Как найти константу равновесия зная равновесные концентрации

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.

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.

---

П
р и м е р.

Вычислите
константу химического равновесия для
обратимой гомогенной реакции, СО + Н₂О
= СО₂
+ Н₂,
исходя из того, что равновесие концентрации
веществ:

[СО]_р
= 0,045 моль/л,

[Н₂О]_р
= 0,064 моль/л,

[СО₂]_р
= 0,18 моль/л.

Дано:

[СО]_р
= 0,045 моль/л

[Н₂О]_р
= 0,064 моль/л

[СО₂]_р
= 0,18 моль/л

К_х._р
– ?

Решение:

Молярное
отношение продуктов реакции 1:1, поэтому

[СО₂]_р
= [Н₂]_р
= 0,18 моль/л.

Исходя
из выражения (2.1) рассчитываем величину
константы химического равновесия:

К_х.р
= [СО₂]_р
[Н₂]_р
/
[СО₂]_р
[Н₂О]_р
= 0,18 · 0,18/0,045 · 0,064

Ответ:
11,25.

2. Вычисление равновесных концентраций по исходным концентрациям реагирующих веществ и наоборот

П
р и м е р 1.

Обратимая
газовая реакция протекает по уравнению:

СО
+ CI₂
= COCI₂.

Исходные
концентрации реагирующих веществ:

[СО]₀
= 0,03 моль/л;

[Cl₂]₀
= 0,02 моль/л.

После
наступления равновесия концентрация
угарного газа стала:

[СО]_р
= 0,021 моль/л.

Вычислить
равновесные концентрации остальных
веществ и величину константы химического
равновесия.

Дано:

[СО]₀
= 0,03 моль/л

[С1₂]₀
= 0,02 моль/л

[СО]_р
= 0,021 моль/л

[CI₂]_p,
[COCI₂]_p,
K_x._p
– ?

Решение:

К
моменту равновесия изменение концентрации
СО составило:

∆[СО]
= [СО]₀
– [СО]_р
= 0,03 – 0,021 = 0,009 моль/л.

Поскольку
молярное отношение веществ, участвующих
в реакции 1:1:1, то изменение концентрации
всех веществ одинаково:

[С1₂]_р
=
[С1₂]₀
– ∆[С1₂]
= 0,02 – 0,009 = 0,011 моль/л,

[СОС1₂]_р
= 0,009 моль/л,

К_х·р
= [СОС1₂]_Р
/ [СО]_Р
[С1₂]_р
= 0,009/0,021 · 0,011 = 39.

Результаты
вычислений внесем в таблицу, где знаки
«+» и «–» означают соответственно
увеличение или понижение концентрации
вещества.

Начальная концентрация, моль/л	Изменение концентрации, моль/л	Равновесная концентрация, моль/л
[CO]0 = 0,03 [Cl2]0 = 0,02 [COCl2]0 = 0	∆[CO] = –0,009 ∆[Cl2] = –0,009 ∆[COCl2] = +0,009	[CO]p = 0,021 [Cl2] = 0,011 [COCl2] = 0,009

Ответ:
[С1₂]_р
= 0,011 моль/л; [СОС1₂]_р
= 0,009 моль/л; К_х·р
=
39.

П
р и м е р 2.

Равновесные
концентрации веществ, участвующих в
обратимой реакции 2NO
+ О₂
= 2NО₂,
следующие
(моль/л):

[NО]_р
= 0,056;

[О₂]
= 0,028;

[NO₂]_р
= 0,044.

Рассчитать
начальные концентрации исходных веществ.

Дано:

[NО]_р
= 0,056 моль/л

[O₂]_р
= 0,028 моль/л

[NO₂]_р
= 0,044 моль/л

[NO]₀,
[О₂]₀
– ?

Решение:

Начальная
концентрация оксида азота (IV)
была [NO₂]₀
= 0, а ее изменение к моменту равновесия
составляет ∆[NО₂]
= 0,044 моль/л.

