Химическое равновесие. 4.1. Обратимые и необратимые реакции

4.1. Обратимые и необратимые реакции

Некоторые химические реакции удается провести до конца, т.е. добиться того, чтобы исходные вещества реагировали полностью. Реакции протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называются обратными.

Эти реакции ни в одном направлении не идут до конца, а лишь до строго определенных соотношений исходных и получившихся продуктов.

Рассмотрим общий случай обратимой реакции:

аА + вВ сС + dD

В уравнении прописными буквами A,B,C,D обозначены различные виды молекул, как реагентов, так и продуктов реакции, а строчными буквами a,b,c,d – числовые коэффициенты, показывающие, сколько молекул различного рода участвуют в данной реакции (стехиометрические коэффициенты.)

Знак равенства в уравнении реакции заменяют двумя противоположно направленными стрелками.

При этом реакции, соответствующие при данном написании уравнения течению ее слева направо, называются прямыми, а отвечающие течению ее справа налево – обратными.

Критерием химического равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакции:

V₁=V₂

Согласно закону действия масс скорость V₁ прямой реакции выражается равенством:

V₁ = К₁ [A]^a [B]^a

а скорость V₂ обратной реакции – равенством:

V₂ = К₂ [С]^c[D]^d , где

К₁ и К₂ – соответствующие константы скоростей при данной температуре.

В ходе реакции одновременно с уменьшением концентраций исходных веществ и, следовательно, уменьшении скоростей прямой реакции будет увеличиваться скорость обратной реакции, т.к. увеличиваются концентрации продуктов реакции.

Как только значения V₁ и V₂ будут одинаковыми, в системе устанавливается динамическое равновесие, и дальнейшее изменение концентраций всех участвующих в реакции веществ прекращается.

Равенство левых частей уравнений 3), 4) требует, чтобы и правые части их были равными между собой.

К₁ [A]^a[B]^a = К₂ [С]^c[D]^d .

Собирая в правую сторону все концентрации компонентов реакции, а в левую – константы скоростей и обозначая отношение констант скоростей

К₁/К₂=К_с, можно написать

Так как К₁ и К₂ при данной температуре являются величинами постоянными, то и К_с должна быть при этих условиях тоже величиной постоянной, она называется константой равновесия.

Константа химического равновесия К_, единица – лⁿ. моль^-n,

где n =1,2,3 – физическая величина, выражающая для данной реакции соотношение между концентрациями исходных веществ и концентрациями продуктов реакции в состоянии химического равновесия.

В зависимости от единицы концентрации и рода химического равновесия символ К имеет различные подстрочные значения – индексы:

К_а – константа, выраженная через активность, К_с – константа, выраженная через молярные концентрации, К_р – константа, выраженная через парциальные давления.

Величина константы зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от катализатора. Присутствие катализатора в системе лишь ускоряет время наступления равновесия.

Выражение константы равновесия через парциальные давления:

По значению константы равновесия можно судить о полноте протекания реакции.

При К ≥1 равновесие усиливается при почти полном вступлении в реакцию веществ, записанных в левой части уравнения, равновесие «сдвинуть» вправо.

При К ≤ 1 – степень превращения исходных веществ в продукты реакции невелика – равновесие «сдвинуто» влево.

Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции (ΔG⁰) следующим соотношением:

-ΔG⁰ = + RT lnK_c,

где R – универсальная газовая постоянная (8,31^Дж/ моль · К);

T – абсолютная температура, К;

K_c – константа равновесия.

При гетерогенных реакциях в выражении константы равновесия, так же как в выражении закона действия масс для скорости химической реакции, входят концентрации только тех веществ, которые находятся в менее конденсированной фазе.

4.2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

При химическом равновесии не происходит изменение количеств веществ в системе, однако это не означает, что химическая реакция не протекает; она идет, но с одинаковыми скоростями в двух противоположных направлениях, Такое равновесие является динамическим.

Если система, находящаяся в равновесии, подвергается внешнему воздействию, то скорость прямой и обратной реакций изменяются по разному. При наступлении равновесия в новых условиях эти скорости также выравниваются, но значения их будут уже другими. В этом случае принято считать, что произошло смещение равновесия.

