Как найти равновесный продукт - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

Как вычислить равновесную концентрацию

В ходе химической реакции устанавливается равновесие, когда скорость прямой реакции (в ходе которой исходные вещества превращаются в продукты) становится равной скорости обратной реакции (когда продукты превращаются в исходные вещества). Концентрации всех этих веществ тогда называются равновесными.

Инструкция

В первую очередь вспомните, что такое константа равновесия. Это – величина, характеризующая отношение концентраций (или парциальных давлений) продуктов реакции к концентрациям исходных веществ. Например, если реакция протекает по схеме: А + В = С + D, то Кр = [C][D]/[A][B].

Если же схема протекания реакции такая: 2А + В = 2С, то Кр вычисляется по такой формуле:[C]^2/[B][A]^2. То есть индексы превращаются в показатель степени, в которую нужно возвести концентрацию того или иного компонента.

Рассмотрите пример. Предположим, протекает та самая первая реакция: А + B = C + D. Требуется определить равновесные концентрации всех компонентов, если известно, что начальные концентрации исходных веществ А и В были равны 2 моль/литр, а константа равновесия может быть принята за 1.

Снова запишите формулу константы равновесия для этого конкретного случая: Кр = [C][D]/[A][B]. Учитывая, что Кр = 1, получите: [C][D] = [A][B].

Начальные концентрации веществ А и В вам известны (заданы по условиям задачи). Начальные концентрации продуктов реакции С и D были равны 0, а потом увеличились до неких равновесных значений. Обозначьте равновесную концентрацию вещества С за х, тогда равновесная концентрация вещества А (из которого образовалось С) будет равна (2-х).

Поскольку схема реакции свидетельствует, что из 1 моля вещества А образуется 1 моль вещества С, а из 1 моля вещества В – 1 моль вещества D, то, соответственно, равновесная концентрация D также будет = х, а равновесная концентрация В = (2-х).

Подставив эти величины в формулу, получите: (2-х) (2-х) = х^2. Решив это уравнение, получите: 4х = 4, то есть, х = 1.

Следовательно, равновесные концентрации продуктов реакции C и D равны 1 моль/литр. Но поскольку равновесные концентрации исходных веществ А и В вычисляются по формуле (2-х), то и они также будут равны 1 моль/литр. Задача решена.

Источники:

Обратимые и необратимые процессы

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?

This site is protected by reCAPTCHA and the Google Privacy Policy and Terms of Service apply.

Источник

______________________________________________________________ 45

GTD >50 кДж,

реакция не может самопроизвольно протекать в прямом направлении при любых начальных условиях (любом соотношении начальных парциальных давлений участников реакции).

Впервом случае реакции являются практически необратимыми,

втретьем – реакции практически неосуществимы*, во втором случае

о возможности протекания реакции по знаку	GD	судить нельзя, не-
	T

обходимо учесть величины начальных парциальных давлений участников реакции и рассчитать величину GT , знак которой и укажет направление (прямое или обратное) протекания реакции.

Зная величину константы равновесия химической реакции (Kp, KС или Kх) при определенной температуре, а также начальные условия (p0,i, C0,i или x0,i), можно определить параметры системы в состоянии равновесия, а именно: состав равновесной смеси ( pi* , Ci* или xi* ), равновесные степени превращения исходных реагентов и равновесные выходы продуктов реакции.

Равновесная степень превращения исходного i-го вещества

(чаще обозначаемая как αi) – это отношение количества вещества,

* Строго говоря, если в исходной реакционной смеси полностью отсутствуют продукты реакции, то, независимо от природы реакции и температуры, ка- кое-то количество продуктов реакции должно образоваться (например, если для

реакции (2.20) p0,C, p0,D = 0, то RTln( p0,νCC p0,νDD p0,νAA p0,νBB ) = −∞ , и при любом значе-

нии GD	величина	G < 0, т. е. реакция должна протекать в сторону образова-
T		T

ния продуктов). Однако, если количества образовавшихся продуктов исчезающее малы (аналитически неопределимы), то реакцию можно считать практически неосуществимой (аналогичные рассуждения можно привести для практиче-

ски необратимых реакций).

