Как найти константу равновесия системы

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Понятие химического равновесия

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние температуры на химическое равновесие

Влияние давления на химическое равновесие

Влияние концентрации на химическое равновесие

Константа химического равновесия

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Понятие химического равновесия

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Такое равновесие называется еще подвижным или динамическим равновесием.

Признаки химического равновесия

1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия): 

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

2NO_(г) + O_2(г) → 2NO_2(г); ΔH^о₂₉₈ = — 113,4 кДж/моль.

Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции ΔH, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону.

В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO₂. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O₂ вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO₂. Увеличение концентрации NO₂ смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении инертного газа равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

2NO_(г) + O_2(г) → 2NO_2(г)

константа химической реакции К_с есть отношение:

             К_с = [NO₂]²/([NO]² · [O₂])               (1)

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ΔG_T^о = – RTlnK                      (2)

Примеры решения задач

Задача 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO _(г) + O_{2 (г)}→2CO_{2 (г)} составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,32 моль/л, [CO₂] = 0,16 моль/л. Определите константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O₂, если исходная смесь не содержала СО₂.

Решение.

2CO_(г) + O_2(г) →2CO_2(г)

Вещество	CO	O2	CO2
Сисходн, моль/л	0,36	0,40	0
Спрореагир,моль/л	0,16	0,08	0,16
Сравн, моль/л	0,2	0,32	0,16

Во второй строке под С_{прореагир} понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO₂, причем, С_исходн= С_{прореагир} + С_равн.

Задача 2. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса

3 H_{2 (г)} + N_{2 (г)} →2 NH_{3 (г)} при 298 К.

Решение.

ΔG₂₉₈^о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10³ Дж.

ΔG_T^о = — RTlnK.

lnK = 33,42·10³/(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10⁵.

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

H_2(г) + I_2(г)  →2HI_(г),

если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H₂ , I₂ и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H_2.

Вещество	H2	I2	HI
сисходн., моль/л	1	2	0
спрореагир., моль/л	x	x	2x
cравн., моль/л	1-x	2-x	2x

Тогда,  К = (2х)²/((1-х)(2-х))

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Задача 4. Используя справочные данные, определите температуру, при которой константа равновесия процесса: H_2(г) + HCOH_(г) →CH₃OH_(г) становится равной 1. Принять, что ΔН^о_Т » ΔН^о₂₉₈, а ΔS^о_T » ΔS^о₂₉₈.

Решение.

Если К = 1, то ΔG^о_T = — RTlnK = 0;

ΔG^о_T = ΔН^о₂₉₈ — ТΔ S^о₂₉₈ .

ΔН^о₂₉₈ = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 10³ Дж;

ΔS^о₂₉₈ = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;

0 = — 86100 — Т·(-109,52) 

Т = 786,15К

Задача 5. Для реакции SO_2(Г) + Cl_2(Г)  →SO₂Cl_2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию SO₂Cl₂, если исходные концентрации SO₂, Cl₂ и SO₂Cl₂ равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO_2.

SO_2(г) + Cl_2(г) →SO₂Cl_2(г)

Вещество	SO2	Cl2	SO2Cl2
cисходн., моль/л	2	2	1
cпрореагир., моль/л	x	x	х
cравн., моль/л	2-x	2-x	x + 1

Тогда получаем:

(х + 1)/(2 — х)² = 4

Решая это уравнение, находим: x₁ = 3 и x₂ = 1,25. Но x₁ = 3 не удовлетворяет условию задачи.

Следовательно, [SO₂Cl₂] = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.

1) 2 NH_{3 (г)} → 3H_{2 (г)} + N_{2 (г)}

2) ZnCO_{3 (к)} → ZnO_(к) + CO_{2 (г)}

3) 2HBr _(г) → H_{2 (г)} + Br_{2 (ж)}

4) CO_2 (г) + C _{(графит)}  →2CO _(г)

Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением количества газообразных веществ, то равновесие сместится вправо в реакции 3.

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:

2HBr _(г)  →H_{2 (г)} + Br_{2 (г)}

составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H₂] = 0,6 моль/л, [Br₂] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

3. Для реакции H_2(г) + S_(г)  →H₂S_(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определите равновесные концентрации H₂ и S, если исходные концентрации H₂, S и H₂S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса

CO_2(г) + C_{(графит)}  →2CO_(г)

становится равной 1. Примите, что ΔН^о_Т≈ΔН^о₂₉₈, а ΔS^о_T≈ΔS^о₂₉₈

5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:

С₂Н_4(г)  →С₂Н_2(г) + Н_2(г) при 298 К

6. Для реакции 2С₃Н_8(г) → н-С₅Н_12(г)+СН_4(г) при температуре 1000 К константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию н-пентана, если исходная концентрация пропана равна 5 моль/л.

7. При температуре 500 К константа равновесия процесса:

СО_2(г) + 3Н_2(г)  → СН₃ОН_(г) + Н₂О_(г)

равна 3,4·10^-5. Вычислите Δ G^о₅₀₀.

8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С₆Н_14(г)+  2С₃Н_6(г)+Н_2(г) равна 8,71. Определите ΔG^о_f,800(С₃Н_6(г)), если ΔG^о_f,800(н-С₆Н_14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО_(г) + Cl_2(г)  →СO₂Cl_2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO₂Cl_2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО_(г) и Cl_2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО_2(г) + О_2(г)  →2SO_3(г) составляли: [SО₂ ]=0,10 моль/л, [О₂]=0,16 моль/л, [SО₃]=0,08 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации SО₂ и О₂.

К=4,0; исходная концентрация SО2 составляет 0,18 моль/л; исходная концентрация О2 составляет 0,20 моль/л.

Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.

В большом количестве заданий, которые мне довелось увидеть, я ни один раз видел, как коверкают это определение. Например, в заданиях верно-неверно
предлагают похожий вариант, однако говорят о «равенстве концентраций исходных веществ и продуктов» — это грубая ошибка. Химическое равновесие —
равенство скоростей.