Направление смещения равновесия можно представить, пользуясь принципом Ле-Шателье, или принципом подвижного равновесия: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменяется температура, давление или концентрации), то положение равновесия смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.

Влияние температуры

В соответствии с принципом Ле-Шателье, нагревание вызывает смещение равновесия в сторону того процесса, протекание которого сопровождается поглощением тепла, иначе говоря, повышение температуры вызывает возрастание константы скорости эндотермического процесса.

Естественно, что понижение температуры, приводит к противоположному результату. Равновесие смещается в сторону того процесса, протекание которого сопровождается выделением тепла, иначе говоря, охлаждение благоприятствует экзотермическому процессу и вызывает рост константы скорости экзотермической реакции.

Например, если в установившемся равновесии:

2SO_2(г)+О_2(г) 2SO_3(г); ΔH=-791,6кДж

повышать температуру, то это воздействие сместит равновесие в сторону поглощения теплоты. Таковым является разложение SO₃

Влияние давления

Изменение давления вызывает сдвиг равновесия только в том случае, когда количество газообразного вещества меняется до и после реакции.

Влияние давления определяется изменением объема, которое происходит в ходе реакции. Следовательно, при увеличении давления равновесие будет смещаться в сторону образования меньшего количества вещества (молей) газа.

Из этого следует, что в рассматриваемой равновесной системе увеличение давления сместит равновесие в сторону образования SO_3.

Влияние концентрации

Если внешнее воздействие на систему проявляется в уменьшении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, то это смещает равновесие в сторону его образования. Наоборот, при увеличении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону той реакции, в которой это вещество расходуется.

Увеличение концентрации SO₂ и O₂ (или одновременно) сместит равновесие в сторону образования SO₃, как процесса, приводящего к уменьшению концентрации SO₂ и O₂. Если по мере образования из реакционной среды удаляется SO₃, то равновесие тоже сдвинется вправо. Таким образом, если в реакционную смесь ввести избыток одного из исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

Примеры решения задач

Пример 1. В системе А_(г)+2В_(г) С_(г) равновесные концентрации равны

[А]=0,06 моль/ л; [В]=0,12моль/ л; [С]=0,216 моль/ л; найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Решение:

Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:

Подставляем в него данные задачи, получаем:

Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что согласно уравнению реакции, из 1 моля А и 2 молей В образуется 1 моль С. По условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля С, следовательно, было израсходовано 0,216 моля А и 0,216 • 2 = 0,432 моля В. Таким образом, искомые исходные концентрации равны:

[А₀] = 0,06+0,216= 0,276 моль/ л;

[В₀] = 0,12+0,432= 0,552 моль/ л;

Пример 2. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению PCl_{5 (г)} PCl_{3 (г)}+ PCl_{2 (г)}; ΔН = +92,59кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону реакции разложения PCl₅

Решение:

а) т.к. реакция разложения PCl₅ эндотермическая, то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

б) т.к. в данной системе разложения PCl₅ ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуется две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;

в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl_5, так и уменьшением концентрации PCl₃ или Cl_2.

Пример 3. В сторону какой реакции (прямой или обратной) сместится химическое равновесие обратимой реакции N₂ + 3H₂ 2NH₃, если повысить температуру равновесной системы? Прямая реакция - экзотермическая.

Решение:

В соответствии с принципом Ле-Шателье, при повышении температуры ускоряется реакция, ослабляющая внешнее воздействие, т.е. обратная реакция, протекающая с поглощением теплоты.

Пример 4. Обратимая реакция протекает по уравнению 2NО + О₂ 2NО₂. В сторону какой реакции (прямой или обратной) сместиться химическое равновесие, если давление увеличить в 2 раза?

Решение:

Пусть равновесные концентрации до увеличения давления составляли:

[NO]= a моль/ л,

[O₂]= в моль/ л,

[NO₂]= с моль/ л,

скорость прямой реакции – V₁, скорость обратной реакции – V_2.

Тогда V₁=К₁ а² в; V₁=К₂с².

При увеличении давления в 2 раза:

[NO]=2а моль/ л, [O₂]= 2в моль/ л, [NO₂]=2с моль/ л; скорости прямой и обратной реакций при новых условиях: V₁¹ = К₁ (2а)² 2в = К₁8а²в;

V₂¹ = K₂ (2с)² = K₂4с².

