Химическое равновесие

Рабочая программа. Химическое равновесие. Константа химического равновесия, К_с, К_р. Константа химического равновесия и изменение энергии Гиббса химической реакции. Смещение химического равновесия. Принцип Лё Шателье. Способы смещения химических равновесий.

Рассмотрим обратимую химическую реакцию между йодом и водородом:

.

Скорости прямой и обратной реакций определяются соотношениями

;

,

где – текущая (неравновесная) концентрация реагента.

В начальный момент времени скорость прямой реакции определяется начальной концентрацией йода и водорода, а скорость обратной реакции равна нулю, т.к. начальная концентрация йодида водорода также равна нулю. По мере расходования йода и водорода и образования йодида водорода скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции растет. Изменение концентраций реагентов в ходе реакции показано на рис. 4.7.

Из рис. 4.7 следует, что, начиная с некоторого момента, состав реакционной смеси перестает изменяться. Это отвечает равенству скоростей прямой и обратной реакций:

, или , или ,

где с_В – равновесная концентрация реагента.

Такое состояние реагирующей системы называется химическим равновесием. Состояние химического равновесия устойчиво и может сохраняться неограниченно долго при постоянных внешних условиях. Это не означает прекращения реакций. В состоянии химического равновесия прямая и обратная реакции протекают с равными скоростями, следовательно, химическое равновесие является динамическим равновесием.

Отношение констант скоростей прямой и обратной реак-

ций является также величиной постоянной и носит название константы химического равновесия:

.

Величина константы химического равновесия зависит только от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на величину константы химического равновесия. Он лишь ускоряет достижение состояния химического равновесия.

Для обратимой реакции, записанной в общем виде

аА + bB ↔ dD + eE,

константа химического равновесия, выраженная через молярные концентрации, запишется следующим образом:

. (4.12)

Концентрации реагирующих веществ могут быть выражены различными способами, например через парциальные давления. В этом случае константа равновесия реакции в общем виде будет выглядеть так:

. (4.13)

Отметим, что константа равновесия гетерогенных реакций не включает концентрации твердых веществ. Например, константа равновесия реакции термического разложения карбоната кальция

СаСО_{3(т )} = СаО_(т) + СО_2(г)

запишется как

.

Пример 4.6.В системе А_(г) + 2В_(г) ↔ С_(г) равновесие установилось при следующих концентрациях веществ: с_А = =0,06 моль/л; с_В=0,12 моль/л; с_С = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Решение. Константа равновесия данной реакции выражается уравнением

Подставляя в него данные задачи, получим

.

Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что согласно уравнению реакции из 1 моль А и 2 моль В образуется 1 моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моль вещества С, то при этом было израсходовано 0,216 моль А и 0,432 моль В (0,216×2 = =0,432).Таким образом, исходные концентрации А и В равны:

= 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л; = 0,12 + 0,432 =0,552 моль/л.

Пример 4.7.При некоторой температуре константа диссоциации йодида водорода на простые вещества равна 6,25×10^-2. Какой процент HI диссоциирует при этой температуре?

Решение. Уравнение реакции диссоциации HI имеет вид

2HI ↔ H₂ + I₂.

Обозначим начальную концентрацию HI через (моль/л). Если к моменту наступления равновесия из каждых моль HI продиссоциировало xмоль, то при этом согласно уравнению реакции образовалось 0,5xмоль Н₂ и 0,5xмоль I₂.

Таким образом, равновесные (конечные) концентрации составляют

моль/л и моль/л.

Подставим эти значения в выражение константы равновесия реакции:

.

Решая уравнение, получим x = 0,333С.

Значит, к моменту наступления равновесия продиссоциировало 33,3 % исходного количества иодида водорода.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса химической реакции простым соотношением

Δ_rG^o = -RTlnK=-19,14ТlgK. (4.14)

Из (4.14) следует, что, если

Δ_rG^o <0 , то K>1;

Δ_rG^o = 0, то K=1;

Δ_rG^o >0, то K<1.

Константа химического равновесия может быть рассчитана по величине изменения энергии Гиббса реакции:

. (4.15)

Смещение химического равновесия. Принцип Лё Шателье. Состояние химического равновесия сохраняется неограниченно долго при неизменных внешних условиях. Любое изменение условий химического равновесия (Т, р, с) приводит к изменению положения равновесия, т.е. установлению нового равновесия. Направление смещения равновесия определяется принципом Лё Шателье: любое изменение одного из условий химического равновесия (температуры, давления, концентрации) приводит к смещению равновесия в направлении реакции, протекание которой уменьшает эффект произведенного изменения.

1) Влияние температуры. Повышение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции, а понижение – в сторону экзотермического процесса.

