Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая, неорганическая и аналитическая химия. Учебное пособие
.pdf
61
Смещение химического равновесия.
Принцип Ле Шателье
Состояние химического равновесия зависит от температуры, давления, концентрации реагентов. Изменение даже одного фактора приводит к смещению равновесия. Влияние
этих факторов описывается
принципом смещения равновесия Ле Шателье:
при всяком внешнем воздействии на систему, нахо-
дящуюся в состоянии химического равновесия, равновесие
смещается в таком направлении, которое приводит к
ослаблению этого воздействия.
Основные выводы из принципа Ле Шателье:
1. Равновесие смещается вправо при увеличении концентраций исходных веществ и уменьшении концентраций
продуктов реакции. Равновесие смещается влево при уменьшении концентрации исходных веществ и увеличении концентрации продуктов реакции.
2. При повышении температуры равновесие смещается в
сторону эндотермической реакции, а при понижении – в сторону экзотермической реакции.
3. При увеличении давления равновесие смещается в
сторону уменьшения объёма, т.е. уменьшения числа молей
газа, а при уменьшении давления – в сторону увеличения числа молей газа.
Для примера рассмотрим равновесную газовую систему:
N
2(г)
+ 3H
2(г)
2NH
3(г)
.
Согласно закону смещения, уменьшение концентрации
одного из компонентов вызовет сдвиг химического равновесия в сторону образования компонента.
Уменьшение концентрации азота или водорода вызовет
смещение равновесия в сторону разложения аммиака.
62
Уменьшение концентрации N2 или H2
<――――――――――――――――――
N2 + 3H
2
2NH3
――――――――――――――――――>
Увеличение концентрации N2 или H
2
При повышении температуры равновесие смещается в
сторону эндотермической реакции, при понижении – в сторону экзотермической реакции.
экзотермический процесс (понижение температуры)
――――――――――――――――>
N2 + 3H
2
2NH
3
<―――――――――――――――
эндотермический процесс (повышение температуры)
При увеличении давления равновесие смещается в сто-
рону реакции, приводящей к образованию меньшего числа
молекул, при уменьшении давления – наоборот.
Увеличение давления (уменьшение общего числа моле-
кулы равновесной системе)
―――――――――――――――――>
N
2(г)
+ 3H
2(г)
2NH
3(г)
<―――――――――――――――――
уменьшение давления (увеличение общего числа моле-
кулы в равновесной системе)
Если в процессе обратимой реакции общее число молекул не меняется, изменение давления не влияет на состояние
химического равновесия газовой системы. Например, реакция, протекающая по уравнению
H
2(г)
+ I
2(пар)
2HI
63
не сопровождается изменением общего числа молекул
газа в системе.
Примеры решения задач
Пример 1. Константа равновесия гомогенной системы
СО (г)+Н2О (г) ↔СО2(г)+Н2 (г)
при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех ве-
ществ при равновесии, если исходные концентрации: (
СO
C
)
исх.
=З моль/л, (
OH
C
2
)
исх.
=2 моль/л.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной
реакции равны, а отношение констант этих скоростей называется константой равновесия данной системы и выражается
через равновесные концентрации участников реакции следующим образом:
К
равн.
=
ОНСО
НСО
СС
СС
2
22
В условии задачи даны исходные концентрации тогда
как в выражение К
равн.
входят только равновесные концентра-
ции всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации (
2
СO
C
)
равн.
== х моль/л. Согласно урав-
нению реакции:
х моль х моль х моль х моль
СО (г)+Н2О (г) ↔СО2(г)+Н2 (г)
1моль 1моль1моль1моль
число молей образовавшегося водорода при этом будет также
х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2О расходу-
ется для образования по х молей СО2 и Н2. Следовательно,
равновесные концентрации всех четырех веществ будут:
64
(
2
СО
С
)
равн.
= (
2
Н
С
)
равн.
= х моль/л;
(
СО
С
)
равн.
= (З — х) моль/л;
(
ОН
С
2
)
равн.
= (2 — х) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем
и исходные концентрации всех веществ:
1 =
)2()3(
2
хх
х
−−
,
Отсюда х = 1,2 моль/л. Таким образом, равновесные
концентрации участников реакции:
(
2
СО
С
)
равн.
= (
2
Н
С
)
равн.
=1,2 моль/л; (
СО
С
)
равн.
= (З — 1,2) =
1,8 моль/л;
(
ОН
С
2
)
равн.
= (2 — 1,2) = 0,8 моль/л.
