Химия. Основные закономерности протекания химических процессов. Решение задач. Учебно-методическое пособие

Подставим полученные значения равновесных концентраций в выражение для константы равновесия:

Пример 3.10. Рассчитайте константу равновесия Kc для обратимой химической реакции:

NO2(г) + SO2(г) NO(г) + SO3(г)

при 25 С по известным значениям энергии Гиббса образования веществ:

Оцените возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении и направление смещения равновесия.

Решение. Опираясь на следствие из закона Гесса, рассчитаем стандартную энергию Гиббса приведенной реакции:

rG0 = fG0(SO3(г)) + fG0(NO(г)) – fG0(NO2(г)) – fG0(SO2(г));

rG0 = –371 + 87 – 52 – (–300) = –36 кДж.

Энергия Гиббса отрицательна ( rG0 < 0), следовательно, процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Из уравнения изотермы Вант-Гоффа рассчитаем величину константы равновесия Kc:

71

Kc =2 · 106.

Проведенный расчет показывает, что Kc >> 1. Это означает, что при t = 25 С равновесие данной реакции сильно смещено в сторону прямой реакции.

Пример 3.11. Обратимая химическая реакция описыва-

ется уравнением N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г). Стандартная энтальпия реакции rH0 = –92,4 кДж.

Рассчитайте температуру, при которой система находится в равновесии (Kс = 1), и константу равновесия при 298 К. Определите направление смещения равновесия при изменении температуры.

Решение. Обратившись к справочным данным, рассчитаем значение стандартной энтропии реакции.

rS0 = 2S0(NH3) – S0(N2) – 3S0(H2) =

= 2 · 192,6 – 191,4 – 3 · 130,5 = –197,7 Дж/К.

r S0 = –0,1977 кДж/К.

Энергия Гиббса реакции r G0 = r H0 – T r S0. Если система находится в равновесии, то Kс = 1, и r G0 = 0. Тогда r H0 = = T r S0. Отсюда температура, при которой система находится в равновесии, равна

T r H0 92,4r S0 –0,1977

Для реакции получения аммиака зависимость энергии Гиббса от температуры выражается уравнением

r GT0 –92,4 0,1977 · T.

72

При стандартной температуре

Kc,298 =7,9 · 105.

Kc,298 > Kc,467. Это значит, что равновесие смещается в прямом направлении при понижении температуры.

Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1. Определите направление смещения равновесия в обратимой реакции

CaCO3(к) CaO(к) + CO2(г), r H0 > 0:

а) при повышении температуры; б) при повышении давления;

в) повышении концентрации CaO.

2. Определите направление смещения равновесия в обратимой реакции

2C(к) + O2(г), 2CO(г), r H0 < 0:

а) при повышении температуры; б) при понижении давления;

в) повышении концентрации O2(г).

3. Реакция получения аммиака протекает по уравнению

N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г).

Определите, как следует изменить температуру и давление в реакции, чтобы увеличить выход аммиака.

4. Определите, как следует изменить температуру и давление в следующей реакции, чтобы увеличить выход цинка:

73

ZnO(к) + CO(г) Zn(г) + CO2(г), r H0 < 0.

Напишите выражение для константы равновесия реакции.

5. Определите, как следует изменить температуру и давление в реакции получения никеля разложением его карбонила, чтобы увеличить выход металла:

[Ni(CO)4](г) Ni(к) + 4CO(г), r H0 0.

Напишите выражение для константы равновесия реакции.

6. Определите, как повлияет температура на смещение

равновесия в системе CH4(г) + 2H2O(г) 4H2(г) + CO2(г). Для расчета энтальпии реакции обратитесь к значениям энталь-

пии образования веществ в прил. 2.

7. Определите направление смещения равновесия эндо-

термической реакции SO3(г) + NO(г) SO2(г) + NO2(г) при одновременном повышении температуры и понижении давления.

8. В момент равновесия в системе CO(г) + Cl2(г) COCl2(г) равновесные концентрации реагентов равны: [CO] = 0,3 моль/л;

[Cl2] = 0,2 моль/л; [COCl2] = 0,5моль/л. Определите начальные молярные концентрации CO и Cl2.

9.Вычислите значение константы равновесия и исходную концентрацию диоксида азота для реакции 2NO2(г) 2NO(г) +

+O2(г), если равновесные концентрации реагентов равны: [NO2] = 0,5 моль/л, [NO] = 1,2 моль/л, [O2] =0,6 моль/л.

10.Вычислите значение константы равновесия для обра-

тимой химической реакции: H2(г) + Cl2(г) 2HCl(г), если начальные концентрации реагентов с0(H2) = 6 моль/л, с0(Cl2) =

= 8 моль/л, а к моменту равновесия прореагировало 50% водорода.

11.В обратимой реакции, описываемой уравнением N2(г) +

+3H2(г) 2NH3(г), равновесие установилось при [N2] =

=1,5 моль/л. Рассчитайте значение константы равновесия, если начальные концентрации азота и водорода равны: с0(N2) =

=2 моль/л, с0(H2) = 6 моль/л.

74

12. Вычислите значение константы равновесия и начальные концентрации С2H4(г) и O2(г) для обратимой химической

реакции С2H4(г) + 3O2(г) 2CO2(г) + 2H2O(г), если равновесные концентрации реагентов равны: [С2H4] = [O2] = 2 моль/л;

[CO2] = 4 моль/л; [H2O] = 4 моль/л.