Молярное
отношение NO
и NО₂
в реакции 2:2 (1:1), следовательно, начальная
концентрация NO
будет:

[NO]₀
= [NO]_р
+ 0,044 = 0,056 + 0,044 = 0,1 моль/л.

Молярное
отношение О₂
и NO₂
составляет 1:2, отсюда начальная
концентрация О₂
будет:

[О₂]₀
= [О₂]_р
+ 0,044/2 = 0,028 + 0,022 = 0,05 моль/л.

Результаты
вычислений записываем в таблицу

Равновесная концентрация, моль/л	Изменение концентрации, моль/л	Начальная концентрация, моль/л
[NO2]p = 0,044 [NO]p = 0,056 [O2]p = 0,028	∆[NO2]p = +0,044 ∆[NO]p = –0,044 ∆[O2]p = –0,022	[NO2]0 = 0 [NO]0 = 0,1 [O2]0 = 0,05

Ответ:
[NО]₀
= 0,1 моль/л; [О₂]₀
= 0,05 моль/л.

П
р и м е р 3.

Реакция
синтеза аммиака протекает по уравнению
ЗН₂
+ N₂
= 2NH₃.
Начальные концентрации исходных веществ
равны (моль/л): водорода – 0,05; азота –
0,04: константа скорости реакции равна
0,3. Рассчитать: а) начальную скорость
реакции; б) скорость реакции, когда
концентрация аммиака стала равной 0,02
моль/л.

Дано:

а)
[Н₂]₀
= 0,05 моль/л

[N₂]₀
= 0,04 моль/л

k
=0,3

υ₀
– ?

б)
[NH₃]
= 0,02 моль/л

k
=
0,3

υ
– ?

Решение:

а)
В соответствии с законом действующих
масс находим начальную скорость реакции:

υ₀
= k[H₂]₀³[N₂]₀
= 3 · 10^–1
[5 · 10^–2]³
[4 · 10^–2]
= 1,5 · 10^–6
моль/л·с.

б)
Исходя из уравнения реакции молярное
отношение водорода и аммиака 3:2. Увеличение
концентрации аммиака на 0,02 моль/л
вызывает уменьшение концентрации
водорода на 0,03 моль/л (0,02 – 3/2 = 0,03).

Таким
образом, к моменту когда концентрация
аммиака выросла на 0,02 моль/л, концентрация
водорода уменьшилась до 0,02 моль/л (0,05 –
0,03 = 0,02). Молярное отношение азота и
аммиака
1:2. Концентрация азота уменьшится на
0,01 моль (0,02 – 1/2 =
= 0,01) и станет равной 0,03 моль/л (0,04 – 0,01
= 0,03). Скорость реакции с уменьшением
концентрации реагирующих веществ также
понизится:

υ
= k[H₂]³[N₂]
= 3 · 10^–1[2
· 10^–2]³[3
· 10^–2]
= 7,2 · 10^–8
моль/л·с.

Ответ:
а)
1,5 · 10^–6
моль/л·с; б) 7,2 · 10^–8
моль/л·с.

П
р и м е р 4.

Реакция
протекает по уравнению 2NO
+ О₂
= 2NO₂,
через некоторое время после начала
реакции концентрации всех веществ,
участвующих в реакции, стали: [NO]
= 0,04 моль/л; [О₂]
= 0,01 моль/л;
[NО₂]
= 0,02 моль/л. Рассчитать начальные
концентрации исходных веществ и начальную
скорость реакции, если константа скорости
реакции k
= 1.

Дано:

[NO]
= 0,04 моль/л

[О₂]
= 0,01 моль/л

[N0₂]
= 0,02 моль/л

k
= 1

[NO]₀,
[O₂]₀,
x₀
–
?

Решение:

В
соответствии с уравнением реакции
молярное отношение NO
и NO₂
равно 2:2 (1:1).

Увеличение
концентрации продукта реакции NO₂
до 0,02 моль/л вызвало уменьшение
концентрации NO
на 0,02 моль. Следовательно, начальная
концентрация оксида азота (II)
была:

[NО]₀
= [NO]
+0,02 = 0,04 + 0,02 = 0,06 моль/л.