Отсюда:

V₁¹ / V₁ = К₁8а²в / (K₁а²в) = 8; V₂¹ / V₂ = 4K₂C²/ (К₂С²) = 4.

Следовательно, при увеличении давления в равновесной системе в 2 раза, скорость прямой реакции возрастает в 8 раз, а скорость обратной реакции в 4 раза, поэтому равновесие сместится вправо – в сторону образования NO₂.

Пример 5. При 1000⁰С константа равновесия реакции FeO + CO Fe+CO₂ равна 0,5. Каковы равновесные концентрации CO и CO₂, если начальные концентрации этих веществ составляли: [CO]=0,05 моль/ л, [CO₂]=0,01 моль/ л?

Решение:

Пусть к моменту равновесия в реакцию вступило Х моль СО. Тогда, согласно уравнению реакции, образовалось Х моль СО₂. следовательно, к моменту равновесия: [CO]= (0,05-Х) моль/ л; [CO₂] = (0,01+Х) моль/ л.

Отсюда К_р = (0,01+Х) / (0,05-Х). Подставив в этом выражение К_р=0,5, получаем Х= 0,01. Таким образом, искомые равновесные концентрации будут иметь следующие значения: [CO]_р = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/ л, [CO₂]_р = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/ л.

Пример 6. Константы равновесия реакции СО +Н₂О СО₂+Н₂ при 727 и 927⁰С соответственно равны 1,4 и 0,74. Как найти ΔG этой реакции и определить ее направление при указанных температурах?

Решение:

ΔG находится из уравнения ΔG= - RT ln K= -19,1•Т•lg K. Температуры 727 и 927⁰С соответственно равны 1000 и 1200 К.

Тогда: а) ΔG₁= - 19,1 · 1000 lg 1,4= -2789 Дж/ моль = - 2,8 кДж/ моль

б) ΔG₂= - 19,1 · 1200 lg 0,7= +2502 Дж/ моль = + 2,5 кДж/ моль.

Таким образом, в температурном интервале 727 и 927⁰С значение ΔG проходит через нуль и направление реакции меняется с прямого на обратное, поэтому реакцию следует проводить при температуре ниже 800⁰С. С понижением температуры выход будет увеличиваться, однако, время достижения равновесия будет расти.

Пример 7. Известно, что при 2000 К равновесие N₂ + O₂ 2 NO характеризуется константой K_c=2,3 · 10^-4 . Определить равновесную концентрацию окиси азота, если исходные концентрации C¹(N₂) и C¹ (O₂) будут по 1 моль/ л.

Решение:

Согласно уравнению реакции из каждого моля азота образуется 2 моль окиси азота. Следовательно, если обозначить равновесную концентрацию окиси азота C(NO)_, для достижения её надо затратить C(NO)/2 молей азота и сколько же молей кислорода. Равновесные концентрации можно записать следующим образом:

C_p(O₂) = C_p(N₂) = 1 – C_p(NO)/2

Запишем выражение константы равновесия равной по условию 2,3 · 10^-4

Подставив в него выражение равновесных концентраций, получаем:

Решая это уравнение относительно C_p(NO)_, получим 1,52 · 10^-2 моль/ л. Следовательно, при температуре 2000 К почти не происходит превращения исходных веществ (N₂ и O₂) в окись азота.

Пример 8. Как повлияет увеличение давления на химическое равновесие в обратимой системе:

Fe₂O₃ (k) + 3 H₂ (г) 2Fe (k) + 3H₂O(г)

Решение:

В гетерогенной равновесной системе повышение давления должно привести к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего количества веществ газов. Так как количество веществ газов, образующихся при протекании прямой и обратной реакции одинаковы, то изменение давления не приведет к смещению равновесия.

Контрольное задание по разделам «Скорость химических реакций», «Химическое равновесие»

Вариант 1

Задача 1. Во сколько раз увеличится скорость (константа скорости) химической реакции при повышении температуры на 40 ^оС, если температурный коэффициент реакции равен 2?

Задача 2. При изучении гомогенной реакции А + 2В = D получены следующие данные: в момент времени t₁ = 50 мин количество вещества А в реакторе составляло 12 моль, а в момент времени t₂ = 1 ч 05 мин составляло 8 моль. Вычислить среднюю скорость химической реакции за исследованный промежуток времени по веществу А и по веществу В, если объем реакционной массы составлял 110 л.