Пример 2. Эндотермическая реакция разложения пен-
тахлорида фосфора протекает по уравнению
РСl5 (г) ↔РСl3 (г) + С12 (г);∆H
х.р.
= + 92,59 кдж.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции — разложения РСl5?
Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий
реакции. Направление, в котором сместилось равновесие,
определяется по принципу Ле Шателье:
а) так как реакция разложения РСl5 эндотермическая
(∆Н
х.р.
>0), то для смещения равновесия в сторону прямой ре-
акции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РСl5 ведет к увеличению объема (из одной
молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то
для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо
уменьшить давление;
65
в) смещения равновесия в указанном направлении мож-
но достигнуть как увеличением концентрации РСl5 так и
уменьшением концентрации РСl3 или С12.
Пример 3. Равновесие в системе H
2(г)
+ I
2(г)
↔ 2HI
(г)
уста-
новилось при следующих концентрациях участников реакции:
HI – 0,05 моль/л, водорода и иода – по 0,01моль/л. Как изменятся концентрации водорода и иода при повышении концентрации HI до 0,08моль/л?
Решение. Зная равновесные концентрации участников
реакции, можно рассчитать константу равновесия данной реакции:
25
01,001,0
05,0
2
2
22
=
=
=
IH
HI
cc
c
K
;
При повышении концентрации HI до 0,08моль/л равно-
весие сместится в обратном направлении, т.е.более интенсивно начнет протекать обратная реакция
х мольхмоль 2хмоль
H
2(г)
+ I
2(г)
↔ 2HI
(г)
1моль 1моль 2моль
Если убыль HI к моменту достижения нового состояния
равновесия принять равной2х моль, то прирост концентраций
Н2 и I2 к этому моменту составит х моль; подставив новые
равновесные концентрации в выражение для константы равновесия, получим:
25
)01,0()01,0(
)208,0(
2
=
++
−
=
хх
х
К
, откуда х = 0,004,
и новые равновесные концентрации Н2 и I2 составят
(0,01+0,004) = 0,014 моль/л.
66
Контрольные задания
71.При каких условиях равновесие реакции
MnO
2(к)
+ 4HCl
(г)
↔ MnCl
2(к)
+ Cl
2(г)
будет смещаться в сторону образования Cl2? Напишите
выражение константы равновесия данной реакции.
72. В каком направлении будет смещаться равновесие
системы2 СО
2(г)
↔ 2 СО
(г)
+ О
2 (г)
; ΔН
о
298
= + 566 кДж
при: а) увеличении давления в системе; б) увеличении концентрации СO; в) введении катализатора; г) уменьшении
температуры? Напишите выражение константы равновесия
данной реакции.
73.Как повлияет на выход SO2 в системе:
SO
3(г)
+ C
(к)
↔ SO
2(г)
+ CO
(г)
а) уменьшение общего объема смеси; б) уменьшение
концентрации SO3; в) введение катализатора?
74. Напишите выражение для константы равновесия го-
могенной системы
СН
4(г)
+ СО
2(г)
↔ 2 СО
(г)
+ 2 Н
2(г)
ΔН
о
298
>0;
Как следует изменить температуру и давление, чтобы
увеличить выход водорода? Как повлияет на величину выхода
водорода увеличение концентрации СО?
75.Восстановление Fe2O3 водородом протекает по урав-
нению
Fe2O
3(к)
+ 3 H
2(г)
↔ 2 Fe
(к)
+ 3 H2O
(г)
; ΔН
о
298
= +98,6 кДж
В каком направлении сместится равновесие системы а)
при уменьшении температуры;
б) увеличении концентрации водорода; в)понижении
давления? Напишите выражение константы равновесия данной реакции.
67
76. Константа равновесия системы СCl
4(г)
↔ 2Cl
2(г)
+C
(к)
при температуре 700 К составляет 0,77. Начальная концентрация СCl4 равна 3,2 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации участников реакции. Ответ:2,5 моль/л; 1,4 моль/л.
77. Исходные концентрации монооксида углерода и во-
дяного пара в системе:
СО + Н2О ↔ СО2 + Н
2
составляли соответственно 0,09 и 0,03 моль/л. К моменту равновесия прореагировало 22% СО. Найдите равновесные концентрации остальных участников реакции и константу равновесия. Ответ:0,02моль/л;0,07моль/л;0,01моль/л;0,57.
78. В каком направлении сместится равновесие системы
СО
(г)
+ 3 Н
2(г)
↔ СН
4(г)
+ Н2О
(г)
; ΔН
о
298
<0
а) при повышении температуры; б) введении катализатора;
в)понижении давления? Напишите выражение константы
равновесия данной реакции.