Принцип Ле Шателье

В 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье был предложен принцип, согласно которому, если на систему, находящуюся в состоянии
равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то система будет стремиться компенсировать
внешнее воздействие.

Это принцип обоснован термодинамически и доказан. Однако в такой абстрактной формулировке его сложно применить для решения конкретных
задач по химическому равновесию. В этой статье я покажу конкретные примеры и обозначу алгоритм действия, чтобы вы могли успешно
справляться с заданиями.

Влияние изменения концентрации на химическое равновесие

При увеличении концентрации какого-либо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие:
равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента.

Объясню проще: если вы увеличиваете концентрацию вещества, которое находится в левой части, равновесие сместится в правую сторону.
Если добавляете вещество из левой части (продуктов реакции) — смещается в сторону исходных веществ. Посмотрите на пример ниже.

Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить «пустое»
место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере:

Можно подвести итог полученным знаниям таким образом: «Куда добавляем — оттуда смещается, откуда берем — туда смещается». Воспользуйтесь
этой или придумайте свое правило для запоминания этой закономерности

Изменения давления и химическое равновесие

Если речь в задании идет об изменении давления, то первое, что нужно сделать, это посчитать количество газов в уравнении слева и справа.
Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например:

CO_2(г) + С_(тв) ⇄ 2CO_(г) — Q

В приведенном уравнении количество молекул газа в левой части — 1, в правой — 2.

Запомните правило: «При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления — в сторону больших газов».
Для нашей системы правило действует таким образом:

В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:

H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) — Q

Слева — 2 газа, и справа — 2. В такой реакции увеличение или уменьшение давления не повлияет на химическое равновесие.

Изменение температуры и химическое равновесие

Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или
эндотермическая.

Следуйте следующему правилу: «При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при
уменьшении — в сторону экзотермической реакции». У любой обратимой реакции есть экзо- и эндотермические части:

Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:

Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.

Катализатор и ингибитор

Действие катализатора и ингибитора соответственно касается только ускорения и замедления химической реакции. Они никоим образом не влияют на равновесие.

Константа равновесия

Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа
равновесия будет записана следующим образом:

Решим задачу. Дана реакция: 2NO + Cl₂ ⇄ 2NOCl . Вычислите константу равновесия, если равновесные концентрации
веществ для данной реакции: c(NO) = 1.8 моль/л , c(Cl₂) = 1.2 моль/л , c(NOCl) = 0.8 моль/л.

Константу равновесия для данной задачи можно представить в виде 1.64 * 10^-1.

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

Решение:
Уравнение реакции диссоциации HI:

2
HI ↔ H₂
+ I₂

Обозначим
начальную концентрацию HI через С моль/л.
Если к моменту наступления равновесия
из каждых С молей йодоводорода
диссоциировано х молей, то при этом,
согласно уравнению реакции, образовалось
0,5х моль H₂
и 0,5х моль I₂.
Таким образом, равновесные концентрации
составляют

[HI]
= (С – х) моль/л; [H₂]
= [I₂]
= 0,5х моль/л.

Подставим
эти значения в выражение константы
равновесия реакции:

;

Извлекая
из обеих частей уравнения квадратный
корень, получим 0,25 = 0,5х/(С –
х), откуда х = 0,333 С.

Таким
образом, к моменту наступления равновесия
диссоциировало 33,3% исходного количества
йодоводорода.

1.4. Вычисление равновесных концентраций

Пример.
В системе А _(г.)
+ 2В _(г.)
= С _(г.)
равновесные концентрации равны: [A] =
0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [C] = 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, получаем

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 0,216·2 = 0,432 моль
В.

Исходные вещества	А	В	С
Равновесные концентрации	[A]p = 0,06 моль/л	[B]р = 0,12 моль/л	[C]р = 0,216 моль/л
Соотношение реагирующих веществ	1	2	1
Количество израсходованного/обра- Зовавшегося вещества в 1 л	0,216	0,216 ∙ 2 = 0,432	0,216
Исходные концентрации	[A]0 = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л	[B]0 = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л	0

Таким
образом, исходные концентрации равны:
[A]₀
= 0,276 моль/л;

[B]₀
= 0,552 моль/л.

1.5. Направление смещения равновесия

Пример.
В каком направлении сместится равновесие
в системах

а)
СО _(г.)
+ Cl_2
(г.)
↔ СОСl_2
(г.),

б)
Н_2
(г.)
+ I_2
(г.)
↔ 2 HI _(г.),

если
при неизменной температуре увеличить
давление путем уменьшения объема газовой
смеси?

Решение:
а) протекание реакции в прямом направлении
приводит к уменьшению общего числа
молей газов, т.е. к уменьшению давления
в системе. Поэтому, согласно принципу
Ле-Шателье, повышение давления вызывает
смещение равновесия в сторону прямой
реакции;

б)
протекание реакции не сопровождается
изменением числа молей газов и не
приводит, следовательно, к изменению
давления. В этом случае изменение
давления не вызывает смещения равновесия.

1. Задачи для самостоятельного решения

1. Написать
   выражение скорости химических реакций,
   протекающих
   по схеме 2А +
   В
   = С, если а) А и В — газообразные вещества;

б)
А — твердое вещество, В — газ.

1. Написать
   выражение для скорости химических
   реакций:

2Al_(к)
+ 3Br₂
= 2AlBr_3(г);
СО_2(г)
+ С_(к)
= 2СО_(r);

2Mg_(к)
+
O_2(г)
= 2Mg_(к);
2NО_(г)
+
О_2(
г)
= 2NО_2
(г).

1. Написать
   выражение скорости химических реакций,
   протекающих
   между а) водородом и кислородом;
   б)
   азотом и водородом;

в)алюминием
и кислородом; г) раскаленным углем и
водяным

паром.

