Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
методичка по химии.doc
Скачиваний:
56
Добавлен:
10.09.2019
Размер:
3.46 Mб
Скачать

3.3. Влияние температуры на скорость химической реакции

Скорость химической реакции зависит от температуры. Влияние температу­ры на скорость химической реакции выражается в приближённой форме прави­лом Вант-Гоффа, согласно которому повышение температуры на каждые 10° уве­личивает скорость реакции примерно в 2...4 раза:

, (1)

где – скорость реакции при температуре t1;

– скорость реакции при температуре t2;

– температурный коэффициент, т.е. число, показывающее, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на каждые 10°, или

. (2)

Пример 4. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 20 до 60 °С, если γ = 2?

Решение. Используем выражение (1), в которое подставляем данные: t2 = 60 °C; t1 = 20 °С; γ = 2. Получаем

= · 24 = 16 ,

т.е. при повышении температуры на 40°С скорость реакции возросла в 16 раз ( = 16).

Пример 5. Некоторая реакция в газовой фазе при 100 °С заканчивается за 27 с. За сколько секунд закончится та же реакция при температуре 130 °С, если γ = 3?

Решение. Время протекания реакции обратно пропорционально скорости реакции. Поэтому в выражение (1) вместо подставляем τ1 = 27с, а вместо – время, необходимое для протекания реакции при 130 °С (τx), t2 = 130 °С, t1 = 100 °С, γ = 3, тогда

27 = х · = 27 · х.

Отсюда τ x = = 1с, т.е. при температуре 130 °С реакция закончится за 1с.

3.4. Химическое равновесие

Под химическим равновесием понимают такое состояние системы, когда скорость прямого процесса равна скорости обратного процесса:

a А + b B ↔ c C + d D.

Неизменные при данных температуре и давлении концентрации компонен­тов системы, в которой установилось равновесие, называют равновесными.

Отношение произведений продуктов реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций реагентов, также взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, является постоянной величиной. Эта постоянная называется константой равновесия.

Константа химического равновесия может выражаться через равновесные молярные концентрации реагентов (Кc) или через парциальные давления для го­могенных реакций между газами (К ).

Пример 6. Напишите выражения констант равновесия Кc и К для следую­щих реакций:

1) СO2(г) + H2(г) ↔ CO(г) + H2O(г);

2) С(к) + CO2 (г) ↔ 2CO(г).

Решение. Константы равновесия Кс и К для реакции 1:

Кс ; ,

для реакции 2: Кс ; .

Вещество C(тв) находится в твердом состоянии, его парциальное давление равно давлению его насыщенного пара, которое (при Т = const) постоянно и не вво­дится в константу равновесия.

Пример 7. При нагревании водорода и йода в замкнутом сосуде протекает реакция H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г). Равновесная смесь содержит 5,64 моль/л HI, 0,12 моль/л I2 и 5,28 моль/л Н2. Вычислите константу равновесия указанной реак­ции и исходные концентрации Н2 и I2.

Решение. Данная реакция идёт без изменения объема, и значение константы равновесия будет одинаково при всех способах выражения концентраций. Поэтому можно записать Кс = , подставив числа молей этих веществ, получим Кс = = 50,19.

Определяем исходные концентрации йода и водорода. Для образования 2 моль HI расходуется 1 моль Н2 и 1 моль I2. К моменту достижения равновесия в смеси образовалось 5,64/2 моль НI2 и 5,64/2 моль Н2. Находим исходные кон­центрации этих веществ:

= + 0,12 = 2,94 моль/л;

= + 5,28 = 8,1 моль/л.

Пример 8. При 1000 °С константа равновесия К2 реакции FeO(кр) + СО(г) ↔ ↔ Fe(кр) + СО2(г) равна 0,5. Каковы равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли: СCO = 0,05 моль/л; = 0,01 моль/л?

Решение. В гетерогенных системах реакция идёт на поверхности раздела фаз, поэтому концентрация оксида железа (II) и железа, образующих твёрдую фа­зу, остаются постоянными и не влияют на скорость реакции. Следовательно, в выражение константы равновесия, как и в выражения скорости реакции, они не входят.

Пусть к моменту равновесия в реакцию вступило х молей СО. Тогда согласно уравнению реакции образовалось х молей СО2. Таким образом, к моменту равновесия: [СО] = (0,05 – х) моль/л, [СО2] = (0,01 + х) моль/л.

Отсюда Кс = .

Подставив в это выражение Кс = 0,5, получим х = 0,01, а [СО] = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/л и [СО2] = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.