Задача 3. В гомогенных химических системах при постоянном давлении, объёме и температуре установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия. По данным значениям К_с укажите, реагенты или продукты будут преобладать в равновесной смеси веществ.

4NH₃ +5O₂ ↔ 4NO + 6H₂O, K_c=0.008

2C₂H₆ + 7O₂ ↔ 4CO₂ + 6H₂O, K_c=145

6HF + N₂ ↔ 2NF₃ + 3H₂, K_c=1

2NH₃ + 3Cl₂ ↔ N₂ + 6HCl, K_c=10^-6

2CH₄ + 3O₂ + 2NH₃ ↔ 2HCN + 6H₂O, K_c=1

2H₂S + 3O₂ ↔ 2SO₂ + 2H₂O, K_c=3×10⁵.

Задача 4. Определите значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции

Fe₂O_3(тв) +3СО_(г) ↔ 2Fe_(тв) + 3CO_2(г), К_с = 0.125,

протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [CO] = 0.5 моль/л, [CO₂] = 0.1 моль/л

Задача 5. Равновесие реакции Н₂ +J₂ 2НJ. установилось при следующих концентрациях: [H₂] = 0,5 моль/ л; [J₂] = 0,1 моль/ л; [HJ] = 1,8 моль/л. Определите исходные концентрации йода и водорода и константу химического равновесия.

Вариант 2

Задача 1. На сколько градусов следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции 3?

Задача 2. В гетерогенных химических системах при постоянных термодинамических параметрах установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия.

TiO_2(тв) + 2С_(тв) + 2Cl_2(г) ↔ TiCl_4(г) + 2CO_(г)

Mg₃N_2(тв) + 6H₂O_(г) ↔ 3Mg(OH)_2(тв) + 2NH_3(г)

Si_(тв) + 2H₂O_(г) ↔ SiO_2(тв) + 2H_2(г)

CS_2(г) + 2Cl_2(г) ↔ CCl_4(г) + 2S_(тв)

2NO_2(г) + 2S_(тв) ↔ N_2(г) + 2SO_2(г)

10NO_(г) + P_4(г) ↔ 5N_2(г) + P₄O_10(тв).

Задача 3. Рассчитайте значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции

LiH_(тв) + H₂О_(г) ↔ LiOH_(ж) + H_2(г), К_с = 2.21,

протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [H₂O] = 0.75 моль/л, [H₂] = 0.15 моль/л

Задача 4. Средняя скорость гомогенной реакции 2А + 3В = 2D + Е была вычислена по двум измерениям, проведенным на 45 и 52 минутах от начала реакции, и составила 0,09 моль·л^–1·мин^–1 по веществу А. Известно, что в начале указанного интервала времени концентрация вещества В была равна 1,20 моль/л. Найти концентрацию вещества B в момент второго измерения.

Задача 5. В каком направлении произойдет смещение равновесия системы:

Н₂ +S Н₂S,

если: а) увеличить концентрацию водорода, б) понизить концентрацию сероводорода?

Вариант 3

Задача 1. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 50 ^оС скорость реакции возросла в 32 раза?

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении температуры и постоянном давлении:

2NO_(г) + O_2(г) ↔ 2NO_2(г), ΔH⁰ < 0

2SO_3(г) ↔ 2SO_2(г) + O_2(г) , ΔH⁰ > 0

C_(тв) + CO_2(г) ↔ 2СO_(г), ΔH⁰ > 0

2NH_3(г) ↔ N_2(г) + 3H_2(г) , ΔH⁰ > 0

C_(тв) + 2Cl_2(г) ↔ CСl_4(г), ΔH⁰ < 0

C_(тв) + 2N₂O_(г) ↔ СO_2(г) + 2N_2(г), ΔH⁰ < 0.

Задача 3. Реакция идёт по уравнению N₂ + O₂ = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакций были: [N₂] = 0.049 моль/л, [O₂] = 0.01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] = 0.005 моль/л.