1. Написать
   выражение скорости химической реакции,
   протекающей в гомогенной системе
   А
   + 2В = С, и определить, во сколько раз
   увеличится скорость реакции, если:
   а)концентра­ция А увеличится в 2
   раза;

б)
концентрация В увеличится в 3 раза; в)
концентрация А и В увеличится в 2 раза.

1. Написать
   выражение скорости реакций, протекающих
   между:

a)
aзотом
и кислородом; б)водородом и кислородом;
в) оксидом азота
(II)
и кислородом; г) диоксидом углерода и
раскаленным углем.

1. Написать
   выражение скорости реакций, протекающих
   по схеме A
   +
   В =
   AB,
   если:
   a)
   A
   и В — газообразные вещества; б) А
   и В- вещества, находящиеся в растворе;
   в) А-твердое вещество, а В газ или
   вещество, находящееся
   в растворе.

2. Написать
   выражение скорости химической реакции,
   протекающей в гомогенной системе по
   уравнению А + 2В = АВ₂,
   и определить, во сколько раз увеличится
   скорость этой реакции, если: а) концентрация
   А увеличится в 2
   раза; б)
   концентрация В увеличится в 2
   раза; в)
   концентрация обоих веществ увеличится
   в 2
   раза.

3. Реакция
   протекает по схеме 2А + 3В = С. Концентрация
   вещества А уменьшилась на 0,1 моль/л.
   Каково при этом изменение концентрации
   вещества В?

4. В
   реакции С + О₂
   = СО₂
   концентрация кислорода увеличена в 4
   раза. Во сколько раз возрастет скорость
   реакции?

1. Написать
   уравнение скорости реакции
   С + О₂
   = СО₂
   и определить, во сколько раз увеличится
   скорость реакции при увеличении
   концентрации кислорода в три раза.

2. Реакция
   между оксидом азота (II)
   и хлором протекает по уравнению 2NO+Cl₂
   ↔ 2NOCl.
   Как
   изменится скорость реакции при
   увеличении: а)концентрации оксида азота
   в два раза; б)концентрации хлора в два
   раза; в)концентрации обоих веществ в
   два раза?

3. В
   реакции С + 2Н₂=
   СН₄
   концентрация водорода увеличится в 2
   раза. Во сколько раз возрастет скорость
   реакции?

4. Как
   изменится скорость прямой реакции N₂
   + 3Н₂↔
   2NH₃,
   если объем газовой смеси уменьшить в
   2 раза?

5. Во
   сколько раз следует увеличить концентрацию
   оксида углерода в системе 2СО = СО₂
   + С, чтобы скорость реакции увеличилась
   в четыре раза?

6. Во
   сколько раз следует увеличить концентрацию
   водорода в системе N₂
   +
   3Н₂
   ↔
   2NН₃,
   чтобы
   скорость реакция возросла в 100 раз?

7. Как
   изменится скорость реакции СО + Cl₂
   ↔ COCl₂,
   если объем системы: а) уменьшить вдвое;
   б) увеличить втрое?

8. Как
   изменится скорость реакции 2NО
   + O₂
   ↔ 2NO₂,
   если объем газовой смеси уменьшить в
   три раза?

9. Как
   изменится скорость реакции Na₂S₂O₃
   = Na₂SO₄
   +
   H₂SO₄+S,
   если:
   а)реагирующую смесь разбавить в три
   раза; б) повысить концентрацию Na₂S₂O₃
   
   в
   два раза, а серной кислоты — в три раза;
   в) понизить концентрацию Na₂S₂O₃
   
   в
   два раза, а серной кислоты повысить в
   два раза?

10. Во
    сколько раз необходимо увеличить
    концентрацию углекислого газ, чтобы
    скорость реакции СО₂
    + С = 2СО возросла в 3 раза?

1. Как
   изменится скорость реакции N₂
   +
   3H₂
   ↔ 2NH₃
   , если объем газовой смеси увеличить в
   два раза?

2. Во
   сколько раз надо изменить давление
   газовой смеси для того, чтобы увеличить
   скорость реакции 2SО₂
   + О₂
   ↔ 2SО₃
   
   в
   27 раз?

3. Как
   изменится скорость реакции 2NО
   + O₂
   ↔ 2NO₂,
   если
   давление этой химической системы,
   находящейся в замкнутом сосуде, увеличить
   в два раза?

4. Как
   надо повысить давление в некоторой
   газовой химической системе

А
+ В ↔ С для того, чтобы скорость реакции
образования вещества С возросла в 33
раза?

1. Во
   сколько раз следует увеличить давление,
   чтобы скорость образования NO₂
   по реакции 2NO
   + O₂
   ↔
   2NO₂
   возросла в 1000 раз?

2. К
   некоторому моменту времени скорость
   реакции А + B
   ↔ C
   уменьшилась в 100 раз. Как изменились
   концентрации веществ А и В (начальные
   концентрации веществ А и В были равны
   между собой)?

3. Константа
   скорости реакции омыления этилового
   эфира уксусной кислоты едким натром

CH₃COOС₂H₅
+ NaOH
= CH₃COONa
+ C₂H₅OH

при
10⁰C
равна
2,38, если время выражено в минутах. Найти
скорость реакции в начальный момент,
если смешать

а)1л
0,5 М раствора эфира и 1 л 0,5 М раствора
едкого натра;

б)4
л 0,2 раствора эфира с 4 л 0,5 М раствора
едкого натра.

1. Константа
   скорости взаимодействия окиси углерода
   и хлора при
   27⁰С
   равна 0,18, если время выражено в минутах.
   Найти отношение скоростей в начальный
   момент реакции и в момент, когда половина
   исходных веществ вступила в реакцию,
   если взяты эквимолекулярные количества
   окиси углерода и хлора, а объем, занимаемый
   газами, не изменяется.

2. На
   сколько градусов следует повысить
   температуру, чтобы скорость реакции
   возросла в 8 раз (γ
   =
   2)?

