- •I. Химическое равновесие
- •1.1. Основные понятия
- •1.2. Расчет константы химического равновесия
- •1.3. Расчет равновесных концентраций с использованием константы равновесия
- •II. Смещение химического равновесия. Принцип ле-шателье
- •2.1. Общие понятия
- •2.2. Влияние изменения концентраций на направление смещения равновесия
- •2.3. Влияние изменения давления в системе на смещение равновесия
- •2.4. Влияние изменения объема системы на смещение равновесия
- •2.5. Влияние изменения температуры на смещение равновесия
- •2.6. Расчет новых равновесных концентраций
ИСПОЛЬЗУЕМЫЕ ОБОЗНАЧЕНИЯ
Т – температура, К;
t – температура, 0C;
P – давление, Па;
m(B) – масса вещества с формульной единицей В, г;
M(B) – молярная масса вещества B, г/моль;
n(B) = m(B)/M(B) – количество вещества, моль;
V0(B) – объем газообразного вещества при нормальных условиях, л;
– молярный объем газообразного вещества при нормальных условиях, равный 22,4 л/моль;
с(В) – молярная концентрация вещества В, моль/л;
– средняя скорость химической реакции, моль/л∙c;
– истинная скорость химической реакции, моль/л∙с;
– время, с;
Δ = 2 – 1 – время реакции, с;
–константы скоростей прямой и обратной реакций, соответственно;
– температурный коэффициент скорости реакции;
н.у. – нормальные условия, T=273K, P=101,3·103 Па;
с.у. – стандартные условия, T=298K, P=101,3·103 Па;
I. Химическое равновесие
1.1. Основные понятия
Большинство химических реакций являются обратимыми:
Обратимыми называются химические реакции, которые одновременно протекают и в прямом, и в обратном направлениях.
Уравнение обратимой реакции записывается
AA(г) + BB(г) DD(г) + FF(г) (1)
→ прямое направление реакции;
← обратное направление реакции.
Закон действующих масс для прямого и обратного направлений записывается:
,
.
В ходе обратимой химической реакции концентрации реагентов уменьшаются, концентрации продуктов увеличиваются и, соответственно, уменьшается скорость прямой реакции и увеличивается скорость обратной. Наступает момент, когда они становятся равными. Это состояние обратимой реакции называется химическим равновесием.
Химическое равновесие – состояние обратимой реакции, характеризующееся равенством скоростей прямой и обратной реакций при постоянных значениях параметров процесса (температуре, давлении, объеме системы и концентрации веществ).
Кинетическое условие равновесия:
(2)
Химическое равновесие является динамическим, поскольку и прямая, и обратная реакции в состоянии равновесия продолжают протекать, но с одинаковыми скоростями.
Концентрации участников реакции, которые устанавливаются в момент равновесия, называются равновесными и обозначаются: [A], [B], [F], [D], моль/л.
Скорости прямого и обратного процессов в момент равновесия равны соответственно:
, |
(3) |
. |
Равновесные концентрации связаны с начальными (исходными) концентрациями веществ () соотношениями:
для реагентов: |
для продуктов | |
(4) |
Чаще всего концентрации продуктов реакции в начальный момент равны нулю: ;, в этом случае
[D] = c(D),
[F] = c(F).
Изменения концентраций () веществ, участвующих в реакции, пропорциональны стехиометрическим коэффициентам.
= const (5)
реагентов показывает, сколько прореагировало данного вещества,продуктов – сколько вещества образовалось к моменту наступления равновесия.
1.2. Расчет константы химического равновесия
Количественной характеристикой или законом действующих масс для обратимых химических реакций является константа химического равновесия (Kc).
Для гомогенной химической реакции (1) она запишется:
(6)
Например, для реакции:
2NO(г) + Cl2(г) NOCl(г),
. (7)
В гетерогенных химических процессах конденсированные фазы (тв, ж) не учитываются при записи и расчете.