Задача 4. Для реакции А + 3В = D + 2Е средняя скорость реакции за интервал времени длительностью 5 мин 30 с составила 0,42 моль·л^–1·мин^–1. Считая объем реакционной смеси равным 200 л, вычислить убыль веществ А и В в реакторе в течение указанного промежутка времени.

Задача 5. В каком направлении произойдет смещение равновесия при повышении температуры систем:

а) COCl₂ CO + Cl₂ - 27ккал

б) 2CO CО₂ + C + 41 ккал

Вариант 4

Задача 1. Напишите выражение константы равновесия для реакции:

2SO₂ + O₂ «2SO₃, DH=-791,6 кДж.

Какие условия способствуют увеличению выхода продукта горения?

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении давления и постоянной температуре:

2Fe_(тв) + 3H₂O_(г) ↔ Fe₂O_3(г) + 3H_2(г)

С₃H_8(г) + 5O_2(г) ↔ 3СO_2(г) + 4H₂O_(г)

СO_2(г) + 2N_2(г) ↔ С_(тв) + 2N₂O_(г)

CO_(г) + Cl_2(г) ↔ СCl₂O_(г)

CH_4(г) + 4S_(тв) ↔ СS_2(г) + 2H₂S_(г)

N₂H_4(г) + O_2(г) ↔ N_2(г) + 2H₂O_(г)

Задача 3. Реакция идёт по уравнению N₂ + 3H₃ = 2NH₃. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N₂] = 0.80 моль/л, [H₂] = 1.5 моль/л, [NH₃] = 0.10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N₂] = 0.5 моль/л.

Задача 4. Написать выражения скорости реакций, протекающих по схеме
2А + В = А₂В, если: а) А и В – газообразные вещества; б) А и В – жидкости, смешивающиеся в любых отношениях; в) А и В – вещества, находящиеся в растворе; г) А – твердое вещество, а В – газ или вещество, находящееся в растворе.

Задача 5. Как повлияет увеличение давления на смещение равновесия в системах:

а) SO₂(г) + Cl₂ (г) SO₂Cl₂ (г)

б) H₂ (г) + Br₂(г) 2 HBr (г)

Вариант 5

Задача 1. Как будет влиять увеличение давления и температуры на смещение равновесия в системе

2CO_(г) «CO_{2 (г)} + C_(тв), DH<0?

Напишите выражение константы равновесия.

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном понижении температуры и давления:

С_(тв) + O_2(г) ↔ CO_2(г), ΔH⁰ < 0

H_2(г) + I_2(г) ↔ 2HI_(г), ΔH⁰ > 0

6HF_(г) + N_2(г) ↔ 2NF_3(г) + 3H_2(г) , ΔH⁰ > 0

2O_3(г) ↔ 3O_2(г), ΔH⁰ < 0

2CO_(г) ↔ 2C_(тв) + O_2(г) , ΔH⁰ > 0

I_2(г) + 5CO_2(г) ↔ I₂O_5(г) + 5CO_(г), ΔH⁰ > 0.

Задача 3. Реакция идёт по уравнению H₂ + I₂ = 2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0.16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [H₂] = 0.04 моль/л, [I₂] = 0.05 моль/л. Вычислить начальную скорость реакции и её скорость, когда [H₂] = 0.03 моль/л.

Задача 4. При исследовании реакции А + 2В = АВ₂, протекающей в газовой фазе, получе­ны следующие данные зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:

СА, моль/л	0,2	0,5	0,4
СВ, моль/л	0,2	0,3	0,2
Υ ×106, моль·л–1·с–1	32,0	1,8	0,67

Вычислить среднее (из трех измерений) значение константы скорости реакции, указать размерность константы скорости.

Задача 5. В каком направлении сместится химическое равновесие обратимой реакции в случае повышения температуры:

а) если прямая реакция экзотермическая;

б) если обратная реакция экзотермическая?

Вариант 6

Задача 1. В какую сторону сместится равновесие системы

CO_(г) + H₂O_(г) «CO_{2 (г)} + H_2(г), DH=43 кДж,

а) при уменьшении концентрации воды;

б) при увеличении температуры;

в) при уменьшении давления?

Напишите выражение константы равновесия.

