А + В = С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,5, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . При 2000 оС и общем давлении 1 атм 2% воды диссоциирует на водород и кислород согласно реакции H2O(г)= H2(г) + 0,5 O2(г). Рассчитайте константу равновесия реакции при этих условиях.

3 вариант

1 . Опишите метод определения величины константы равновесия по измерению плотности. К каким методам относится этот метод?

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению А + 2В = С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,6, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . Константа равновесия реакции CO(г)+ H2O(г) = H2(г) + CO2(г) при 500 оС равна 5,5 ([p]=1 атм). Смесь, состоящую из 1 моль СО и 5 моль H2O нагрели до этой температуры. Рассчитайте мольную долю воды в равновесной смеси.

4 вариант

1 . Опишите метод определения величины константы равновесия посредством прямого измерения парциального давления.

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 0,5 А + В = С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,3, а общее давление равно 1,5 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 .Константа равновесия реакции N2O4(г) = 2NO2(г) при 25 о С равна 0,143 ([p]=1 атм). Рассчитайте давление, которое установится в сосуде объемом 1 л, содержащем 1 г N2O4 при этой температуре.

5 вариант

1 . Как можно определить величину константы равновесия реакции, не прибегая к эксперименту.

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 0,5 А + 3В = С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,3, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . Сосуд объемом 3 л, содержащий 1,79·10 -2 моль I2 , нагрели до 973 К. Давление в сосуде при равновесии оказалось равно 0,49 атм. Считая газы идеальными, рассчитайте константу равновесия при 973 К для реакции

I2(г) = 2I (г).

6 вариант

1. Использования уравнения изобары реакции для определения величины константы химического равновесия при неизученной ранее температуре.

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 3А + В = С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,4, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . Для реакции PCl5(г) =РСl3(г) +Сl2(г) при 250 оС стандартное мольное изменение энергии Гиббса = - ­­­2508 Дж/моль. При каком общем давлении степень превращения PCl5 в РСl3 и Сl2 составит при 250 оС 30 %?

7 вариант

1. Система, в которой протекает эндотермическая газофазная реакция реакция A+3B=2C находится в равновесии при 400 К и 5 атм. Если газы идеальные, то, как повлияет на выход продукта добавление инертного газа при постоянном объеме?

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 2А + В = 2С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,3, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . Для реакции 2HI(г) = H2 +I2(г) константа равновесия Kp = 0,0183 ([p]=1 атм) при 698,6 К. Сколько граммов HI образуется при нагревании до этой температуры 10 г I2 и 0,2 г H2 в трехлитровом сосуде? Чему равны парциальные давления H2, I2 и HI?

8 вариант

1. Система, в которой протекает эндотермическая газофазная реакция реакция A+3B=2C находится в равновесии при 400 К и 5 атм. Если газы идеальные, то, как повлияет на выход продукта повышение температуры?

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 0,5А + 2В = 2С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,3, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . Сосуд объемом 1 л, содержащий 0,341 моль PCl5 и 0,233 моль N2 нагрели до 250 оС. Общее давление в сосуде при равновесии оказалось равно 29,33 атм. Считая все газы идеальными, рассчитайте константу равновесия при 250 оС для протекающей в сосуде реакции PCl5(г) =РСl3(г) +Сl2(г).

9 вариант

1 . Система, в которой протекает эндотермическая газофазная реакция реакция A+3B=2C находится в равновесии при 400 К и 5 атм. Если газы идеальные, то, как повлияет на выход продукта повышение давления?

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 0,5А + В = 2С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,5, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . Константа равновесия реакции CO(г) + 2H2 = СH3OH(г) при 500 К равна Kr = 0,00609 ([p]=1 атм). Рассчитайте общее давление, необходимое для получения метанола с 90 % выходом, если CO и H2 взяты в соотношении 1:2.

10 вариант

1. Опишите метод определения констант равновесия путем измерения парциального давления.