2) Влияние давления. Давление влияет на положение равновесия реакций, протекающих с участием газообразных веществ. Увеличение давления смещает положение равновесия реакции в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления. При уменьшении давления равновесие смещается в сторону увеличения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону увеличения давления.

Изменение объёма реакционной системы также влияет на положение равновесия. Увеличение объёма реакционной системы с участием газов ведёт к снижению давления и смещает равновесие в сторону образования большего числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону увеличения давления. Уменьшение объёма ведёт к росту давления и смещает положение равновесия в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления.

3) Влияние концентрации. Увеличение концентрации одного из реагирующих веществ смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к его связыванию, и, наоборот, уменьшение концентрации вещества смещает равновесие в сторону процесса образования этого соединения.

Пример 4.8.В каком направлении сместится равновесие реакции

С_(тв) + СО_2(г) ↔ 2СО_(г); Δ_rH=119,8 кДж

при а) увеличении температуры; б) увеличении концентрации СО; в) уменьшении давления: г) уменьшении объёма системы?

Решение. а) Прямая реакция является эндотермической, следовательно, увеличение температуры сместит равновесие в сторону прямой реакции, т.е. реакции образования СО.

б) Увеличение концентрации СО сместит положение равновесия в сторону обратной реакции, результатом чего будет уменьшение концентрации СО.

в) Уменьшение общего давления в системе приведет к смещению положения равновесия в сторону прямой реакции, результатом чего будет увеличение давления вследствие образования 2 моль газообразного СО из 1 моль углекислого газа СО₂. Наличие твердого углерода на положение равновесия не влияет.

г) Уменьшение объёма системы эквивалентно увеличению давления. Следовательно, положение равновесия сместится в сторону обратной реакции, что прведёт к дополнительному образованию углекислого газа и снижению общего давления.

Вопросы и задачи для самостоятельной подготовки

1. Дайте определение химического равновесия. Особенности химического равновесия.

2. Дайте определение константы химического равновесия. От каких факторов зависит константа равновесия?

3. Приведите примеры гомогенной и гетерогенной обратимых химических реакций. Запишите выражения констант равновесия для этих реакций, используя различные способы выражения состава системы.

4.В гомогенной системе А +2В ↔2С равновесные концентрации веществ равны: с_А=с_В=с_С=0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия и начальные концентрации веществ А и В.

Ответ:К_с = 5; с_А=0,3 моль/л; с_В=0,4 моль/л.

5. Вычислите константу равновесия системы H₂ + I₂ ↔ 2 HI, если начальные концентрации водорода и йода равны 2 и 1,6 моль/л соответственно, а равновесная концентрация HI равна 2,4 моль/л.

Ответ: К_с = 18.

6. Константа скорости прямой реакции А + 2В ↔ 3С равна 0,5 л²/(моль2•с). Начальные концентрации с_А= 3 моль/л; с_В = 4 моль/л. В результате реакции равновесная концентрация вещества В оказалась равна 1 моль/л. Найдите равновесную концентрацию вещества А и скорость прямой реакции в момент равновесия.

Ответ: с_А = 1,5 моль/л; v = 0,75 моль/(л×с).

7. Константа равновесия реакции А + В ↔ С + D равна

единице. Сколько процентов вещества А подвергнется превращению, если смешать 4 моль вещества А и 6 моль вещества В?

Ответ: 60 %.

8. Найдите константу равновесия и равновесные концентрации всех участников реакции 2SO_2(г) + O_2(г) ↔2SO_3(г) , если начальные концентрации оксида серы(IV) и кислорода составляли 4 и 2,5 моль/л соответственно, а к моменту равновесия прореагировало 25% SO₂.

Ответ :К_с=0,055л/моль;

9.Рассчитайте константу скорости реакции при температуре 430 К, если константа скорости реакции при температуре 357 К равна 10^-6 л/(моль×с), а энергия активации реакции равна 190,9 кДж/моль.

Ответ: 0,055 л/(моль×с).

10. Сформулируйте принцип Лё Шателье.

11. В каком направлении сместится равновесие реакции

2SO_2(г) + O_2(г) ↔2SO_3(г); Δ_rH=-196,6 кДж

при а )увеличении температуры; б) увеличении концентрации SO₂; в) уменьшении концентрации SO₃; г) уменьшении парциального давления кислорода; д) увеличении общего давления?

Ответ:а)влево; б)вправо; в)вправо; г)влево; д)вправо.

12.Какие факторы способствуют смещению равновесия в системе СаСО₃ ↔ СаО + СО₂ вправо, если D_rH⁰ > 0?Как повлияет на положение равновесия увеличение количества карбоната кальция?

13. Едкий натр растворяется в воде с выделением теплоты. Как влияет повышение температуры на растворимость гидроксида натрия?