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном повышении температуры и понижении давления:

С_(тв) + H₂O_(г) ↔ CO_(г) + H_2(г), ΔH⁰ > 0

2(NO)Cl_(г) + Br_2(г) ↔ 2(NO)Br_(г) + Cl_2(г), ΔH⁰ > 0

СO_(г) + 2H_2(г) ↔ CH₃OH_(г) + 3H_2(г) , ΔH⁰ < 0

N₂O_4(г) ↔ 2NO_2(г), ΔH⁰ > 0

8H₂S_(г) + 8I_2(г) ↔ S_8(г) + 16HI_(г), ΔH⁰ > 0

2CO_(г) + O_2(г) ↔ 2CO_2(г), ΔH⁰ < 0.

Задача 3. В гомогенной системе CO + Cl₂ ↔ COCl₂ равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0.2 моль/л, [Cl₂] = 0.3 моль/л, [COCl₂] = 1.2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и CO.

Задача 4. Для реакции 2А + В = А₂В, протекающей в растворе, получены сле­дующие данные зависимости скорости реакции от концентрации вещества А, при том что концентрация другого реагента оставалась постоянной:

СА, моль/л	0,2	0,4
Υ ×106, моль·л–1·с–1	1,43	3,85

Численное значение константы скорости данной реакции равно
1,2 ×10^–8 (размер­ность константы указать самостоятельно). Вычислить концентрацию вещества В в прове­денных опытах (учесть возможную погрешность при экспериментальном определении скорости реакции).

Задача 5. Чему равна при 25⁰С константа равновесия обратимой реакции, для которой значение ΔG⁰ равно 5,714 кДж/ моль.

Вариант 7

Задача 1. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 50 ^оС скорость реакции возросла в 32 раза?

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении температуры и постоянном давлении:

2NO_(г) + O_2(г) ↔ 2NO_2(г), ΔH⁰ < 0

2SO_3(г) ↔ 2SO_2(г) + O_2(г) , ΔH⁰ > 0

C_(тв) + CO_2(г) ↔ 2СO_(г), ΔH⁰ > 0

2NH_3(г) ↔ N_2(г) + 3H_2(г) , ΔH⁰ > 0

C_(тв) + 2Cl_2(г) ↔ CСl_4(г), ΔH⁰ < 0

C_(тв) + 2N₂O_(г) ↔ СO_2(г) + 2N_2(г), ΔH⁰ < 0.

Задача 3. Реакция идёт по уравнению N₂ + O₂ = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакций были: [N₂] = 0.049 моль/л, [O₂] = 0.01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] = 0.005 моль/л.

Задача 4. Для реакции А + В = 2D + Е, протекающей в газовой фазе, константа скорости равна 0,80 ×10^–8 л·моль^–1·с^–1. Для некоторого момента времени определена скорость реакции, равная 1,25 моль·л^–1·с^–1. Рассчитать концентра­ции реагирующих веществ для указанного момента времени, если известно, что они равны между собой.

Задача 5. Константа равновесия обратимой реакции А + В С + Д при данной температуре равна 2,5. В реакцию взяты эквивалентные массы веществ А и В. Может ли установиться равновесие при одинаковой концентрации всех четырёх реагирующих веществ?

Вариант 8

Задача 1. На сколько градусов следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции 3?

Задача 2. В гетерогенных химических системах при постоянных термодинамических параметрах установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия.

TiO_2(тв) + 2С_(тв) + 2Cl_2(тв) ↔ TiCl_4(г) + 2CO_(г)

Mg₃N_2(тв) + 6H₂O_(г) ↔ 3Mg(OH)_2(тв) + 2NH_3(г)

Si_(тв) + 2H₂O_(г) ↔ SiO_2(тв) + 2H_2(тв)

CS_2(г) + 2Cl_2(г) ↔ CCl_4(г) + 2S_(тв)

2NO_2(г) + 2S_(тв) ↔ N_2(г) + 2SO_2(г)

10NO_(г) + P_4(г) ↔ 5N_2(г) + P₄O_10(тв).