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 0,5А + 1,5В = 2С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,4, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . Равновесие в реакции 2NOCl (г)=2NO(г)+Cl2(г) устанавливается при 227 оС и общем давлении 1,0 бар, когда парциальное давление NOCl равно 0,64 бар (изначально присутствовал только NOCl) . Рассчитайте этой реакции при данной температуре.

11 вариант

1 . Опишите химические методы определения констант равновесия.

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 2А + 0,5В = 2С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,2, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . Рассчитайте общее давление, которое необходимо приложить к смеси 3 частей H2 и 1 части N2 , чтобы получить равновесную смесь, содержащую 10 объемных % NH3 при 400 оС.

Константа равновесия для реакции N2(г) + 3 H2(г)= 2NH3(г) при 400 оС

и выражении давления в атм равна 1,6·10-4 .

12 вариант

1 . Система, в которой протекает эндотермическая газофазная реакция реакция A+3B=2C находится в равновесии при 400 К и 5 атм. Если газы идеальные, то, как повлияет на выход продукта понижение давления?

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 2А + В = 0,5С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,4, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . При 250 оС и общем давлении 1 атм PCl5 диссоциирован на 80 % по реакции PCl5(г) =РСl3(г) +Сl2(г). Чему будет равна степень диссоциации PCl5, если в систему добавить азот, чтобы парциальное давлении азота было равным 0,9 атм? Общее давление поддерживается равным 1 атм.

13 вариант

1 . Система, в которой протекает экзотермическая реакция

CO(г) + 2H2 = СH3OH(г) находится в равновесии при 500 К и 10 бар.

Если газы идеальные, то как повлияет на выход метанола понижение давления?

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 1,5А + 3В = 2С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,5, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3 . Константа равновесия реакции CO(г) + 2H2 = СH3OH(г) при 500 К равна 6,09 ×10 5 ([ р] = 1 атм). Реакционная смесь, состоящая из 1 моль СО,

2 моль H2 и 1 моль инертного газа (азота) нагрета до 500 К и общего давления 100 атм. Рассчитайте состав реакционной смеси.

14 вариант

1 . Опишите метод определения констант равновесия по электрохимическим данным.

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 2А + 0,5В = С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,4, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3. Для реакции N2(г) + 3 H2(г)= 2NH3(г) при 298 К константа равновесия при выражении давления в атм равна 6,0 ×10 5, а стандартная мольная энтальпия образования аммиака равна = - 46,1 кДж/моль. Найти значение константы равновесия при 500 К.

15 вариант

1 . Система, с экзотермической реакцией CO(г) + 2H2 = СH3OH(г) находится в равновесии при 500 К и 10 бар. Если газы идеальные, то, как повлияет на выход метанола понижение температуры.

2. Имеется смесь газообразных веществ А и В, которые могут вступать в химическую реакцию с образованием продукта реакции С, согласно стехиометрическому уравнению 2А + В = 1,5С. В начальный момент времени продукта реакции в системе нет, а исходные вещества взяты в стехиометрических количествах. После установления равновесия в равновесной смеси содержится число молей продукта С, равное 0,5, а общее давление равно 2 атм. Найти константу равновесия в p-шкале.

3. Константа равновесия реакции N2(г) + 3 H2(г)= 2NH3(г) при 400 оС и выражении давления в атм равна 1,6·10-4 . Какое общее давление необходимо приложить к эквимолярной смеси азота и водорода, чтобы 10 % азота превратилось в аммиак? Газы считать идеальными.

В отчет по лабораторной работе представляется целесообразным включить следующие разделы: введение, часть 1, часть 2, выводы.

1. Во введении можно кратко изложить теоретические сведения по одному из далее перечисленных вопросов: либо о законе действующих масс, истории его открытия и об его авторах; либо об основных понятиях и определительных соотношениях раздела «Химическое равновесие»; либо вывести закон химического равновесия в современной его формулировке; либо рассказать о факторах, влияющих на величину константы равновесия и т. д.