Например, для реакции:
TiO2(тв) + 2C(тв) + 2Cl2(г) TiCl4(г) + 2CO(г)
. (8)
Константа равновесия зависит только от природы веществ и температуры и не зависит от концентрации веществ и присутствия катализатора.
Константа равновесия указывает на глубину протекания процесса. Если , это значит, что равновесные концентрации продуктов реакции F и D больше, чем равновесные концентрации реагентов A и B. Если, равновесие устанавливается при больших концентрациях реагентов A и B и малых концентрациях продуктов F и D,.
Расчет сводится к определению равновесных концентраций участвующих в реакции веществ.
Пример 1. Рассчитайте реакции
2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г),
если исходные концентрации иравны соответственно 0,4 и 0,3 моль/л, а к моменту равновесия образовалось 0,2 моль/л оксида серы (VI).
Решение.
Реакция гомогенная, поэтому
.
Для удобства и наглядности внесем условия задачи в таблицу:
Таблица 1
|
| ||
2 |
1 |
2 | |
, моль/л |
0,4 |
0,3 |
0 |
, моль/л |
|
|
|
|
|
| |
[В], моль/л |
|
|
0,2 |
Далее, по мере расчета определяемых величин будем вносить их значения в таблицу.
В соответствии с (4) запишем выражения равновесных концентраций для всех веществ:
= 0,2
, т. к. его значение не указано в условии задачи, т.е. в начальный момент времени этого вещества не было в системе. Следовательно [SO3] = c(SO3) = 0,2.
Находим реагентов в соответствии с уравнением (5):
,
откуда
моль/л,
моль/л.
Рассчитываем равновесные концентрации реагентов:
моль/л,
моль/л.
Результат расчетов представим в виде таблицы.
Рассчитываем константу равновесия
.
Таблица 2
|
| ||
2 |
1 |
2 | |
, моль/л |
0,4 |
0,3 |
0 |
, моль/л |
0,2 |
0,1 |
0,2 |
[B], моль/л |
0,2 |
0,2 |
0,2 |
Ответ: .
Пример 2. Рассчитайте реакции 2С(тв)+О2(г) 2СО(г), если моль/л, а к моменту равновесия прореагировало 27% кислорода.
Решение.
Реакция гетерогенная, углерод - не входит в выражение константы равновесия:
Согласно (4), запишем:
для реагента ,
для продукта , т. к..
- изменение концентрации к моменту наступления равновесия рассчитываем из отношения:
– |
100% | |
– |
27% |
моль/л.
рассчитываем, воспользовавшись соотношением (5):
;
моль/л.
Определяем равновесные концентрации:
моль/л,
моль/л.
Исходные данные и результат расчетов сводим в таблицу:
Таблица 3
|
| ||
– |
1 |
2 | |
, моль/л |
– |
0,8 |
0 |
, моль/л |
– |
0,216 |
0,432 |
– | |||
[B], моль/л |
– |
0,584 |
0,432 |
Вычисляем :
Ответ: .
Пример 3. В реакторе объемом 5л смешали 8,64 моль азота и 26,13 моль водорода. Рассчитайте константу равновесия реакции:
N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г),
если в момент равновесия в реакторе обнаружено 6,912 моль азота.
Решение.
Реакция гомогенная, выражение константы равновесия:
Для определения необходимо знать равновесные концентрации всех веществ:
для реагентов: ;
;
для продукта: .
Рассчитаем исходные концентрации веществ-участников реакции. По условию задачи моль;моль,, т. к. аммиак не вводили в реактор в начальный момент:
моль/л;
моль/л;
Равновесная концентрация азота вычисляется аналогично:
.
Из уравнения находимс(N2):
моль/л.
Используя соотношение (5) запишем:
,
и определяем:
моль/л,
моль/л.
и рассчитываем равновесные концентрации:
моль/л.
моль/л.
Рассчитаем значение :
.
Ответ: Кс= 4,8610-3.