Какие факторы способствуют смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции
Обратимые и необратимые химические реакции
Химические реакции бывают обратимые и необратимые.
Необратимыми реакциями называют такие реакции, которые идут только в одном (прямом →) направлении:
т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.
Обратимые реакции – это такие реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении (⇄):
т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).
По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.
Однако, условно принято считать, что реагентами в каждом конкретном уравнении обратимой реакции являются те вещества, которые записаны в его левой части, а продуктами – те, что записаны в правой, т.е.:
Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия.
В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями.
Смещение химического равновесия под действием различных факторов
Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия.
Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:
Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.
Влияние температуры на состояние равновесия
При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.
Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.
Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:
Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.
Влияние концентрации на химическое равновесие
Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.
И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).
Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.
Влияние давления на химическое равновесие
В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.
Т.е. из двух реакций:
изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).
Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:
Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.
Влияние катализатора на химическое равновесие
Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.
Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.
Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия. Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:
Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, ↑ — повышение, ↓ — понижение
T | ↑Т — равновесие смещается в сторону эндотермической реакции |
| ↓Т — равновесие смещается в сторону экзотермической реакции | |
p | ↑p — равновесие смещается в сторону реакции с меньшей суммой коэффициентов перед газообразными веществами |
| ↓p — равновесие смещается в сторону реакции с большей суммой коэффициентов перед газообразными веществами | |
c | ↑c(реагента) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо) |
| ↓c(реагента) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево) | |
| ↑c(продукта) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево) | |
| ↓c(продукта) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо) | |
| Катализатор | На равновесие не влияет!!! |
Источник
Согласно спецификации в 24 задании проверяют Ваши знания: обратимых и необратимых химических реакций, химическое равновесие, смещение равновесия под действием различных факторов.
Давайте разберем эту тему по пунктам.
Сначала, приведу определения обратимой и необратимой реакций.
Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.
Условия необратимости реакции:
- образование осадка: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
- выделение газа: K2S + 2HCl = 2KCl + H2S↑
- образование слабого электролита: HCl + NaOH = NaCl + H2O.
Обратимой называется реакция самопроизвольно протекающая как в
прямом, так и в обратном направлении.
Некоторые обратимые реакции:
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
NH4Cl(тв) ⇄ NH3(г) + HCl(г)
СН3СООН ⇄ СН3СОО(-) + Н(+)
Исходя из определения обратимой реакции, можем представить себе, что начиная с какого-то момента, параллельно проходят обе реакции, как прямая, так обратная. Образующиеся в результате прямой реакции продукты реагируют между собой, превращаясь в исходные вещества, а исходные, в свою очередь, продолжают реагировать с образованием продуктов реакции. Понятно, что на начальном этапе скорость прямой реакции значительно больше скорости обратной, только по тому, что концентрации исходных веществ несоизмеримо больше концентраций продуктов реакции. Но, через некоторое время, концентрации продуктов увеличиваются, и скорость их взаимодействия между собой также увеличивается, а концентрации исходных веществ – уменьшаются, как и скорость их взаимодействия. В некоторый момент скорости прямой и обратной реакции уравниваются V(пр.) = V(обр.) (на рисунке, линии, описывающие скорость прямой и обратной реакции, сливаются в одну) и система приходит к состоянию химического равновесия. То есть, к состоянию с минимумом энергии в котором система может находиться неограниченно долгое время.
Химическое равновесие – состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.
О том, что система достигла состояния химического равновесия можно судить по тому, что концентрации всех веществ, участвующих в процессе, на протяжении достаточно долгого времени будут постоянны (не равны между собой, но постоянны во времени), как это видно на рисунке. Такие концентрации называются равновесными.
Для смещения равновесия, например для получения большего количества продуктов реакции, нужно целенаправленно повлиять на систему.
О влиянии на равновесную систему внешних факторов: температуры, давления, концентрации веществ говорит принцип Ле-Шателье (принцип “наоборот”):
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменив температуру, давление или концентрации веществ), то положение равновесия сместится таким образом, чтобы ослабить внешнее воздействие.
Разберем влияние каждого из факторов.
Изменение температуры
Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (реакции проходящей с поглощением теплоты):
Понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции (реакции проходящей с выделением теплоты):
Изменение давления
Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего количества моль газа:
Понижение давления смещает равновесие в сторону большего количества моль газообразных веществ:
Изменение концентрации
Увеличение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению их концентраций:
где С – концентрация вещества.