Закончить раздел «Введение» следует изложением целей работы.

В части 1 необходимо

2.1. Привести схему установки для определения упругости диссоциации карбонатов металлов и описать ход опыта.

2.2 . Привести результаты расчета константы равновесия по приведенным опытным данным

2.3. Привести расчет константы равновесия по термодинамическим данным

В части 2 необходимо

3.1 . Привести полный обоснованный ответ на вопрос 1 задания 2.

3.2 . Привести решение задач 2 и 3 задания 2. Условие задач нужно записать в символьном обозначении.

В выводах целесообразно отразить выполнение поставленных в работе целей, а также сравнить величины константы равновесия, вычисленные в 2.2 и 2.3.

Библиографический список

1. Карякин химической термодинамики: Учеб. пособие для вузов. М.: Академия., 20с.

2. Пригожин И., Кондепуди Д. Современная термодинамика. От тепловых двигателей до диссипативных структур. М.: Мир, 20с.

3. , Черепанов по физической химии. Методическое пособие. Екатеринбург: изд-во УрГУ, 2003.

4. Краткий справочник физико-химических величин /Под ред. и. Л.: Химия, 20с.

5. Задачи по физической химии: учебн. пособие для вузов / , и др. М.: Экзамен, 20с.

Компьютерная верстка

Количественная характеристика, показывающая направление реакции и смещение концентрации веществ, называется константой равновесия химической реакции. Константа равновесия зависит от температуры и природы реагентов.

Обратимые и необратимые реакции

Все реакции можно разделить на два типа:

  • обратимые , одновременно протекающие в двух взаимно противоположных направлениях;
  • необратимые , протекающие в одном направлении с полным расходом хотя бы одного исходного вещества.

При необратимых реакциях обычно образуются нерастворимые вещества в виде осадка или газа. К таким реакциям относятся:

  • горение:

    C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + H 2 O;

  • разложение:

    2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + H 2 O;

  • присоединение с образованием осадка или газа:

    BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl.

Рис. 1. Образование осадка BaSO 4 .

Обратимые реакции возможны только в определённых неизменных условиях. Исходные вещества дают новое вещество, которое тут же распадается на составные части и собирается вновь. Например, в результате реакции 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 оксид азота (IV) легко разлагается на оксид азота (II) и кислород.

Равновесие

Через определённое время скорость обратимой реакции замедляется. Достигается химическое равновесие - состояние, при котором не происходит изменения концентрации исходных веществ и продуктов реакции с течением времени, так как скорость прямой и обратной реакций уравниваются. Равновесие возможно только в гомогенных системах, то есть все реагирующие вещества являются либо жидкостями, либо газами.

Рассмотрим химическое равновесие на примере реакции взаимодействия водорода с йодом:

  • прямая реакция -

    H 2 + I 2 ↔ 2HI;

  • обратная реакция -

    2HI ↔ H 2 + I 2 .

Как только смешиваются два реагента - водород и йод - йодоводорода ещё не существует, так как простые вещества только вступают в реакцию. Большое количество исходных веществ активно реагируют друг с другом, поэтому скорость прямой реакции будет максимальной. При этом обратная реакция не протекает, и скорость её равна нулю.

Скорость прямой реакции можно выразить графически:

ν пр = k пр ∙ ∙ ,

где k пр - константа скорости прямой реакции.

Со временем реагенты расходуются, их концентрация снижается. Соответственно, скорость прямой реакции уменьшается. Одновременно с этим увеличивается концентрация нового вещества - йодоводорода. При накоплении он начинает разлагаться, и скорость обратной реакции повышается. Её можно выразить как

ν обр = k обр ∙ 2 .

Йодоводород в квадрате, так как коэффициент молекулы равен двум.

