- •Российский национальный исследовательский
- •1. Некоторые основные понятия и законы химии
- •2. Энергетика химических реакций
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •3. Химическое равновесие
- •3.1 Основные понятия и признаки химического равновесия
- •3.2 Смещение химического равновесия
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы
- •4.1. Основные понятия. Образование растворов
- •4.2. Способы выражения состава растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Равновесия в растворах электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •6. Растворы сильных электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •7. Буферные растворы
- •7.1 Основные понятия
- •7.2 Свойства буферных растворов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •8. Равновесия в системе осадок― раствор
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •9. Строение атома
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •10. Окислительно_восстановительные реакции
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Основные схемы электронно-ионных полуреакций в различных средах
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •11. Химическая связь.
- •11.1 Ковалентная связь
- •Механизмы образования химической связи
- •Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул
- •Делокализованная π-связь
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Свойства ковалентной связи
- •11.2. Ионная связь
- •11.3 Водородная связь
- •11.4. Металлическая связь
- •11.5. Химическая связь в твердых телах
- •12. Комплексные соединения
- •12.1. Основные понятия
- •12.2. Строение комплексных соединений
- •12.3 Природа химической связи в комплексных соединениях
- •12.4. Устойчивость комплексных соединений
- •12.5. Свойства комплексных соединений
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •Приложение
- •Содержание
3.2 Смещение химического равновесия
Переход равновесной химической системы из одного состояния равновесия (с одними равновесными концентрациями) в другое ( с другими равновесными концентрациями) называется смещением химического равновесия, которое происходит в результате изменения температуры, концентрации, давления. Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье:
Если на систему в состоянии истинного равновесия воздействовать извне, изменяя термодинамические параметры, то равновесие сместится в таком направлении, которое ослабит эффект внешнего воздействия.
При смещении равновесия, вызванного изменением концентраций и давления, константа равновесия остаётся постоянной, при изменении температуры константа равновесия меняется.
Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, понижение—экзотермической.
При увеличении концентрации хотя бы одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при добавлении продуктов — в сторону исходных веществ.
Повышение давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая идёт с уменьшением числа молекул.
Изменение давления вызывает смещение равновесия только в реакциях с участием газообразных веществ и притом лишь в тех случаях, где сумма стехиометрических коэффициентов в левой и правой части реакции не равны.
Пример 1. Константа равновесия системы H2(г) + I2(г) = 2HI(г) при некоторой температуре равна 40. Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации этих веществ составляют (в моль/л):
[I2] = 0,01; [H2] = 0,03.
Решение: Пусть уменьшение концентрации водорода и иода к моменту равновесия будет x. Тогда равновесные концентрации составят( в моль/л):
[I2] =(0,01– x); [H2] = (0,03 – x); [HI] = 2x.
Константа равновесия данной реакции равна: Кр = [HI]2 / [H2] ∙ [I2] = 40.
40= (2x)2 / (0,01 – x)(0,03 – x) = 4x2 / (x2 – 0,04x + 0,0003).
36x2 – 1,6x + 0,012 = 0.
Решение этого уравнения даёт два корня:x1= 0,0349 моль/л и x2= 0,0096моль/л
Так как исходная концентрация иода равна 0,01 моль/л, уменьшение концентрации не может превышать эту величину и, следовательно, решением задачи будет
x2= 0,0096моль/л.Тогда равновесные концентрации реагирующих веществ будут равны(в моль/л):
[[H2]р = 0,01 – 0,0096 = 0,0004; [I2]р = 0,03 – 0,0096 = 0,0204; [HI]р = 2 0,0096 = 0,0192.
Пример 2.Химическое равновесие реакции СО2(г) + Н2(г) = СО(г)+Н2О(г)
Установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ(моль/л):
[CO2] = 7,0; [H2] = 5,0; [CO] = 10; [H2O] = 14. Равновесие системы было нарушено вследствие уменьшения концентрации Н2О до 11 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации реагирующих веществ после сдвига равновесия.
Решение. Уменьшение концентрации Н2О показывает, что равновесие сместилось в сторону прямой реакции. Таким образом, концентрация СО2 и Н2 уменьшилась, а концентрация СО и Н2О увеличилась. Пусть изменение концентрации реагирующих веществ будет х моль/л. Тогда новые равновесные концентрации после смещения равновесия будут равны (в моль/л):
[CO2] = (7–x); [H2] = (5–x); [CO] = (10 + x); [H2O] = (11 + x).
Константа равновесия данной реакции равна:
Кс = [CO] [H2O] / [CO2][H2] = 10 · 14 / 7 · 5 = 4,0.
4 = (10 +x) (11 +x) / (7 – x)(5 – x) = (110 + 21x + x2) / (35 – 12x + x2).
x2 – 23x +10 = 0; x1 = 22,56; x2 = 0,44.
Реальное значение имеет второй корень. Следовательно, х = 0,44моль/л.
Новые равновесные концентрации:
[CO2] = 7,0 – 0,44 = 6,56 моль/л; [H2] = 5,0 – 0,44 = 4,56 моль/л;
[CO] = 10,0 + 0,44 = 10,44 моль/л; [H2O] = 11,0 + 0,44 = 11,44 моль/л.