Уменьшение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к увеличению их концентраций:
Хочу отметить, что ни добавление твердых веществ, ни их измельчение не приводит к смещению равновесия, так как равновесная реакция проходит на границе раздела фаз (твердое-газ, твердое- жидкость) и увеличивая поверность раздела фаз мы ускоряем как прямую, так и обратную реакции.
Влияние других веществ, не участвующих в реакции
- Прибавление веществ не участвующих в реакции, но взаимодействующих с реагентами или продуктами реакции:
Для реакции:
добавление Н2SO4(конц.) (сильное водоотнимающее средство) снижает концентрацию Н2О(ж). Равновесие смещается вправо.
Добавление NaOH снижает концентрацию CH3COOH(ж), так как образуется соль – ацетат натрия. Равновесие смещается влево.
- Прибавление веществ, несущих одноименный ион.
Для реакции:
добавление НCl увеличивает концентрацию ионов H(+). Равновесие
смещается влево.
- Разбавление.
Разбавление усиливает диссоциацию слабых электролитов (закон разбавления Оствальда).
Ниже приведен график зависимости степени диссоциации слабого электролита от его концентрации.
Зависимость степени диссоциации слабого электролита от концентрации.
Как видно из графика, с увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается и наоборот с уменьшением концентрации, разбавлением – степень диссоциации увеличивается.
Рассмотрим это на примере уксусной кислоты:
для уксусной кислоты концентрацией 0,1 моль/л – степень диссоциации составляет 1,42%, а при разведении ее в 10 раз до концентарции 0,01 моль/л – степень диссоциации уже увеличится до 4,2%.
- Добавление инертного газа к газовой смеси
Здесь инертным можно считать любой газ, не реагирующий с веществами входящими в уравнение реакции.
- При условии сохранения постоянного объема (V – const) – равновесие не смещается, так как не изменяются концентрации газообразных веществ.
- При условии постоянного давления (Р -const) увеличивается объем смеси, что равносильно уменьшению давления в системеи смещению равновесия в сторону образования большего числа моль газа.
Добавление катализатора (ингибитора)
Катализаторы (ингибиторы) не приводят к смещению равновесия, а только ускоряют (замедляют) достижение состояния равновесия.
А теперь давайте рассмотрим некоторые примеры тестовых заданий:
А – повышение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего количества моль газов. Смотрим на уравнение реакции и видим, что у нас слева 3 моль газа (Н2) и справа 3 моль газа (Н2О (г)), поэтому равновесие практические не смещается. (ответ 3)
Б – добавление катализатора не смещает равновесие. (ответ 3)
В – увеличение концентрации паров воды приводит к увеличению концентрации одного из продуктов, поэтому равновесие сместиться в сторону их расходования, то есть в сторону обратной реакции. ( ответ 2)
Г – измельчение железа, твердого вещества – не смещает равновесие. (ответ 3)
Другой пример:
А – повышение давления не влияет на смещение равновесия в растворе. (ответ 3).
Б – добавление твердого гидроксида натрия в раствор приведет к его растворению. В растворе гидроксид натрия прореагирует с соляной кислотой. Таким образом равновесие сместится в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов реакции. (ответ 1)
В – увеличение температуры приводит к усилению гидролиза. (ответ 1)
Для реакций гидролиза тепловой эффект реакции могут не указывать, но Вы должны помнить, что гидролиз это эндотермический процесс.
Г – разбавление или увеличение концентрации воды приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции. ( ответ 1)
Третий и последний пример:
А – введение инертного газа при постоянном объеме не влияет на смещение равновесия. (ответ 3)
Б – уменьшение концентрации бутадиенасмещаетравновесие в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов. (ответ 1)
В – увеличение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, то есть в сторону прямой реакции. (ответ 1)
Г – понижение давления смещает равновесие в сторону образования большего числа моль газа, то есть в сторону прямой реакции, в ходе которой образуется 3 моль газа. ( ответ 1)
А вот некоторые задания для самостоятельного решения:
Успехов в изучении химического равновесия!
Источник
И.В.ТРИГУБЧАК
ЗАНЯТИЕ 10
10-й класс (первый год обучения)
Продолжение. Начало см. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18/2006
Основы химической кинетики.
Состояние химического равновесия
План
1.
Химическая кинетика и область ее изучения.
2. Скорость гомогенной и гетерогенной реакции.
3. Зависимость скорости реакции от различных
факторов: природы реагирующих веществ,
концентрации реагентов (закон действующих масс),
температуры (правило Вант-Гоффа), катализатора.
4. Обратимые и необратимые химические реакции.
5. Химическое равновесие и условия его смещения.
