АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Читайте также:
  1. I. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
  2. IV. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
  3. V. Цена экономического продукта. Спрос. Предложение. Рыночное равновесие.
  4. Взаимодействие S и D.Рыночное равновесие.
  5. Взаимодействие совокупного спроса и совокупного предложения. Макроэкономическое равновесие. Изменения в равновесии.
  6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СПРОСА И ПРЕДЛОЖЕНИЯ. РЫНОЧНОЕ РАВНОВЕСИЕ. РАВНОВЕСНАЯ ЦЕНА
  7. Взятие крови из вены на биохимическое исследование Вакутайнером
  8. Взятие крови из вены на биохимическое исследование шприцем
  9. Влияние внешних факторов на химическое равновесие.
  10. Влияние давления на химическое равновесие
  11. Влияние температуры на химическое равновесие
  12. Глава 3. Глобальное химическое заражение

 

Состояние, при котором скорости прямой обратной реакции равны между собой, называется химическим равновесием.

Уравнение обратимой реакции в общем виде

mА + nВ ⇔ рС + qД

Скорость прямой и обратной реакции выражаются уравнениями

= и = .

Так как при химическом равновесии = , то

 

= =K

 

где К - константа химического равновесия, не зависящая от концентрации реагирующих веществ, но изменяющаяся с температурой. При К>1 произ­ведение концентраций продуктов реакции больше произведения концентра­ции исходных веществ, поэтому обратимая реакция дает в этом случае большой выход продуктов реакции. При К < 1, наоборот, выход продуктов реакции очень мал.

В выражение константа равновесия входят концентрации веществ, находя­щиеся в газовой фазе.

Константа равновесия связана с изменением основных термодинами­ческих характеристик соотношением -RT = ΔG. Так как ΔG = ΔH - TΔS, то RT = ΔS - ΔH/Т.

Если в уравнение -RT = ΔG ввести значение R=8,31·10-3 кДж·моль-1·К-1 и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то оно примет вид lgK = - ΔG, а для стандартной температуры:

= -0.175 кДж·моль-1.

При отрицательных значениях ΔG (ΔG <0) правая часть уравнения становится положительной и, следовательно, в этом случае lgК > 0 и К > 1. Чем больше отрицательные значения ΔG, тем численно больше константа равновесия и тем сильнее смещается равновесие вправо. При ΔG =0 оба на­правления протекания обратимых реакций равновероятны. В этих случаях lgК = 0 и К = 1, т.е. произведение концентраций исходных веществ равно произведению концентраций продуктов реакций.

Температуру, при которой ΔG ° = 0 , называют температурой начала реакции. При этой температуре прямая и обратная реакции равновероятны. Температура начала реакции позволяет судить о начале развития реакции в желаемом направлении. Так как ΔG° = 0, то ΔH° - ТΔS° и =

 

Химическое равновесие устанавливается при определенных значениях концентрации реагирующих веществ, температуры, давления для газов. Из­менение одного из этих параметров приводит к нарушению равновесия. Направление смещения равновесия определяется правилом Ле-Шателье, со­гласно которому если на систему, находящуюся в равновесии, оказать ка­кое-либо внешнее воздействие (изменить температуру, концентрацию, дав­ление), то это воздействие благоприятствует той из двух противоположных реакций, которая ослабляет оказанное воздействие.



 

Пример 1.

 

Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концент­рациям реагирующих веществ.

Вычислите константу равновесия реакции А + В ⇔ 2С, если равновесные концентрации [А]=0,3 моль·л-1, [В]=1,1 моль·л-1; [С]=2,1 моль·л-1

 

Решение.

Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид

Подставим сюда указанные в условии задачи равновесные концентрации:

=5,79.

 

Пример 2.

Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ. Реакция протекает по уравнению А + 2В ⇔ С.

Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исход­ные концентрации веществ А и В соответственно равны 0,5 и 0,7 моль·л-1 , а константа равновесия реакции = 50.

Решение.

На каждый моль веществ А и В образуется 2 моль вещества С. Если понижение концентрации веществ А и В обозначить через X моль, то увели­чение концентрации вещества С будет равно 2Х моль. Равновесные концентрации реагирующих веществ будут:

СА= (0,5-х) моль·-1;

СВ= (0,7-х) моль·л-1;

СC= 2х моль·Л-1.

 

х1= 0,86; х2= 0,44.

По условию задачи справедливо значение х2. Отсюда равновесные концентрации реагирующих веществ равны:

СА = 0,5-0,44=0,06 моль·л-1; СB = 0,7-0,44=0,26 моль·л-1;

СC = 0,44·2 = 0,88 моль·л-1.

 

Пример 3.

 

Определение изменения энергии Гиббса ΔG° реакции по значению константы равновесия . Рассчитайте энергию Гиббса и определите воз­можность протекания реакции СО+С12=СОС12 при 700К, если константа равновесия равна = 1,0685·10-4. Пропорциональное давление всех реаги­рующих веществ одинаково и равно 101325 Па.

‡агрузка...

 

Решение.

= 2,303 · RT

Для данного процесса:

= 2,303 · 8,3144·700 =13403,65 = -13862Дж =-13,9кДж

Так как ΔG°< 0, то реакция СО+С12 ⇔ СОС12 при 700К возможна.

 

Пример 4.

 

Смещение химического равновесия.

В каком направлении сместится равновесие в системе

N2+ЗН2 ⇔ 2NНз - 22 ккал :

а) при увеличении концентрации N2;

б) при увеличении концентрации H2 ;

в) при повышении температуры;

г) при уменьшении давления?

 

Решение.

 

Увеличении концентрации веществ, стоящих в левой части уравнения реакции, по правилу Ле-Шателье должно вызвать процесс, стремящийся ослабить оказанное воздействие, привести к уменьшению концентраций, т.е. равновесие сместится вправо (случаи а и б).

Реакция синтеза аммиака - экзотермическая. Повышение I вызывает смещение равновесия влево - в сторону эндотермической реакции, ослаб­ляющей оказанное воздействие (случаи в).

Уменьшение давления (случай г) будет благоприятствовать реакции, ведущей к увеличению объема системы, т.е. в сторону образования N2 и H2.

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 |


При использовании материала, поставите ссылку на Студалл.Орг (0.022 сек.)