В определённый момент скорости прямой и обратной реакции уравниваются. Наступает состояние химического равновесия.

Рис. 2. График зависимости скорости реакции от времени.

Равновесие можно сместить либо в сторону исходных веществ, либо в сторону продуктов реакции. Смещение под воздействием внешних факторов называется принципом Ле Шателье. На равновесие влияют температура, давление, концентрация одного из веществ.

Расчёт константы

В состоянии равновесия обе реакции идут, но при этом концентрации веществ находятся в равновесии (образуются равновесные концентрации), так как уравновешенны скорости (ν пр = ν обр).

Химическое равновесие характеризуется константой химического равновесия, которая выражается сводной формулой:

K p = k пр / k обр = const.

Константы скорости реакции можно выразить через соотношение скорости реакции. Возьмём условное уравнение обратной реакции:

aA + bB ↔ cC + dD.

Тогда скорости прямой и обратной реакции будут равны:

  • ν пр = k пр ∙ [A] p a ∙ [B] p b
  • ν обр = k обр ∙ [C] p c ∙ [D] p d .

Соответственно, если

ν пр = ν обр,

k пр ∙ [A] p a ∙ [B] p b = k обр ∙ [C] p c ∙ [D] p d .

Отсюда можно выразить соотношение констант:

k обр / k пр = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .

Это соотношение равно константе равновесия:

K p = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .

Рис. 3. Формула константы равновесия.

Величина показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции.

Что мы узнали?

Реакции в зависимости от конечных продуктов классифицируются на обратимые и необратимые. Обратимые реакции протекают в обе стороны: исходные вещества образуют конечные продукты, которые разлагаются на исходные вещества. В ходе реакции скорости прямой и обратной реакций уравновешиваются. Такое состояние называется химическим равновесием. Оно может быть выражено как соотношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению разновесных концентраций исходных веществ.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.8 . Всего получено оценок: 64.

Константа химического равновесия

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что необратимая реакция протекает только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Например, реакция

Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 ­

протекает до полного исчезновения либо серной кислоты, либо цинка и не протекает в обратном направлении: металлический цинк и серную кислоту невозможно получить, пропуская водород в водный раствор сульфата цинка. Следовательно, эта реакция необратимая.

Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода: N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .

Если при высокой температуре смешать 1 моль азота и 3 моль водорода, то даже после достаточно длительного промежутка времени протекания реакции в реакторе будут присутствовать не только продукт реакции (NH 3), но и непрореагировавшие исходные вещества (N 2 и H 2). Если в реактор при тех же условиях ввести не смесь азота и водорода, а чистый аммиак, то через некоторое время окажется, что часть аммиака разложилась на азот и водород, т.е. реакция протекает в обратном направлении.

Для понимания природы химического равновесия необходимо рассмотреть вопрос о скоростях прямой и обратной реакций. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации исходного вещества или продукта реакции за единицу времени. При изучении вопросов химического равновесия концентрации веществ выражают в моль/л; эти концентрации показывают, сколько моль данного реагирующего вещества содержится в 1 литре сосуда. Например, утверждение «концентрация аммиака равна 3 моль/л» означает, что в каждом литре рассматриваемого объёма содержится 3 моль аммиака.

Химические реакции осуществляются в результате столкновений между молекулами, поэтому, чем больше молекул находится в единице объёма, тем чаще происходят столкновения между ними, и тем больше скорость реакции. Таким образом, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость реакции.

Концентрации исходных веществ в системе (системой называется совокупность реагирующих веществ) максимальны в момент начала реакции (в момент времени t = 0). В этот же момент начала реакции в системе ещё отсутствуют продукты реакции, следовательно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере взаимодействия исходных веществ друг с другом, их концентрации умень шаются, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции. Концентрация же продукта реакции постепенно возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. Через некоторое время скорость прямой реакции становится равна скорости обратной. Это состояние системы называется состоянием химического равновесия (рис. 5.1). Рис. 5.1 – Изменение скоростей прямой и обратной реакций во времени. В состоянии химического

равновесия в системе не наблюда-

ется никаких видимых изменений.