46 _______________________________________________________________

прореагировавшего к моменту установления в системе равновесия, к исходному количеству этого вещества:

αi =	ni , αi =	ni 100%,	(2.25)
	n0,i	n0,i

где αi, n0,i и ni – степень превращения i-го исходного компонента реакционной смеси, его начальное количество и его расход (в молях) к моменту установления равновесия соотвественно.

Величина αi может меняться в пределах от нуля до единицы ( 0 < αi <1) или, выраженная в процентах, от 0 до 100%. Поскольку в результате протекания самопроизвольных процессов любая термодинамическая система с течением времени приходит в состояние равновесия, в котором в системе находятся как исходные реагенты, так и продукты реакции, то всегда α > 0 ( α ≠ 0 , хотя и может иметь очень малое значение (например α = 0,0001) – при этом говорят, что равновесие практически полностью смещено в сторону исходных реагентов) и всегда α < 1 ( α ≠1, хотя величина α может быть очень близка к 1 (например α = 0,9999) – при этом равновесие практически полностью смещено в сторону продуктов реакции).

Степень превращения можно выражать через изменение парциального давления реагента:

	p		p0,i − pi*		p
αi =	i	=		, αi =	i 100%,	(2.26)
p0,i
	p0,i			p0,i

или, например, через изменение его концентрации:

	C	C0,i −Ci*		C
αi =	i =		, αi =	i 100%,	(2.27)
C0,i
	C0,i		C0,i

где p0,i (C0,i ) и pi* (Ci* ) – соответственно начальное и равновесное парциальное давление (концентрация) i-го исходного реагента.

Равновесный выход i-го продукта реакции (обозначаемый обычно как хi – молярная доля i-го продукта в реакционной смеси) – это отношение равновесного количества данного вещества к общему количеству вещества в равновесной реакционной смеси. При выражении выхода продукта через единицы давления получаем

______________________________________________________________ 47

		p*		p*		x =	p*
x	=	i	=	i	,	i	100%,	(2.28)
∑ pi*	P*	P*
i				i

где Р* – общее давление реакционной смеси в состоянии равновесия. Равновесный выход продукта реакции, как и степень превращения исходного реагента, можно выражать через количество ве-

щества или его концентрацию в системе. Как и α, в равновесии

0 < x <1.

Основными факторами, влияющими на положение химического равновесия, являются температура, давление, действующее на систему, а также концентрации (парциальные давления) участников реакции, изменяя которые, можно смещать положение химического равновесия в требуемую сторону (к продуктам реакции или к исходным реагентам). Влияние указанных факторов на положение химического равновесия в качественной форме можно описать при помощи принципа Ле Шателье – Брауна, а более строго и количественно – при помощи различных термодинамических соотношений.

Согласно принципу Ле Шателье – Брауна, при оказании на систему, находящуюся в состоянии устойчивого равновесия, какоголибо внешнего воздействия равновесие в системе смещается таким образом, чтобы ослабить эффект от оказанного воздействия.

Рассмотрим влияние различных факторов на положение химического равновесия на примере нескольких химических реакций:

N2,газ + 3H2,газ		2NH3,газ,	H D <0;	(2.29)
C	H		2H	газ + C2H2,газ,	H D >0;	(2.30)
2	6,газ			2,
		O			CO	2,газ	+ H	, H D < 0.	(2.31)
COгаз + H2 газ				2,газ

1. Влияние температуры. Зависимость константы равновесия химической реакции Kp от температуры выражается уравнением изо- барыВант-Гоффа, дифференциальная формакоторогоимеетвид**:

d ln K p		H D
	=	T	,	(2.32)
dT
	RT 2

где HTD – тепловой эффект химической реакции.