3. Во
   сколько раз увеличится скорость реакции,
   если температура повысилась на 30⁰С,
   а γ
   =
   3?

1. При
   повышении температуры на 60°С скорость
   реакции увеличилась в 4000 раз. Вычислить
   γ.

2. При
   повышении температуры на 42°С скорость
   реакции увеличилась в 320 раз. Вычислить
   γ.

3. Скорость
   химической реакции возросла в 124 раза,
   γ = 2,8.

На
сколько градусов была повышена
температура?

1. Во
   сколько раз увеличится константа
   скорости химической реакции при
   повышении температуры на 40⁰С,
   если γ
   = 3,2?

2. На
   сколько градусов следует повысить
   температуру системы, чтобы скорость
   протекающей в ней реакции возросла в
   30 раз (γ=2,5)?

3. При
   повышении температуры на 50⁰С
   скорость реакции возросла в 1200 раз.
   Bычиcлить
   γ.

4. Вычислить
   γ
   реакции,
   если константа скорости её при 120°С
   составляет 5,88 
   10^-4,
   а при 170⁰С,
   равна 6,7 
   10^-2
   с^-1.

5. Примем
   скорость некоторой химической реакции
   при 0°С
   за
   единицу. Чему будет равна скорость той
   же реакции при 200°С,
   если
   принять температурный коэффициент
   скорости равным 3?

6. Скорость
   некоторой реакции при 100°С равна единице.
   Во сколько раз медленнее будет протекать
   та же реакция при 10°С
   (температурный коэффициент скорости
   принять равным 2)? Если реакция протекает
   практически до конца при 100⁰С
   за
   10 с, то сколько времени для той же реакции
   понадобится при 10⁰С?

7. Некоторая,
   реакция при 0⁰С
   протекает практически до конца за 4,5
   часа (около 16384с = 2¹⁴с).
   При какой температуре реакция пройдет
   практически до конца в 1с (температурный
   коэффициент принять равным 2)?

1. Температурный
   коэффициент скорости некоторых
   ферментативных процессов достигает
   семи. Принимая скорость ферментативного
   процесса при 20⁰С
   за единицу, указать, чему могла бы быть
   равна скорость этого процесса при 50⁰С.

2. Две
   реакции при 283К протекают с одинаковой
   скоростью. Температурный коэффициент
   скорости первой реакции равен 2,5,
   второй-3. Как будут относиться скорости
   реакций, если первую провести при 350К,
   а вторую — при 330К?

3. При
   какой температуре реакция закончится
   за 45 мин, если при 293К на это требуется
   3 часа? Температурный коэффициент
   скорости реакции равен 3,2.

4. На
   сколько надо повысить температуру,
   чтобы скорость реакции возросла в 90
   раз? Температурный коэффициент равен
   2,7.

5. Температурный
   коэффициент
   скорости реакции разложения йодистого
   водорода 2HJ
   ↔ H₂
   + J₂
   равна
   2. Найти константу скорости этой реакции
   при 624К, если при 629К константа скорости
   равна 8,9 ∙ 10^-5
   л.моль^-1∙с^-4.

6. Определить
   температурный коэффициент скорости
   реакции,
   если
   при изменении температуры на 45⁰С
   реакция замедлилась в 25 раз.

7. Константа
   скорости некоторой реакции при 273К
   равна 1,17 л∙моль^-1∙с^-4,
   а при 298К – 6,56 л∙моль^-1∙с^-1.
   Найти температурный коэффициент
   скорости реакции.

8. Из
   двух молей СО и двух молей Cl₂
   образовалось при некоторой температуре
   0,45 моль COCl₂.
   Вычислить константу равновесия системы
   СО + Cl₂
   ↔
   COCl_2.

9. В
   сосуд объемом 0,5 л помещено 0,5 моль
   водорода и 0,5 моль азота. К моменту
   равновесия образовалось 0,02 моль аммиака.
   Вычислить константу равновесия.

10. Вычислить
    константу равновесия системы COCl₂
    ↔ СО + Cl₂,
    если при некоторой температуре
    равновесные концентрации oксида
    углерода (П) и хлора в системе равны и
    составляют 0,001моль/л, a
    [COCl₂]
    =4,65 . 10^-5
    моль/л.

1. Вычислить
   константу равновесия реакции А
   + 2В↔
   С, если равновесные концентрации
   (моль/л): [A]=0,12;
   [В]=0,24; [С]=0,295.

2. Равновесие
   реакции 2NO₂
   ↔ 2NO
   + O₂
   установилось при концентрациях (моль/л)
   [NO₂]=0,02;
   [NO]=0,08;
   [O₂]=0,16.
   Вычислить константу равновесия этой
   реакции.

3. Реакция
   СО + Cl₂
   ↔
   COCl₂
   протекает
   в объеме 10 л. Состав равновесной смеси:
   14г СО; 35,5г Cl₂
   и 49,5г COCl₂.
   Вычислить константу равновесия реакции.

4. Вычислить
   константу равновесия обратимой реакции
   СО + H₂↔
   CO+H₂O,
   если при равновесии концентрации всех
   веществ оказались следующими (моль/л):
   [СO₂]=0,02;
   [Н₂]=
   0,005; [С0]= 0015 [H₂O]=
   0,015.

5. Вычислить
   константу равновесия системы N₂
   + 3H₂
   ↔ 2NH₃,
   если в состоянии равновесия концентрация
   аммиака составляет 0,4 моль/л, азота 0,03
   моль/л, а водорода 0,10 моль/л.

6. В
   начальный момент протекания реакции
   N₂
   + 3H₂
   ↔ 2NH₃,
   концентрации были равны (в моль/л): [N₂|
   = 1,2, [H₂]=2,2
   и [NH₃]
   = 0. Чему равны концентрации азота и
   водорода в момент достижения концентрации
   аммиака 0,4 моль/л?