Так, например, концентрации всех веществ могут сколь угодно долго оставаться неизменными, если на систему не оказывать внешнего воздействия. Это постоянство концентраций в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, совсем не означает отсутствия взаимодействия и объясняется тем, что прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью. Такое состояние также называют истинным химическим равновесием. Таким образом, истинное химическое равновесие является динамическим равновесием.

От истинного равновесия следует отличать равновесие ложное. Постоянство параметров системы (концентраций веществ, давления, температуры) является необходимым, но недостаточным признаком истинного химического равновесия. Это можно пояснить следующим примером. Взаимодействие азота и водорода с образованием аммиака, как и разложение аммиака, протекает с заметной скоростью при высокой температуре (около 500 °С). Если при комнатной температуре смешивать в любых соотношениях водород, азот и аммиак, то реакция N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3

протекать не будет, и все параметры системы будут сохранять постоянное значение. Однако в данном случае равновесие является ложным, а не истинным, т.к. оно не является динамическим; в системе отсутствует химическое взаимодействие: скорость как прямой, так и обратной реакции равна нулю.

При дальнейшем изложении материала термин «химическое равновесие» будет использоваться применительно к истинному химическому равновесию.

Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия K .

Для общего случая обратимой реакции a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...

Константа равновесия выражается следующей формулой:

В формуле 5.1 С(А), С(B), С(P) С(Q) – равновесные концентрации (моль/л) всех веществ-участников реакции, т.е. концентрации, которые устанавливаются в системе в момент химического равновесия; a, b, p, q – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Выражение константы равновесия для реакции синтеза аммиака N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 имеет следующий вид: . (5.2)

Таким образом, численная величина константы химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, причём концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

Важно понимать, что константа равновесия выражается через равновесные концентрации, но не зависит от них ; напротив, соотношение равновесных концентраций участвующих в реакции веществ будет таким, чтобы соответствовать константе равновесия. Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры и представляет собой постоянную (при постоянной температуре) величину .

Если K >> 1, то числитель дроби выражения константы равновесия во много раз превышает знаменатель, следовательно, в момент равновесия в системе преобладают продукты реакции, т.е. реакция в значительной мере протекает в прямом направлении.

Если K << 1, то знаменатель во много раз превышает числитель, следовательно, в момент равновесия в системе преобладают исходные вещества, т.е. реакция лишь в незначительной степени протекает в прямом направлении.

Если К ≈ 1, то равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции сопоставимы; реакция в заметной степени протекает как в прямом, так и в обратном направлении.

Следует иметь в виду, что в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворённом состоянии (если реакция протекает в растворе). Если в реакции участвует твёрдое вещество, то взаимодействие происходит на его поверхности, поэтому концентрация твёрдого вещества принимается постоянной и не записывается в выражение константы равновесия.

CO 2 (газ) + C (тв.) ⇆ 2 CO (газ)

CaCO 3 (тв.) ⇆ CaO (тв.) + CO 2 (газ) K = C(CO 2)

Ca 3 (PO 4) 2 (тв.) ⇆ 3Ca 2+ (раствор) + 2PO 4 3– (раствор) K = C 3 (Ca 2+)·C 2 (PO 4 3–)

Состояние хим. равновесия - это состояние при котором хим.потенциал продуктов и исходных в-в равны между собой, с учётом стехиометрии процесса.

О химическом равновесии можно говорить при выполнении двух условий:

    Скорости прямой и обратной реакции равны между собой.

    Равновесие существует если при оказании внешнего воздействия, а затем при его снятии система возвращается в исходное состояние.

11.Закон действия масс.

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Например, для реакции синтеза аммиака:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

закон действующих масс имеет вид:

К с = 2 / 3

12.Константа равновесия в гомогенной системе. Способы выражения константы равновесия.