** В уравнении изобары Вант-Гоффа, как и в уравнении изотермы химической реакции, величина R имеет размерность Дж · К–1 (без моль).

48 _______________________________________________________________

Как видно из выражения (2.32), влияние температуры на величину константы равновесия химической реакции определяется

знаком теплового эффекта этой реакции. Если HTD > 0 (эндотер-

мическая реакция), то d lndTK p > 0. Следовательно, в случае эндо-

термической реакции с повышением температуры (dT > 0) значение константы равновесия химической реакции будет увеличиваться (dlnKp > 0), т. е. химическое равновесие будет смещаться в

сторону образования продуктов реакции. При HTD < 0 (экзотер-

мическая реакция) d lndTK p < 0. Следовательно, повышение темпе-

ратуры (dT > 0) приведет к уменьшению величины константы равновесия химической реакции (dlnKp < 0) и смещению равновесия в сторону исходных реагентов.

Реакция (2.29) протекает экзотермически, для нее	HTD < 0, и,
согласно (2.32),	d ln K p	<0 , Kр является убывающей	функцией

			dT
температуры. Рост температуры	приводит к уменьшению
	p*2
K p =	NH3	, при этом парциальное давление продукта реакции –
p* p*3
	N2 H2
аммиака ( p*	) – уменьшается, а парциальные давления исходных
	NH3
реагентов –	азота и водорода ( p*N2	и pH*	2 ) – увеличиваются, т. е.

равновесие смещается в сторону образования исходных реагентов, равновесная степень превращения исходных веществ и равновесный выход продуктов реакции при этом уменьшаются. Снижение температуры приводит к росту величины константы равновесия Kр экзотермической реакции (2.29), равновесие которой смещается в сторону образования продукта реакции – аммиака.

К аналогичному выводу приводит использование принципа Ле Шателье – Брауна: при повышении температуры в системе должен усиливаться процесс, сопровождающийся поглощением тепла (эндотермический процесс). Поскольку прямая реакция – образование аммиака – является экзотермической, эндотермической будет обратная реакция – разложение аммиака на водород и азот. Таким образом, повышение температуры приводит

______________________________________________________________ 49

к смещению равновесия реакции (2.29) в сторону образования исходных реагентов (в сторону протекания эндотермического процесса).

Таким же образом изменение температуры сказывается и на положении равновесия реакции (2.31), которая также является экзотермической ( HTD < 0): равновесие этой реакции смещается в сторону образования исходных реагентов при повышении температуры и в сторону образования продуктов реакции – при понижении.

Реакция (2.30) является эндотермической ( HTD > 0), в этом

случае	d ln K p	>0	, следовательно, повышение температуры при-

	dT

водит к увеличению Kр реакции (2.30), т. е. к смещению ее равновесия в сторону образования продуктов реакции. Понижение температуры приведет к усилению (интенсификации) экзотермического процесса – обратной реакции, таким образом, при уменьшении температуры равновесие эндотермической реакции (2.30) сместится в сторону образования исходных реагентов.

Интегральную форму уравнения изобары Вант-Гоффа можно получить, взяв неопределенный или определенный (в интервале температур от Т1 до Т2) интеграл от выражения (2.32). Принимая тепловой эффект реакции не зависящим от температуры ( HTD ≠ f (T ) = H D ), что допустимо для не очень широкого интервала температур, получим:

ln K p = const −	H D 1	;

R T
	(2.33)

H	D	1	−	1	=	H	D	T2	−T1 .