7. Исходные
   концентрации оксида азота (II)
   и хлора в системе
   2NO
   +
   Cl₂
   ↔
   2NOCl
   составляют соответственно 0,5 моль/л и
   0,2 моль/л. Вычислить константу равновесия,
   если к моменту наступления равновесия
   прореагировало 20% оксида азота (II).

8. Начальные
   концентрации в реакции СО + H₂O
   = СO₂
   + H₂
   равны (моль/л): [СО]=0,2; [H₂O_газ]=0,4;
   [СO₂]=0,3
   и [Н₂]=0,1
   Вычислить концентрации всех участвующих
   в реакции веществ после того, как
   прореагировало 40% СО.

9. Вычислить
   константы равновесия систем:

а)
С + О₂
↔ СО₂;
б) С + СО₂
↔ 2СО, в которых парциальные давления
СО₂
в
состоянии равновесия составляют 0,2
общего давления газовых смесей.

1. Константа
   равновесия системы 2HJ
   ↔
   Н₂
   + J₂
   равна при некоторой температуре 2
   ∙ 10^-2,
   Вычислить степень термической
   диссоциация HJ.

1. Константа
   равновесия системы N₂
   +O₂
   ↔
   2NO
   составляет
   при некоторой температуре 5 ∙ 10^-2.
   Определить выход NО
   в процентах (по объему), если исходные
   газы взяты: а) в равномолярных
   концентрациях; б) из воздуха — в объемном
   отношении 4 : 1.

2. Вычислить
   константу равновесия реакции Н₂
   + J₂
   ↔
   2HJ,
   происходящей в сосуде объемом 2
   л, если
   первоначальные количества веществ
   были следующие: 0,2 г Н₂,
   0,127г J₂
   и к моменту равновесия прореагировало
   20% водорода.

3. Найти
   число молей HJ,
   H₂
   и J₂
   в
   момент равновесия, если константа
   равновесия 2HJ
   ↔
   Н₂
   + J₂
   равна
   1/64 при 440⁰С
   и в реакцию был взят 1 моль HJ.

4. При
   716⁰С
   константа скорости образования HJ
   равна 1,6 ∙ 10^-2,
   а константа скорости диссоциации 3∙10^-4
   . Найти константу равновесия при данной
   температуре.

5. При
   некоторой температуре 10% молекул йода
   распалось на атомы; определить константу
   равновесия для данной температуры,
   если один моль йода находится в сосуде
   емкостью V
   литров.

6. Оксид
   углерода (II)
   и хлор были помещены в закрытый сосуд
   при постоянной температуре. Начальные
   их концентрации равны 1 моль/л, давление
   в сосуде равно 1 атм. В результате реакции
   СО + Cl₂
   ↔ COCl₂
   к моменту равновесия осталось 50% окиси
   углерода. Каково давление в сосуде при
   равновесии?

7. Как
   изменится давление при наступлении
   равновесия в реакции N₂
   + 3H₂
   ↔ 2NH₃,
   протекающей в закрытом сосуде при
   постоянной температуре, если начальные
   концентрации азота и водорода равняются
   — соответственно 2
   и
   6 моль/л и если равновесие наступает
   тогда, когда прореагирует 10% первоначального
   количества азота?

8. В
   замкнутом сосуде протекает обратимый
   процесс диссоциации:

PCl₅
↔
PCl₃
+ Cl₂.
Начальная концентрация PCl₅
равна 2,4 моль/л. Равновесие установилось
после того, как 33,3% PCl₅
диссоциировало. Вычислить константу
равновесия.

1. В
   замкнутом сосуде при некоторой
   температуре протекает обратимая реакция
   СО + Н₂О_(г)
   ↔
   Н₂
   + СО₂.
   В данном случае равновесие установилось
   при следующих концентрациях участвующих
   в реакции, веществ: [СО] = 0,04, [H₂O]_(г)
   = 0,16, [H₂]=0,08
   и [СO₂]
   = 0,08 моль/л. Вычислить константу равновесия
   и определить первоначальные концентрации
   СО и H₂O
   (учесть, что в начале реакции концентрации
   Н₂
   и СО₂
   были равны нулю).

2. Реакция
   идёт по уравнению Н₂
   + J₂
   ↔2HJ.
   В некоторый момент времени концентрации
   были: [H₂]
   = 0,049, [J₂]
   = 0,024
   [HJ]
   = 0,01 моль/л. Найти концентрации участвующих
   в реакции веществ в момент, когда
   концентрация водорода уменьшится 0,012
   моль/л.

1. Вычислить
   процент разложения молекулярного хлора
   на атом, если константа равновесия
   составляет 4,2 ∙ 10^-4
   , а исходная концентрация хлора 0,04
   моль/л.

2. При
   нагревании смеси углекислого газа и
   водорода в закрытом сосуде устанавливается
   равновесие СО₂
   + Н₂
   ↔ СО + Н₂O.
   Константа равновесия при некоторой
   температуре равна 1. Сколько процентов
   СО₂
   превратятся
   в СО, если смешать 1 моль СО₂
   и 2 моль Н₂
   при этой температуре?

3. Пентахлорид
   фосфора диссоциирует при нагревании
   по уравнению РCl₅↔РCl₅
   +
   Cl₂.
   Вычислить константу равновесия этой
   акции, если из 3 моль РCl₅,
   находящихся в закрытом сосуде V
   10 л, подвергаются разложению
   2,5 моль.

4. При
   смешении уксусной кислоты и этилового
   спирта происходит реакция СН₃СООН
   + С₂Н₅ОН
   ↔ СН₂СООС₂Н₅
   + Н₂О.

В
сосуд введено по 1 моль всех четырех
веществ, приведенных в уравнении реакции.
После установления равновесия в смеси
находится 1,33 моль эфира. Какое значение
будет иметь константа равновесия этой
реакции?