Молярное
отношение О₂
и NO₂
составляет 1:2, поэтому повышение
концентрации NO₂
до 0,02 моль вызвало уменьшение концентрации
кислорода на 0,01 моль (0,02 · 1/2 = 0,01). В
результате начальная концентрация
кислорода была:

[О₂]₀
= [О₂]
+ 0,01 = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.

Начальная
скорость реакции

υ₀
= k[NO]₀²[O₂]₀
= 1 [6 · 10^–2]²[2
· 10^–2]
= 7,2 · 10^–5
моль/л·с.

Ответ:
[NO]₀
= 0,06 моль/л; [О₂]₀
= 0,02 моль/л;

х₀
= 7,2 · 10^–5моль/л·с.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

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

Как определить константу равновесия

Константа равновесия характеризует смещение обратимой химической реакции в сторону образования продуктов реакции или исходных веществ. Вычислить константу равновесия можно различными способами, в зависимости от условий задачи.

Вам понадобится

• — ручка;
• — бумага для записей;
• — калькулятор.

Инструкция

Константу равновесия можно выразить через равновесные концентрации участников реакции – то есть концентрации веществ в момент, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной. Пусть дана обратимая реакция веществ А и В в определенных условиях с образованием вещества С: nА+mB ↔ zС, где n, m, z – коэффициенты в уравнении реакций. Константу равновесия можно выразить: Kc = [C]^z/ ([A]^n*[B]^m), где [C], [A], [B] – равновесные концентрации веществ..

В первом типе задач требуется определить константу равновесия из равновесных концентраций веществ. Равновесные концентрации могут быть не заданы прямо. При их решении сначала запишите уравнение реакции, расставьте коэффициенты.

Пример: монооксид азота при определенных условиях реагирует с кислородом c образованием NO2. Даны начальные концентрации веществ NO и O2 – 18 моль/л и 10 моль/л. Известно, что прореагировало 60% О2. Требуется найти константу равновесия реакции.

Запишите уравнение реакции, расставьте коэффициенты. Обратите внимание, в каком соотношении реагируют вещества. Вычислите концентрацию O2, вступившего в реакцию: 10моль*0,6 = 6 моль/л. Из уравнения реакции найдите концентрацию прореагировавшего NO – 12 моль/л. И концентрацию NO2 — 12 моль/л.

Определите количество не вступившего в реакцию NO: 18-12 = 6 моль. И непрореагировавшего кислорода: 10-6 = 4 моль. Вычислите константу равновесия: Кc = 12^2/(6^2*4) = 1.

Если в условии задачи указаны константы скорости прямой и обратной реакции, найдите константу равновесия из соотношения: K = k1/k2, где k1, k2 – константы скорости прямой и обратной химических реакций.

При изотермическом процессе и изобарном процессе константу равновесия можно найти из уравнения стандартного изменения энергии Гиббса: ΔGр-и = -RT*lnKc = -8,31T*2,3lgKc, где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31; T – температура реакции, К; lnKc – натуральный логарифм константы равновесия. Для удобства его переводят в десятичный lgKc умножением на коэффициент 2,3.

Определить изменение стандартной энергии Гиббса реакции, вы можете из уравнения для изотермического изобарного процесса: ΔG = ΔH – T ΔS, где T – температура реакции, К; ΔH — энтальпия, кДж/моль; ΔS — энтропия, Дж/(моль-град). Значение энтальпии и энтропии для 1 моля основных химических соединений при температуре 25оС даны в справочной литературе. Если температура реакции отличается от 25оС, значения энтальпии и энтропии должны быть приведены в условии задачи.

Также величину ΔG реакции при 25оС вы можете найти, сложив потенциалы образования ΔGобр каждого из продуктов реакции и вычтя из суммы ΔGобр исходных веществ. Значения потенциалов образования 25оС для 1 моля различных веществ приведены в справочных таблицах.

Обратите внимание

В случае, если участники реакции находятся в разных агрегатных состояниях, в формулу для определения константы равновесия входят концентрации веществ, находящихся в более подвижном (газ или жидкость) состоянии.

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?

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.