2. Задачи с использованием закона Вант-Гоффа

Пример 1

Как изменится скорость гомогенной реакции при повышении температуры от 67⁰ до 97⁰ при температурном коэффициенте равном четырём?

Решение

Запишем формулу закона Вант-Гоффа:

Подставим известные данные: =4^30/10 =4³ = 64, где t₂-конечная температура (97⁰), а t₁-начальная температура (67⁰). Следовательно при повышении температуры от 67⁰ до 97⁰ скорость гомогенной реакции увеличится в 64 раза.

Пример 1

Рассчитайте чему равен температурный коэффициент скорости, если известно, что понижении температуры от 150⁰ до 120⁰ скорость реакции уменьшилась в 27 раз.

Решение

Запишем формулу закона Вант-Гоффа:

и выразим из неё :

Подставим данные ==3

где t₂=120, t₁=150 (температура понижается ), а отношение конечной скорости к начальной, т. к. при уменьшении температуры скорость уменьшается.

3. Задачи с использованием закона объёмных отношений

Формулировка закона: если в реакцию вступают газообразные вещества и такие же вещества образуются в результате реакции, то их обёмы относятся друг к другу как небольшие целые числа, равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции перед формулами этих веществ. Например, для гомогенной реакции aA + bB = cC + dD формула будет выглядеть следующим образом:

,

Этот закон относится к основным законам химии и может быть применён в химической кинетике применительно к концентрации.

Пример 1

Реакция идет по уравнению 2Н_2(г)+O_2(г)=2Н₂O_(г). Концентрации исходных веществ до начала реакции были [Н₂]=0,06 моль/л, [O₂]=0,02 моль/л. вычислите концентрации этих веществ в момент, когда [Н₂O]=0,01 моль/л.

Решение:

В этой реакции Н_2(г) и O_2(г) относятся к исходным веществам, концентрация которых с течением времени уменьшается по мере того, как эти вещества расходуются, а Н₂O_(г) – к продуктам реакции, концентрация которых с течением времени увеличивается по мере того, как эти вещества образуются. Из закона объёмных отношений следует, что один объём О₂ взаимодействует с двумя объёмами Н₂ и при этом образуется два объёма Н₂O, т. е. если получается 0,01 моль/л Н₂O, то расходуется столько же Н₂ и в два раза меньше О₂. В виде формулы это можно записать следующим образом:

: отсюда x=0,01 моль/л

где обр-образованное и изр-израсходованное

: отсюда x=0,005 моль/л

Таким образом концентрации этих веществ в момент, когда [Н₂O]=0,01 моль/л будет равна: [H₂]=[H₂]_нач-[H₂]_изр=0,06-0,01=0,05моль/л и [O₂]=[O₂]_нач-[O₂]_изр=0,02-0,005=0,015 моль/л (где нач- начальная концентрация веществ)

Пример 2

До начала реакции концентрации исходных веществ в гомогенной системе K+2L=3M+F

были равны: [K]=0,5 моль/л, [L]=0,12 моль/л. Найдите концентрации всех веществ на тот момент времени, когда концентрация L уменьшилась в три раза.

Решение:

При уменьшении концентрации L в три раза, на данный момент времени она будет равна [L] = [L]_нач / 3 = 0,12 / 3 =0,4 моль/л. Следовательно, в ходе реакции израсходовалось некоторое количество вещества L: [L]_изр = [L]_нач-[L] = 0,12 – 0,4 = 0,8 моль/л. В случае определения концентрации вещества К следует помнить, что вещество L не расходуется само по себе, а вступает в реакцию с К в соотношении 2 к 1, т. е. , отсюдах = 0,4 моль/л

_ Значит на данный момент времени концентрация вещества К будет равна [К] = [К]_нач-[К]_изр = 0,5 – 0,4.= 0,1 моль/л. Также по закону объёмных отношений можно найти и концентрации образованных веществ M и F:

, отсюда х = 0,12 моль/л.

Концентрацию вещества F можно найти таким же образом по концентрации K или L, а можно и полученной концентрации М:

, отсюда х = 0,4 моль/л

Поскольку не были даны исходные концентрации этих веществ, то мы можем считать, что начальная концентрация продуктов реакции равна нулю. Следовательно, на тот момент времени, когда концентрация L уменьшилась в три раза, концентрации других веществ будут равны: [К] = 0,1 моль/л;[M] = 0,12 моль/л; [F] =0,4 моль/л

СОВЕТ: в формулу закона необходимо подставлять не начальные или конечные концентрации для исходных веществ, а именно израсходованные, прореагировавшие.

Химическое равновесие

В химических реакциях исходные вещества не всегда полностью превращаются в продукты реакции. Это происходит потому, что по мере накопления продуктов реакции могут создаваться условия для протекания обратимой реакции в противоположном направлении.

Например, если смешать пары иода с водородом при температуре 200 °С, то произойдет реакция:

Однако известно, что йодистый водород уже при нагревании до 180 °С начинает разлагаться на иод и водород:

Понятно, что в этих условиях не произойдет ни полного разложения НI, так как продукты реакции способны вновь реагировать между собой, ни полного образования йодистого водорода

Обратимая химическая реакция – это реакция, в ходе которой происходят превращения как в прямом, так и в обратном направлениях, Первым, кто четко сформулировал представление об обратимости химических реакций, был К.Бертолле (1799). Участвуя в Египетской экспедиции Бонапарта, он обратил внимание на образование карбоната натрия в соляных озерах и пришел к заключению, что карбонат натрия образуется в результате взаимодействия между насыщенным раствором хлорида натрия и растворенным карбонатом кальция. Этот процесс обратен проводимой в лаборатории реакции между карбонатом натрия и растворенным хлоридом кальция с образованием карбоната кальция.

При написании уравнений обратимых реакций вместо знака равенства ставят две противоположно направленные стрелки. Уравнение рассмотренной выше обратимой реакции запишется следующим образом:

Реакцию, протекающую слева направо называют прямой (константа скорости прямой реакции k₁), справа налево — обратной (константа скорости обратной реакции k₂).

В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходуемых на образование продуктов реакции. И наоборот, обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. Следовательно, скорость прямой реакции уменьшается, а обратной — увеличивается. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными.

 График изменения скоростей прямой и обратной реакции во времени 1

 График изменения скоростей прямой и обратной реакции во времени 2

V V₁- скорость прямой реакции

V₂- скорость обратной реакции

V₁=V₂ – состояние химического равновесия

V₁

V₁=V₂

V₂



Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Положение равновесия можно определить, зная скорости прямой и обратной реакций. Уравнение обратимой реакции имеет вид

согласно закону действующих масс, скорости прямой реакции u₁ и обратной u₂ соответственно запишутся следующим образом:

В равновесии скорости прямой и обратной реакций равны:

k₁[A]^m[B]ⁿ= k₂[C]^p[D]^q

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций. Преобразуем эту формулу и получим:

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции, т. е. численное значение константы равновесия характеризует тенденцию к осуществлению реакции или, другими словами, характеризует выход данной реакции. Так, при К >> 1 выход реакции велик (равновесие смещено в сторону прямой реакции ), так как при этом

Понятно, что при К << 1 выход реакции мал (.равновесие смещено в сторону обратной реакции ).