1. Константа
   равновесия обратимой реакции А + В ↔ С
   + D
   pавна
   1/3. Вычислить равновесные концентрации
   веществ А, В, C
   и D
   (моль/л), если начальные концентрации
   равны: [А] = 2 моль/л и [В] = 4 моль/л.

2. Обратимая
   реакция, выражается уравнением А + В ↔
   С + D,
   константа равновесия равна 1. Начальные
   концентрации: [А] = 3 моль/л и [В] = 2 моль/л.
   Вычислить равновесные концентрации
   всех участвующих в реакции веществ.

3. В
   равновесной системе А + В ↔ С + D
   начальные концентрации веществ А и В
   соответственно равны 4 моль/л и 3 моль/л.
   Равновесная концентрация [А] = 2 моль/л.
   Найти равновесные концентрации веществ
   В, С и D
   и константу равновесия. Сколько молей
   вещества В надо ввести в систему для
   того, чтобы прореагировало ещё 50% от
   равновесного количества вещества А?
   Как смещается при этом равновесие
   реакции и отвечает ли его направление
   смещения принципу Ле-Шателье?

4. Константа
   paвновесия
   системы СО + H₂O
   ↔
   СO₂
   + H₂
   пpи
   некоторой температуре равна 1. Вычислить
   процентный состав смеси в состоянии
   равновесия, если начальные концентрации
   СО
   и
   H₂
   составляли
   по
   1 моль/л.

5. При
   некоторой температуре равновесные
   концентрации реакции

2SО₂
+ О₂
↔ 2SО₃
составляли
соответственно [SО₂]
= 0,04
моль/л, [О₂]
= 0,06 моль/л,
[SО₃]=
0,02
моль/л. Вычислить константу равновесия
и
исходные концентрации
оксида серы (IV)
и кислорода.

1. Равновесие
   реакции 4HCl
   (г) + O₂
   ↔ 2H₂O
   (г)
   + 2С1₂
   установилось
   при следующих концентрациях: [Н₂O](г)
   = [Сl₂]
   = 0,14, [НCl](г)
   = 0,2 и [О₂]=0,32
   моль/л. Вычислить константу равновесия
   и начальную концентрацию кислорода.

1. Константа
   равновесия системы 2N₂
   + O₂
   
   2N₂O
   равна 1,21. Равновесные концентрации:
   N₂
   = 0,72 и N₂О
   = 0,84 моль/л. Найти начальную и равновесную
   концентрации кислорода.

2. Равновесные
   концентрации веществ в обратимой
   реакции N₂
   + 3H₂
   
   2NH₃
   составляют (моль/л): N₂
   = 4; Н₂
   = 9; NH₃
   = 6. Вычислить исходные концентрации
   азота и водорода и константу равновесия.

3. Равновесные
   концентрации веществ обратимой реакции
   2SО₂
   + О₂
   ↔ 2SО₃
   составляют (моль/л): [SО₂]=
   0,0002; [О₂]=
   0,004; [SО₃]=
   0,003. Найти исходные концентрации
   кислорода и сернистого газа. Вычислить
   константу равновесия.

4. Вычислить
   начальные концентрации хлора и оксида
   углерода, а также константу равновесия
   реакции
   СО + Сl₂
   
   СОСl₂,
   если равновесные концентрации (моль/л):
   С1₂
   = 0,3, СО
   = 0,2; СОСl₂
   = 1,5.

5. Определить
   равновесную концентрацию водорода в
   системе 2HJ
   
   H₂
   +
   J₂,
   если исходная концентрация HJ
   составляла 0,05 моль/л, а константа
   равновесия равна 0,02.

6. Константа
   равновесия реакции N₂
   + 3H₂
   
   2NH₃
   равна 0,1. Равновесные концентрации Н₂
   = 0,2 моль/л и NH₃
   = 0,08 моль/л. Вычислить начальную и
   равновесную концентрации азота.

7. Найти
   равновесные концентрации
   водорода и йода в системе
   H₂
   +
   J₂
   
   2HJ,
   если их начальные концентрации составляли
   соответственно 0,5 и 1,5 моль/л соответственно,
   а равновесная концентрация HI
   равна 0,8 моль/л.

8. Константа
   равновесия реакции СО
   + H₂O
   ↔
   СO₂
   + H₂
   при 1090⁰С
   равна 0,51. Найти состав реакционной
   смеси в момент достижения равновесия,
   если в реакцию введено по одному моль
   оксида углерода (II)
   и водяного пара.

9. Равновесная
   концентрация HJ
   в системе H₂
   +
   J₂
   
   2HJ
   равна 0,04 моль/л, а равновесные
   концентрации водорода и йода составляют
   по 0,08 моль/л. Вычислить константу
   равновесия.

10. Исходные
    концентрации окиси углерода (ІІ) и паров
    воды равны и составляют по 0,03 моль/л.
    Вычислить равновесные концентрации
    СО,
    H₂O
    и Н₂
    
    в системе СО
    + H₂O
    ↔
    СO₂
    + H₂,
    если равновесная концентрация СO₂
    оказалась равной 0,01.

1. В
   каком направлении произойдет смещение
   равновесия при изменении давления в
   системах:

а)
2NO + O₂
↔ 2NO₂;
б)
4HCl + O₂
↔ 2H₂O
+ 2Cl₂;
в)
H₂
+
S ↔ H₂S?

1. В

   каком направлении
   произойдет смещение равновесия
   при
   повышении
   температуры систем:

а)
COCl₂
↔
СO
+ Cl₂;
∆H⁰
> 0;

б)
2CO ↔
СO₂
+ C; ∆H⁰
< 0;

в)
2SO₃
↔
2SO₂
+
O₂;
∆H⁰
> 0?

1. В
   какую сторону сместится равновесие
   обратимых реакций:

а)
PCl₅
↔
PCl₃
+ Cl₂;
∆H⁰
=129,6 кДж;

б)
N₂
+ O₂
↔
2NO;
∆H⁰
=179,7 кДж;

в)
N₂
+
3H₂
↔
2NH₃;
∆H⁰
=-91.9 кДж;

г)
CO + H₂O
↔
CO₂
+ H₂;
∆H⁰
=-41,8 кДж?