константа равновесия – это постоянная величина, равная отношению произведений равновесных концентраций конечных и исходных участников реакции, взятых в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам

Гомогенными называются реакции, протекающие в одной фазе: в смеси газов, в жидком или иногда в твёрдом растворе.

Способы выражения константы равновесия

Если концентрации веществ, участвующих в реакции, выражены в молярных единицах молярности, т.е. в моль/л, то она обычно обозначается Кс

Для гомогенной газовой реакции константу равновесия удобнее выразить через парциальные давления веществ:

Иногда константу равновесия удобно выразить не через парциальные давления и концентрации, а через количества веществ:
или через соответствующие мольные доли:

В общем случае константы равновесия Кс, Кр, Кn и К N различны.

13.Принцип Ле-Шателье-Брауна .

если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

14.Уравнение изобары Вант-Гоффа.

данное выражение позволяет качественно оценить влияние Т на равновесие и константу равновесия.

15.Фаза.

Фазой называется – гомогенная часть гетерогенной системы, имеющая реальную границу раздела, внутри которой все свойства могут меняться непрерывно, а при переходе через которую скачком.

16.Составляющие вещества и компоненты.

Компонентом называется – минимальное количество составляющих в-в, достаточное для описания состояния систем.

Составляющими веществами называются – вещества, входящие в состав системы, которую можно выделить обычными препаратными методами и которые могут существовать вне системы сколько угодно.

17.Правило фаз Гиббса .

Число степеней свободы равновесной термодинамической системы, на которую из внешних факторов влияют только температура и давление, равно числу независимых компонентов С=К-Ф+ n (число внешних параметров)

Правило фаз показывает, что число степеней свободы возрастает с увеличением числа компонентов и уменьшается с увеличением числа фаз системы.

18.Условия фазового равновесия в системе.

В гетерогенной системе имеется фазовое равновесие, если между фазами существуют следующие виды равновесий:

Термическое (равенство температур)

Механическое (равенство давлений)

Химическое в отношении каждого компонента

19.уравнение Клайперона-Клаузиуса

Где, –Δ V - изменение объёма вещества при переходе его из первой фазы во вторую, Т – температура перехода, Δ H – изменение энтропии и энтальпии вещества при переходе 1 моля вещества из одной фазы в другую

Оно позволяет оценить как меняется температура или давление при фазовом переходе при изменении 2 параметра.

20. диаграмма состояния воды

Зависимость между величинами, характеризующими состояние системы, и фазовыми превращениями в системе переход из твердого состояния в жидкое,из жидкого в газообразное

21.Истинные растворы. Способы выражения концентрации раствора. Расчёт молярной и массовой доли вещества и молярной концентрации вещества в растворе.

Истинный раствор - это разновидность раствора, в котором размеры частиц растворенного вещества предельно малы и сопоставимы с размером частиц растворителя.

Растворы бывают газообразные (газовые смеси),жидкие итвердые . Газообразным раствором является воздух. Морская вода – смесь солей в воде – жидкий раствор. Твердые растворы – металлические сплавы. Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ).

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более составных частей.

Растворителем считается – в-во, определяющее агрегатное состояние раствора или в-во, которого больше по объёму или массе.

Способы выражения концентрации растворов.

Концентрация раствора – это масса или количество растворенного вещества в определенном количестве, массе или объеме раствора или растворителя.

1) Массовая доля ( wi ) – это масса растворенного вещества, содержащаяся в 100 граммах раствора.

2) Молярная доля(мольная) – X i – кол-во моль компонента, содержащиеся в 1 моль р-ра.

3) Моляльная концентрация (моляльность) mi – количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1 кг растворителя [моль/кг].

4) Молярная концентрация С i – количество молей растворенного вещества, содержащаяся в 1 литре или в 1дм3 раствора [моль/л].