79. При 494оС константа равновесия реакции 2NО
(г)
+О
2(г)
↔ 2NО
2(г)
равна 2,2. Равновесные концентрации NО и
О2 соответственно равны 0,020 и 0,030 моль/л. Вычислите их
исходные концентрации. Ответ: 0,025 моль/л; 0,0325
моль/л.
80. Исходная концентрация метана СН
4
в системе
СН
4(г)
↔ С
(к)
+ 2 Н
2(г)
составила 0,035 моль/л. К моменту
равновесия прореагировало 80 % метана. Рассчитайте значение константы равновесия. Ответ: 0,112.
68
V.VII РАСТВОРЫ
V.VII.I РАСТВОРИМОСТЬ И ЕЁ ЗАВИСИМОСТЬ
ОТ РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ
Растворы – это гомогенные системы, состоящие из
двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия.
По агрегатному состоянию растворы бывают жидкие,
твердые и газообразные. Наибольшее значение имеют водные
растворы.
Для характеристики жидких растворов используют понятия растворитель и растворенное вещество. При образо-
вании раствора из двух смешивающихся жидкостей растворителем называют ту жидкость, которая присутствует в большем количестве. Если же раствор образуется путем растворения в жидкости вещества, находящегося в твердом или газообразном состоянии, то растворителем называют вещество,
агрегатное состояние которого при образовании раствора не
изменяется.
Понятия «растворитель» и «растворенное вещество» не
применяют по отношению к твердым и газовым смесям, независимо от того, в каких соотношениях находятся в этих системах компоненты.
Растворимостью называют способность данного вещества растворяться в воде или ином растворителе. Ко-
личественно растворимость характеризуется концентрацией
насыщенного раствора при определенной температуре и давлении. Растворимость зависит от природы растворенного вещества и растворителя, температуры, внешнего давления.
Растворимость различных веществ в одном и том же
растворителе, например в воде, может изменяться в значительных пределах (рис.8.). Различают: легкорастворимые
вещества, растворимость которых при 200С превышает 10г
на 100г растворителя; труднорастворимые – если эта рас-
69
творимость в пределах 0,01 – 1,00г на 100г растворителя;
практически нерастворимые – при растворимости менее
0,01г.
Образование любого раствора из компонентов является
сложным обратимым процессом, состоящим из собственно
растворения или перехода вещества в раствор и обратного
выделения вещества из раствора. Процесс растворения твердого вещества в жидкости начинается с отделения его молекул, атомов или ионов от поверхности кристаллов под влиянием их собственных колебаний и молекул растворителя, а
также за счет силового взаимодействия между всеми частицами. Далее отделившиеся от поверхности кристаллов частицы постепенно распределяются во всем объеме раствора за
счет диффузии.
Раствор, для которого устанавливается равновесие между скоростью перехода частиц в раствор и скоростью их обратного осаждения на поверхности кристаллов, называют
насыщенным.
а б
Рис. 9 Кривые растворимости твердых (а) и газооб-
разных (б) веществ.
70
При растворении в жидкостях твердых веществ с увели-
чением температуры растворимость большинства веществ
увеличивается. Если твердое вещество при растворении не
образует с растворителем прочных химических соединений,
процесс растворения будет сопровождаться поглощением
теплоты.
Поскольку растворение жидкостей друг в друге обычно
сопровождается поглощением теплоты, в системах жидкость
– жидкость наблюдается рост взаимной растворимости с увеличением температуры (рис.9а).
Растворение в жидкостях газов почти всегда связано с
выделением теплоты, чему отвечает снижение растворимости
с ростом температуры (рис.9б).
Если растворяемое вещество газ, а растворителем является жидкость (или твердое вещество), то образование раствора сопровождается значительным уменьшением объема
системы. В соответствии с этим растворимость газов в жидкостях заметно возрастает по мере увеличения давления. Согласно закону Генри при постоянной температуре растворимость газа прямо пропорциональна его парциальному давлению над раствором:
Сж= к∙Р,
где Сж– растворимость газа в жидкости, к – коэффициент пропорциональности,
Р – парциальное давление, которое производило бы
имеющееся в смеси количество данного газа, если бы оно одно занимало при той же температуре весь объем занимаемый
системой.
Закон Генри соблюдается относительно точно лишь в
случае разбавленных растворов, при небольших парциальных
давлениях газа и при отсутствии химического взаимодействия
газа с растворителем.
Растворимость газов в растворах электролитов и других
веществ, склонных к гидратации, всегда меньше, чем в чистой
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]