при
повышении температуры? При повышении
давления?

1. Сместится
   ли равновесие при сжатии следующих
   химических систем:

а)
H₂
+ J₂
↔
2HJ;

б)
2CO + O₂
↔
2СO₂;

в)
2SO₂
+ O₂
↔
2SO₃
;

г)
CO + H₂O
↔
H₂
+
CO₂?

1. Как
   надо поступить для того, чтобы при
   данной концентрации исходных веществ
   максимально повысить выход SO₃
   по реакции

2SO₂+O₂↔2SO₃;
∆H⁰
= — 188,1 кДж?

1. Рассчитать,
   как изменятся скорости прямой и обратной
   реакции при увеличении давления вдвое
   в системах Н₂
   + J₂
   ↔
   2HJ
   и 2NO
   + O₂
   ↔
   2NO₂,
   в какую сторону сместится равновесие?

2. В
   какую сторону сместится равновесие
   при повышении температуры в системах:

а)
N₂
+ 3H₂
↔
2NH₃;
∆H⁰
= -91,9 кДЖ;

б)
N₂O₄
↔
2NO₂;
∆H⁰
= -56,8 кДЖ;

в)
2CO + O₂
↔
2CO₂
;
∆H⁰
= 568 кДЖ;

г)
N₂
+
O₂
↔
2NO;
∆H⁰
=-180,7 кДж?

1. Как
   повлияет на состояние равновесия в
   системе 4HCl+O₂↔
   2H₂O
   + 2Cl₂
   ∆H⁰
   < 0
   повышение
   давления и температуры?

2. В
   какую сторону сместится равновесие
   реакций

а)
2H₂S
↔
2H₂+
S₂;
∆H⁰
= 41,8 кДж;

б)
CO + H₂O
↔
CO₂
+
H₂
;
∆H⁰
= 41,8 кДж

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

1. Как
   отразится повышение давления на
   равновесии в системах:

а)
2H_2
(г)
+ O<sub>2

(г)</sub>
↔
2H₂O
_(г);

б)
CO_2
(г)
+ C_(k)
↔
2CO
_(г);

в)
CaCO_3
(k)
↔
CaO_(k)
+ CO_2
(г)
?

1. Как
   повлияет на смещение равновесия реакций

а)
2H₂
+ O₂
↔
2H₂O
;
∆H⁰
> 0;

б)
N₂
+ O₂
↔
2NO;
∆H⁰
< 0

а)
повышение
температуры; б) уменьшение давления?

1. В
   какую сторону сместится равновесие
   при повышении давления в системах:

а)
PCl₅
↔
PCl₃
+ Cl₂;
N₂
+ 3H₂
↔
2NH₃;

б)
2NO₂
↔
2NO
+ O₂;
2NO₂
↔
N₂O₄;

в)
HJ
↔
H₂
+ J₂;
N₂
+ O₂
↔
2NO?

1. В
   каком направлении сместится равновесие
   в системе

4HCl
+ O₂

2Cl₂
+2H₂O
(∆H⁰
< 0) при

а)
повышении температуры;

б)
повышении давления (все вещества
находятся в газообразном состоянии);

в)
как следует изменить температуру и
давление, чтобы максимально сместить
равновесие вправо?

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Вычисление константы равновесия системы

Константа равновесия для гомогенной реакции

Задание 135. 
Вычислите константу равновесия для гомогенной системы: 
СО (г) + Н₂О (г) ↔ СО₂ (г) + Н₂ (г)
если равновесные концентрации реагирующих веществ (молы/л): 
[СО]_р = 0,004; [Н₂О]_р = 0,064; [СО₂]_р = 0,016; [Н₂]_р = 0,016, 
Чему равны исходные концентрации воды и СО? Ответ: К_р = 1; [H₂O]_исх = 0,08 моль/л; [СО]_исх = 0, 02 моль/л. 
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:

СО (г) + Н₂О (г) ⇔ СО₂ (г) + Н₂ (г)

Константа уравнения данной реакции имеет выражение:

K_p = [CO₂]^.[H₂]/ [CO]^.[H₂O]

Подставляя в выражение данные задачи получим:

К_р =  (0,016 ^. 0,016)/(0,004 ^. 0,064) = 1. 

Для нахождения исходных концентраций веществ Н₂О и СО учтём, что согласно уравнению реакции из 1 моль СО и 1 моль Н₂О образуется 1 моль СО₂ и 1 моль Н₂. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,016 моль СО₂ и 0,016 моль Н₂, то при этом было израсходовано по 0,016 моль СО и Н₂О. Таким образом, искомые исходные концентрации равны:

[H₂O]_исх = [Н₂О]_Р + 0,016 = 0,004 + 0,016 = 0,02 моль/л; 
[СО]_исх = [СО]_Р + 0,016 = 0,064 + 0,016 = 0, 08 моль/л.

Ответ: Кp = 1; [H₂O]_исх = 0,08 моль/л; [СО]_исх =0, 02 моль/л.

---

 Задание 136.
Константа равновесия гомогенной системы: 
СО (г) + Н₂О (г) ⇔ СО₂ (г) + Н₂ (г)
при некоторой температуре равна 1,00. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации равны (молы/л): [СО]_исх = 0,10; [Н₂О]_исх = 0,40.
Ответ: [СО₂]_Р = [Н₂]_Р = 0,08; [СO]_P = 0,02; [Н₂O]_P = 0,32.
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:

СО (г) + Н₂О (г) ↔ СО₂ (г) + Н₂ (г)

При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

Обозначаем за «х» моль/л равновесную концентрацию одного из продуктов реакции, тогда равновесная концентрация другого будет также х моль/л так как они оба образуются в одинаковом количестве. Равновесные концентрации исходных веществ будут:
[СО]_исх = 0,10 – х моль/л; [Н₂О]_исх = 0,40 — х моль/л. (так как на образование х моль/л продукта реакции расходуется соответственно по х моль/л СО и Н₂О. В момент равновесия концентрация всех веществ будет (моль/л): [СО₂]_Р = [Н₂]_Р = х; [СO]_P= 0,10 — х; [Н₂O]_P = 0,4 – х. 