13.При 300 К константа равновесия реакции СH4(г) + Cl2(г)

СН3Cl(г) + HCl(г) равна 1. Начальные концентрации реаген-

тов равны: с0(CH4) = 5 моль/л; с0(Cl2) = 4 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации всех реагентов и продуктов реакции.

14.В сосуд объемом 6 л введено 15 г водорода и 610 г йода. В момент равновесия концентрация образовавшегося иодоводорода составила 0,3 моль/л. Рассчитайте значение константы равновесия реакции.

15.Начальные концентрации хлорида натрия и серной

кислоты в реакции NaCl+ H2SO4 NaHSO4 + HCl равны соответственно 0,8 и 1,5 моль/л. После установления равнове-

сия концентрация хлороводорода составила 0,6 моль/л. Вычислите значение константы равновесия реакции.

16.Обратимая химическая реакция описывается уравнением:

2H2O(г) 2H2(г) + O2(г).

Рассчитайте константу равновесия реакции, если начальная концентрация водяного пара равна 1,5 моль/л, а равновесная концентрация кислорода составляет 0,05 моль/л.

17.При некоторой температуре константа равновесия

реакции A(к) + B(г) C(г) равна 1. Рассчитайте равновесную молярную концентрацию вещества B, если его начальная

концентрация была 8 моль/л, а начальная концентрация вещества С составляла 2 моль/л.

18.Обратимая химическая реакция описывается урав-

нением: A(к) + B(г) C(к) + D(г). При некоторой температуре константа равновесия реакции равна 0,5. Определите равно-

весную молярную концентрацию вещества B, если его начальная концентрация составляла 6 моль/л.

75

19.При некоторой температуре константа равновесия

обратимой химической реакции H2(г) + S(г) H2S(г) равна 2. Определите равновесные концентрации реагентов и продук-

та реакции, если начальные концентрации реагентов равны: c0(H2) = 3 моль/л, c0(S)= 2 моль/л.

20.Равновесие в системе 2HBr(г) H2(г) + Br2(г) установилось при концентрациях: [HBr] = 0,6 моль/л, [H2] = 1,2 моль/л,

[Br2] = 1,2 моль/л. Рассчитайте константу равновесия реакции и начальную концентрацию бромоводорода.

21.Константа равновесия реакции CH3COOH + C2H5OH

CH3COOC2H5 + H2O при температуре 12 С равна 1. Рассчитайте равновесные концентрации реагентов и продуктов

реакции, если начальные концентрации реагентов равны: c0(CH3COOH) = 1моль/л, c0(C2H5OH) = 0,2 моль/л.

22.Рассчитайте температуру, при которой константа равновесия реакции FeO(к) + CO(г) Fe(к) + CO2(г) будет равна

единице. Примите HT0 H2980 , ST0 S2980 .

23. Рассчитайте температуру, при которой константа

24. Рассчитайте константу равновесия реакции синтеза

метана C(к) + 2H2(г) CH4(г) при температуре 1300 С по следующим данным:

76

25. Рассчитайте константу равновесия реакции H2(г) +

Cl2(г) 2HCl(г) при стандартных условиях, используя следующие данные:

77

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Умение решать задачи, проводить термодинамические, термохимические и кинетические расчеты является одним из базовых умений бакалавров и специалистов. Решение расчетных задач способствует формированию и развитию профессиональных компетенций будущих специалистов, учит анализировать и сопоставлять результаты, полученные разными способами.

78

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. 3-е изд. М.: Высшая школа, 1998. 743 с.

2.Глинка Н.Г. Общая химия: учебник для вузов / под ред. А.И. Ермакова. 28-е изд., перераб. и доп. М.: ИнтегралПресс, 2000. 728 с.

3.Зайцев О.С. Химия: учебник для студ. высш. учеб. заведений. М.: Изд. Центр «Академия», 2008. 544 с.

4.Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов. 2-е изд. М.: Химия, 1993. 592 с.

5.Общая химия в формулах, определениях, схемах: учеб. пособие / И.Е. Шиманович, М.Л. Павлович, В.Ф. Тикавый, П.М. Малашко; под ред. В.Ф. Тикавого. Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996. 528 с.

6.Коржуков Н.Г. Общая и неорганическая химия: учеб. пособие / под ред. В.И. Деляна. М.: МИСИС: ИНФРА-М, 2004. 512 с.

7.Морозов В.В., Тюльнин В.А., Юшина Т.И. Основы химической термодинамики: учеб. пособие. М.: МГГУ, 2008. 42 с.

8.Русихина Л.П., Гокжаев М.Б. Химическая кинетика. Химическое равновесие: учеб. пособие. М.: МГГУ, 2008. 72 с.

9.Краткий справочник физико-химических величин / под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой. 8-е изд. Л.: Химия, 1983. 232 с.

10.Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Константы неорганических веществ: справочник / под ред. Р.А. Лидина. 2-е изд., перераб. и доп. М.: Дрофа, 2006. 685 с.

11.Лидин Р.А. Справочник по общей и неорганической химии. М.: Просвещение: Учеб. лит., 1997. 256 с.

79

Приложение 1 ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

* Лантаноиды

80