Задача 3. Рассчитайте значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции

LiH_(тв) + H₂О_(г) ↔ LiOH_(ж) + H_2(г), К_с = 2.21,

протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [H₂O] = 0.75 моль/л, [H₂] = 0.15 моль/л

Задача 4. Гомогенная реакция между веществами А и В протекает по уравнению А + 2В → продукты. В начальный момент времени концентрация вещества А равна 1,8 моль/л, а концентрация вещества В равна 2,8 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,12 (размер­ность константы указать самостоятельно). Вычислить скорость химической реакции в начальный момент и в тот момент, когда в реакцию вступит 35% вещества В.

Задача 5. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы

СН₄ + СО₂ 2СО + 2Н₂.

Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Реакция образования водорода эндотермическая.

Вариант 9

Задача 1. Во сколько раз увеличится скорость (константа скорости) химической реакции при повышении температуры на 40 ^оС, если температурный коэффициент реакции равен 2?

Задача 2. В гомогенных химических системах при постоянном давлении, объёме и температуре установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия. По данным значениям К_с укажите, реагенты или продукты будут преобладать в равновесной смеси веществ.

4NH₃ +5O₂ ↔ 4NO + 6H₂O, K_c=0.008

2C₂H₆ + 7O₂ ↔ 4CO₂ + 6H₂O, K_c=145

6HF + N₂ ↔ 2NF₃ + 3H₂, K_c=1

2NH₃ + 3Cl₂ ↔ N₂ + 6HCl, K_c=10^-6

2CH₄ + 3O₂ + 2NH₃ ↔ 2HCN + 6H₂O, K_c=1

2H₂S + 3O₂ ↔ 2SO₂ + 2H₂O, K_c=3×10⁵.

Задача 3. Определите значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции

Fe₂O_3(тв) +3СО_(г) ↔ 2Fe_(тв) + 3CO_2(г), К_с = 0.125,

протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [CO] = 0.5 моль/л, [CO₂] = 0.1 моль/л

Задача 4. Гомогенная реакция проходит в растворе по уравнению
xA + yB → продукты. Установлено, что при увеличении в 3 раза концентра­ции вещества А скорость реакции возрастает в 3 раза, а при уменьшении в 2 раза концентрации реагента В скорость реакции уменьшается в 4 раза. С учетом представленных данных вычислить скорость реакции в моль·л^–1·с^–1 для момента, когда концентрации обоих исходных веществ равны 1,3 моль/л (константа скорости реакции равна 6,7×10^–6; размер­ность константы указать самостоятельно).

Задача 5. В гомогенной газовой системе А + B ↔ C + D равновесие установилось при концентрациях: [В] = 0.05 моль/л и [C] = 0.02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0.04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

Вариант 10

Задача 1. Предложите оптимальное изменение термодинамических параметров (температуры и давления) для увеличения выхода продуктов в системах:

SO_{3 (г)} + NO_(г) «SO_{2 (г)} + NO_{2 (г)}, DH>0;

PCl_{5 (г)} «PCl_{3 (г)} + Cl_{2 (г)}, DH>0;

2CuO _(тв) + СO_2(г) + H₂O_(г) «Cu₂CO₃(OH)_{2 (тв)}, DH<0.

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном повышении температуры и понижении давления:

С_(тв) + H₂O_(г) ↔ CO_(г) + H_2(г), ΔH⁰ > 0

2(NO)Cl_(г) + Br_2(г) ↔ 2(NO)Br_(г) + Cl_2(г), ΔH⁰ > 0

СO_(г) + 2H_2(г) ↔ CH₃OH_(г) + 3H_2(г) , ΔH⁰ < 0

N₂O_4(г) ↔ 2NO_2(г), ΔH⁰ > 0

8H₂S_(г) + 8I_2(г) ↔ S_8(г) + 16HI_(г) , ΔH⁰ > 0

2CO_(г) + O_2(г) ↔ 2CO_2(г), ΔH⁰ < 0.

Задача 3. При некоторой температуре равновесие гомогенной газовой системы 2NO+O₂↔2NO₂ установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0.2 моль/л, [O₂] = 0.1 моль/л, [NO₂] = 0.1 моль/л. Вычислить равновесную и исходную концентрацию азота.

Задача 4. Вычислить, как изменится скорость прямой реакции
2NO + Cl₂ = 2NOCl при увеличении давления в 4 раза.

Задача 5. Реакция идёт по уравнению N₂ + 3H₃ = 2NH₃. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N₂] = 0.80 моль/л, [H₂] = 1.5 моль/л, [NH₃] = 0.10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N₂] = 0.5 моль/л.