Подставляем эти значения в выражение константы равновесия:

Решая уравнение, находим х = 0,08. Отсюда равновесные концентрации (моль/л): 

[СО₂]_Р = [Н₂]_Р = х = 0,08 моль/л;
[Н₂O]_P = 0,4 – х = 0,4 – 0.08 = 0,32 моль/л;
[СO]_P= 0,10 – х = 0,10 – 0,08 = 0,02 моль/л.

---

Задание 137. 
Константа равновесия гомогенной системы N₂ + ЗН₂ = 2NH₃  при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрации азота. Ответ: [N₂]_P = 8 молы/л; [N₂]_исх = 8,04 моль/л.
Решение: 
Уравнение реакции имеет вид:

N₂ + ЗН₂ ↔ 2NH₃  

Обозначим равновесную концентрацию N₂ через х моль/л. Выражение константы равновесия данной реакции имеет вид:

Подставим в выражение константы равновесия данные задачи и найдём концентрацию N₂

Для нахождения исходной концентрации N₂, учтём, что, согласно уравнению реакции на образование 1 моль NH₃ затрачивается ½ моль N₂. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,08 моль NH₃, то при этом было израсходовано 0,08 ^. 1/2 = 0,04 моль N₂. Таким образом, искомая исходная концентрация N₂ равна:

[N₂]_исх = [N₂]_P + 0,04 = 8 + 0,04 = 8,04 моль/л.

Ответ: [N₂]_P = 8 молы/л; [N₂]_исх = 8,04 моль/л.

---

Задание 138. 
При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 
2NО + O₂ ↔ 2NO₂ установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (молы/л): [NО]_p = 0,2; [О₂]_р = 0,1; [NO₂]_р = 0,1. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и O₂. Ответ: К = 2,5; [NО]_исх = 0,3 молы/л; [О₂]_исх = 0,15 моль/л.
Решение:
Уравнение реакции:

2NО + O₂ ↔ 2NO₂

Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:

Для нахождения исходных концентраций NO и O₂ учтём, что согласно уравнению реакции, из 2 моль NO и 1 моль О₂ образуется 2 моль NO₂, то при этом было затрачено 0,1 моль NO и 0,05 моль О₂. Таким образом, исходные концентрации NO и О₂ равны:

[NО]_исх = NО]_p  + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 молы/л; 
[О₂]_исх = [О₂]_р  + 0,05 = 0,1 + 0,05 = 0,15 моль/л.

Ответ: Кp = 2,5; [NО]_исх = 0,3 молы/л; [О₂]_исх = 0,15 моль/л.

---

 Смещение равновесия  схимической системы

Задание 139. 
Почему при изменении давления смещается равновесие системы: 
N₂ + 3Н₂ ↔ 2NH₃ и, не смещается равновесие системы N₂ + O₂ ↔ 2NO? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и обратной реакций в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.
Решение:
а) Уравнение реакции:

N₂ + 3Н₂ ↔ 2NH₃.

Из уравнения реакции следует, что реакция протекает с уменьшением объёма в системе (из 4 моль газообразных веществ образуется 2 моль газообразного вещества). Поэтому при изменении давления в системе будут наблюдаться смещение равновесия. Если повысить давление в данной системе, то, согласно принципу Ле Шателье, равновесие сместится вправо, в сторону уменьшения объёма. При смещении равновесия в системе вправо скорость прямой реакции будет больше скорости обратной реакции:

_пр  >_обр   или  _пр =  k[N₂] [H₂]₃ > _обр  = k[NH₃]₂.

Если же давление в системе уменьшить, то равновесие системы сместится влево, в сторону увеличения объёма, то при смещении равновесия влево скорость прямой реакции будет меньше, чем скорость прямой: 

_пр  < _обр   или (_пр =  k[N₂] [H₂]₃ ) <  (_обр = k[NH₃]₂).

б) Уравнение реакции:

N₂ + O₂ ↔  2NO.

Из уравнения реакции следует, что при протекании реакции не сопровождается изменением объёма, реакция протекает без изменения числа молей газообразных веществ. Поэ му изменение давления в системе не приведёт к смещению равновесия, поэтому скорости прямой и обратной реакции будут равны:

_пр  =обр  =   или _пр k[N₂] ^. [О₂] =  _обр  = k[NО]₂.

---

Задание 140. 
Исходные концентрации [NО]_исх и [С1₂]_исх в гомогенной системе 
2NO + Сl₂ ↔ 2NOС1 составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NО. Ответ: 0,417.
Решение:
Уравнение реакции имеет вид: 2NO + Сl₂ ↔ 2NOС1
Согласно условию задачи в реакцию вступило 20% NO, что составляет 0,5 ^. 0,2 = 0,1 моль, а не прореагировало 0,5 – 0,1 = 0,4 моль NO. Из уравнения реакции следует, что на каждые 2 моль NO расходуется 1 моль Cl₂, при этом образуется 2 моль NOCl. Следовательно, c 0,1 моль NO в реакцию вступило 0,05 моль Cl₂ и образовалось 0,1 моль NOCl. Осталось не израсходованным 0,15 моль Cl₂ (0,2 – 0,05 = 0,15). Таким образом, равновесные концентрации, участвующих веществ равны (моль/л): 

[NО]_р = 0,4; [Cl₂]_p = 0,15; [NОCl]_р = 0,1.

Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:

Подставляя в данное выражение равновесные концентрации веществ, получим:

Ответ: К_р = 4,17.

---