R
T1	T2		R T1T2	(2.34)

Из соотношения (2.33) видно, что, зная зависимость Kp = f(T), можно графическим методом определить величину теплового эффекта химической реакции ( H D). Для определения H D. химической реакции по известной зависимости Kp = f(T) строят график зависимости lnKp = f(1 / T) (рисунок), при этом существуют три варианта:

1) H D > 0 – эндотермическая реакция (теплота поглощает-

ся), H1D = −R tg α1 = R tgβ1 ;

50 _______________________________________________________________

2)	H D = 0 – тепловой эффект равен нулю, H2D = −R tg α2 = 0 ;
3)	H D < 0 – экзотермическая реакция (теплота выделяется),

H3D = −R tg α3 .

lnK p

1 3

α2 = 0

β1 α1 α3

Графическое определение теплового эффекта химической реакции H° с помощью интегральной формы уравнения изобары Вант-Гоффа

Уравнение (2.34) можно использовать для аналитического оп-

ределения либо теплового эффекта химической реакции	H D	по
известным значениям константы равновесия ( Kp,T	и K p,T )	при
двух различных температурах (Т2 и Т1):		2	1

			K p,T
	RT T ln		2
	K
	1 2		p,T1
H D =				,	(2.35)
T2	−T1

либо константы равновесия химической реакции при одной тем-

пературе (например,	Kp,T	при Т2), если известна величина	H D и
	2
значение константы равновесия при другой температуре (напри-
мер, K p,T при Т1):
1
				H D T −T	(2.36)
K p,T = K p,T exp	2 1	.
	2	1		R T1T2

2. Влияние давления. Прологарифмировав и продифференцировав по lnP уравнение (2.12), получим

______________________________________________________________ 51

d ln K p	=	d ln K	x	+Δν.	(2.37)
d ln P
	d ln P

Поскольку Kp ≠ f(P), dlnKp / dlnP = 0 выражение (2.37) преобразуется в уравнение

d ln Kx = −Δν,	(2.38)
d ln P

анализ которого позволяет сделать следующие выводы.

Если Δν < 0 , т. е. реакция протекает в прямом направлении с уменьшением числа молей газообразных веществ (реакция (2.29),

Δν = −2 ), то из (2.38) для этой реакции ddlnlnKPx >0 . Это значит, что с ростом общего давления в системе (при T = const) константа

равновесия Kx =	xNH*2
	3	возрастает, при этом увеличивается мо-
x*	x*3
	N2	H2
лярная доля продукта реакции – аммиака ( x*	), уменьшаются
			NH3		и
молярные доли исходных реагентов – азота и водорода ( x*
				N2

xH* 2 ), и равновесие смещается в сторону прямой реакции. Следовательно, равновесная степень превращения исходных веществ и

равновесный выход продуктов реакции увеличится.

Если Δν > 0 , т. е. реакция протекает в прямом направлении с увеличением числа молей газообразных веществ (реакция (2.30),

Δν =1), то из (2.38) для этой реакции ddlnlnKPx <0 . Увеличение об-

щего давления в системе (при T = const) приведет к уменьшению

	x*	x*
константы равновесия Kx =	C2H2	H2	, уменьшению молярных до-
x*
	C2H4
лей продуктов реакции – ацетилена и водорода ( x*	и x* ) – и
			C2H2	H2	),
увеличению молярной доли исходного реагента – этилена ( x*
т. е. равновесие смещается в сторону обратной реакции.	C2H4

Если Δν =0 , т. е. реакция протекает без изменения числа молей газообразных веществ (реакция (2.31)), то из (2.38) для нее

d ln Kx =0 . Изменение общего давления в системе никак не ска- d ln P

жется на величине константы равновесия Kx данной реакции, следовательно, увеличение (или уменьшение) общего давления

52 _______________________________________________________________

в системе никак не будет сказываться на положении химического равновесия.

Используя принцип Ле Шателье – Брауна, можно заключить: на увеличение давления при T = const система будет стремиться отреагировать уменьшением объема. Поскольку уменьшение объема системы будет происходить за счет уменьшения числа молей газообразных участников реакции, то с ростом давления в системе равновесие в ней будет смещаться в сторону реакции, протекающей с уменьшением объема, т. е. реакции, для которой Δν < 0 .

