Химическое равновесие
Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 7, 9 и таблицей 1 ᾽᾽Стандартные энтальпии образования веществ᾽᾽.
Химические реакции бывают обратимыми и необратимыми. Для обратимых реакций характерно состояние химического равновесия.
Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, т.е.
Vпр =Vобр.
Равновесное состояние системы характеризуется константой химического равновесия. Так, например, для обратимой реакции
4 HCl + O2 ⇄ 2 H2O + 2 Cl2
константа химического
равновесия выражается следующим образом
.
В общем случае в обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов реакции, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно постоянной величине, называемой константой равновесия.
Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.
Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий, таких как температура, концентрация, давление, приводят к нарушению равновесия в системе и переходу ее в новое равновесное состояние.
Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производить какое-либо внешнее воздействие, то в этой системе самопроизвольно происходят процессы, ослабляющие оказанное воздействие.
Пример 1. Куда будет смещаться равновесие при изменении температуры для системы
2NO2 ⇄ N2O4; ∆H= -57 кДж/моль?
Решение. В ходе реакции наблюдается выделение теплоты, реакция является экзотермической. В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие для данной системы будет смещаться в сторону ослабления оказанных воздействий. Значит, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. влево. Если же температуру системы понижать, то равновесие сместится вправо, т.е. в сторону прямой реакции.
Пример 2. В какую сторону сместится равновесие в системе:
H2 + J2 ⇄ 2HJ при уменьшении концентрации иода?
Решение. По принципу Ле Шателье изменение концентрации одного из исходных веществ приводит к определенным изменениям в равновесном состоянии системы. В конкретном случае при уменьшении концентрации иода равновесие сместится в сторону его воспроизведения, т.е. в сторону обратной реакции, в результате которой из иодоводорода и будет получаться дополнительное количество иода.
Пример 3. Как сместится равновесие в системе:
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3, если увеличить давление?
Решение. В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение внешнего давления вызовет такие изменения, которые приведут к уменьшению давления в системе. Так как из 4 моль газа (из четырех объемов) образуется 2 моль (два объема) аммиака, то равновесие сместится вправо, т.е. в сторону меньшего объема.
Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы:
СО(г)+Н2О(г) ⇄ СО2(г)+Н2(г) при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации:
[СО]исх=3 моль/л,[Н2О]исх=2 моль/л.
Решение. При равновесии скорость прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
Vпр= k1[СО][Н2О]; Vобр= k2[СО2][Н2];
В условии задачи
даны исходные концентрации, тогда как
в выражение
входят только равновесные концентрации
всех веществ системы. Предположим, что
к моменту равновесия концентрация
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 Н2О
расходуется для образования СО2
и Н2.
Следовательно, равновесные концентрации
всех четырех веществ составляют:
;
;
.
Зная константу равновесия, находим значение х, затем исходные концентрации всех веществ:
;
;
.
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