Вариант 11

Задача 1. Как повлияет понижение температуры и давления на равновесие следующих обратимых реакций:

COCl₂ «CO + Cl₂, DH>0;

N₂O₄ «2NO₂, DH>0;

MgCO₃ «MgO₂ + CO₂, DH<0;

Выразите константу равновесия.

Задача 2. Предложите оптимальное изменение термодинамических параметров (температура, давление) для увеличения выхода продуктов в системах:

H_2(г) + Br_2(ж) ↔ 2HBr_(г), ΔH⁰ < 0

N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г), ΔH⁰ < 0

SO_3(г) + NO_(г) ↔ SO_2(г) + NO_2(г) , ΔH⁰ > 0

PCl_5(г) ↔ PCl_3(г) + Сl_2(г), ΔH⁰ > 0

СO_2(г) + 2SO_3(г) ↔ CS_2(г) + 4O_2(г) , ΔH⁰ > 0

2CuO_(тв) + CO_2(г) + H₂O_(г) ↔ Cu₂CO₃(OH)_2(тв), ΔH⁰ < 0.

Задача 3. Константа равновесия гомогенной газовой системы

CO + H₂O ↔ CO₂ + H₂

при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: [CO]=0.10 моль/л, [H₂O]=0.40 моль/л, [CO₂]=0.016 моль/л, [H₂]=0.016 моль/л.

Задача 4. Определить, во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO₂ по реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ возросла в 1000 раз?

Задача 5. Реакция идёт по уравнению H₂ + I₂ = 2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0.16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [H₂] = 0.04 моль/л, [I₂] = 0.05 моль/л. Вычислить начальную скорость реакции и её скорость, когда [H₂] = 0.03 моль/л.

Вариант 12

Задача 1. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для следующих обратимых реакций:

2NO + O₂ «2NO₂, DH<0;

3O₂ «2O₃, DH>0;

2H₂O + O₂ «H₂O₂, DH<0;

2CO + O₂ «2CO₂, DH<0;

Выразите константу равновесия.

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном понижении температуры и давления:

С_(тв) + O_2(г) ↔ CO_2(г), ΔH⁰ < 0

H_2(г) + I_2(г) ↔ 2HI_(г), ΔH⁰ > 0

6HF_(г) + N_2(г) ↔ 2NF_3(г) + 3H_2(г) , ΔH⁰ > 0

2O_3(г) ↔ 3O_2(г), ΔH⁰ < 0

2CO_(г) ↔ 2C_(тв) + O_2(г) , ΔH⁰ > 0

I_2(г) + 5CO_2(г) ↔ I₂O_5(г) + 5CO_(г), ΔH⁰ > 0.

Задача 3. Вычислите константу равновесия для гомогенной газовой системы

CO + H₂O ↔ CO₂ + H₂,

если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]=0.004 моль/л, [H₂O]=0.064 моль/л, [CO₂]=0.016 моль/л, [H₂]=0.016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и CO?

Задача 4. Во сколько раз увеличится скорость (константа скорости) химичес­кой реакции при повышении температуры на 40 °С, если температурный коэффициент реакции равен 2?

Задача 5. В гомогенной системе CO + Cl₂ ↔ COCl₂ равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0.2 моль/л, [Cl₂] = 0.3 моль/л, [COCl₂] = 1.2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и CO.

Вариант 13

Задача 1. Как изменится скорость химической реакции

2Fe + 3 Cl₂ = 2FeCl₃,

если давление в системе увеличить в 6 раз? Выразите закон действия масс для данного уравнения.

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении давления и постоянной температуре:

2Fe_(тв) + 3H₂O_(г) ↔ Fe₂O_3(г) + 3H_2(г)

С₃H_8(г) + 5O_2(г) ↔ 3СO_2(г) + 4H₂O_(г)

СO_2(г) + 2N_2(г) ↔ С_(тв) + 2N₂O_(г)

CO_(г) + Cl_2(г) ↔ СCl₂O_(г)

CH_4(г) + 4S_(тв) ↔ СS_2(г) + 2H₂S_(г)

N₂H_4(г) + O_2(г) ↔