3. Влияние инертных (газообразных) примесей. Добавление инертных газообразных примесей в систему при V, T = const приведет к увеличению общего давления, а парциальные давления участников реакции никак не изменятся, неизменными останутся как величина константы равновесия химической реакции Kр, так и положение химического равновесия.

Если же газообразную инертную (индифферентную) примесь добавлять в систему при p, T = const, то это приведет к уменьшению парциальных давлений всех участников химической реакции, что, по сути, равносильно уменьшению общего давления в системе. Иными словами, эффект разбавления системы инертными (индифферентными) примесями при p, T = const равносилен эффекту

уменьшения общего давления.

Для реакции (2.30) Δν >0 и добавление инертных газообразных примесей при p, T = const, равносильное уменьшению общего давления, приведет к смещению равновесия реакции в сторону образования продуктов реакции, т. е. в сторону реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ.

В случае реакции, протекающей без изменения числа молей газообразных участников реакции ( Δν = 0 , реакция (2.31)), добавление в систему инертной газообразной примеси при p, T = const, как и изменение общего давления в системе, никак не влияет на положение химического равновесия.

Для реакции (2.29) Δν < 0 введение в систему газообразных инертных примесей при p, T = const, равносильное уменьшению общего давления, приведет к смещению равновесия реакции в сторону образования исходных реагентов. Интересно отметить, что в промышленности синтез аммиака по реакции (2.29) протекает при постепенном накоплении в системе газообразных инертных примесей (Ar, CO и др.), что равносильно уменьшению общего

______________________________________________________________ 53

давления и способствует смещению равновесия реакции в сторону исходных реагентов. Для устранения этого отрицательного эффекта колонны синтеза аммиака периодически «продувают», устраняя эти инертные примеси.

В случае жидкофазных реакций добавление в систему растворителя приводит к смещению равновесия в сторону реакции, протекающей с увеличением общего числа частиц; так, равновесие реакции диссоциации уксусной кислоты в водном растворе

{CH3COOH}aq {CH3COO–}aq + {H+}aq

(2.39)

при уменьшении концентрации раствора смещается в сторону продуктов реакции – степень диссоциации кислоты увеличивается, вследствие чего общая концентрация частиц – молекул (CH3COOH) и ионов (CH3COO– и H+) – в растворе возрастает.

4. Влияние концентраций (парциальных давлений) участников реакции. При добавлении к системе какого-либо участника реакции равновесие в системе, согласно принципу Ле Шателье – Брауна, сместится в сторону реакции, ослабляющей это воздействие, т. е. увеличение концентраций исходных реагентов приведет к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции, а увеличение концентраций продуктов реакции – в сторону образования исходных реагентов.

Так, например, если в систему, в которой протекает реакция (2.29), добавлять исходные реагенты – газообразные азот (N2,газ) или водород (H2,газ) (при V, T = const), то равновесие этой реакции будет смещаться в сторону образования аммиака (NH3,газ). Если в эту же систему при V, T = const добавлять продукт реакции – NH3,газ, то равновесие реакции будет смещаться в сторону образо-

вания N2,газ и H2,газ.

Иногда равновесие реакции можно сместить в сторону образования продуктов, если эти продукты можно вывести из реакционной смеси. Так, например, если реакцию разложения карбоната кальция

CaCO3,тв CaOтв + CO2,газ

(2.40)

проводить в закрытом сосуде, то с течением времени реакция придет в состояние равновесия, в котором в системе будут находиться три вещества – твердые CaCO3 и CaO и газообразный CO2 (имеющий равновесное парциальное давление, соответствующее температуре, при которой проводится разложение карбоната кальция).

Источник

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

Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
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
С_исходн, моль/л	0,36	0,40	0
С_{прореагир,}моль/л	0,16	0,08	0,16
С_равн, 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
с_{исходн.}, моль/л	1	2	0
с_{прореагир.}, моль/л	x	x	2x
c_равн., 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
c_{исходн.}, моль/л	2	2	1
c_{прореагир.}, моль/л	x	x	х
c_равн., 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.

Источник