Принцип Ле Шателье.
Раздел химии, изучающий скорости и механизмы
протекания химических реакций, называется
химической кинетикой. Одним из основных в этом
разделе является понятие скорости химической
реакции. Одни химические реакции протекают
практически мгновенно (например, реакция
нейтрализации в растворе), другие – в течение
тысячелетий (например, превращение графита в
глину при выветривании горных пород).
Скорость гомогенной реакции – это количество
вещества, вступающего в реакцию или
образующегося в результате реакции за единицу
времени в единице объема системы:
Другими словами, скорость гомогенной реакции
равна изменению молярной концентрации
какого-либо из реагирующих веществ за единицу
времени. Скорость реакции – величина
положительная, поэтому в случае выражения ее
через изменение концентрации продукта реакции
ставят знак «+», а при изменении концентрации
реагента знак «–».
Скорость гетерогенной реакции – это
количество вещества, вступающего в реакцию или
образующегося в результате реакции за единицу
времени на единице поверхности фазы:
Важнейшие факторы, влияющие на скорость
химической реакции, – природа и концентрация
реагентов, температура, присутствие
катализатора.
Влияние природы реагентов проявляется в
том, что при одних и тех же условиях различные
вещества взаимодействуют друг с другом с разной
скоростью, например:
При увеличении концентрации реагентов
увеличивается число столкновений между
частицами, что приводит к увеличению скорости
реакции. Количественно зависимость скорости
реакции от концентрации реагентов выражается з а
к о н о м д е й с т в у ю щ и х м а с с
(К.М.Гульдберг и П.Вааге, 1867 г.; Н.И.Бекетов, 1865 г.). Скорость
гомогенной химической реакции при постоянной
температуре прямо пропорциональна произведению
концентрации реагирующих веществ в степенях,
равных их стехиометрическим коэффициентам
(концентрации твердых веществ при этом не
учитываются), например:
где А и В – газы или жидкости, k – константа
скорости реакции, равная скорости реакции при
концентрации реагентов 1 моль/л. Константа k
зависит от свойств реагирующих веществ и
температуры, но не зависит от концентрации
веществ.
Зависимость скорости реакции от температуры
описывается экспериментальным п р а в и л о м
В а н т-Г о ф ф а (1884 г.). При повышении температуры
на 10°, скорость большинства химических реакций
увеличивается в 2–4 раза:
где 
–
температурный коэффициент.
Катализатором называется вещество,
изменяющее скорость химической реакции, но не
расходующееся в результате этой реакции.
Различают положительные катализаторы
(специфические и универсальные), отрицательные
(ингибиторы) и биологические (ферменты, или
энзимы). Изменение скорости реакции в
присутствии катализаторов называется катализом.
Различают гомогенный и гетерогенный катализ.
Если реагенты и катализатор находятся в одном
агрегатном состоянии, катализ является
гомогенным; в разных – гетерогенным.
Гомогенный катализ:
гетерогенный катализ:
Механизм действия катализаторов является
очень сложным и не изученным до конца. Существует
гипотеза об образовании промежуточных
соединений между реагентом и катализатором:
А + кат. [A кат.],
[A кат.] + В АВ + кат.
Для усиления действия катализаторов применяют
промоторы; существуют также каталитические яды,
ослабляющие действие катализаторов.
На скорость гетерогенной реакции влияют величина
поверхности раздела фаз (степень
измельченности вещества) и скорость подвода
реагентов и отвода продуктов реакции от
поверхности раздела фаз.
Все химические реакции делятся на два типа:
обратимые и необратимые.
Необратимыми называются химические реакции,
протекающие только в одном направлении, т.е.
продукты этих реакций не взаимодействуют друг с
другом с образованием исходных веществ. Условия
необратимости реакции – образование осадка,
газа или слабого электролита. Например:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl,
K2S + 2HCl = 2KCl + H2S,
HCl + NaOH = NaCl + H2O.
Обратимыми называются реакции, протекающие
одновременно в прямом и обратном направлениях,
например:
При протекании обратимой химической реакции
скорость прямой реакции вначале имеет
максимальное значение, а затем уменьшается
вследствие уменьшения концентрации исходных
веществ. Обратная реакция, наоборот, в начальный
момент времени имеет минимальную скорость,
которая постепенно увеличивается. Таким образом,
в определенный момент времени наступает состояние
химического равновесия, при котором скорость
прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Состояние химического равновесия является
динамическим – продолжают протекать как прямая,
так и обратная реакции, но поскольку скорости их
равны, то концентрации всех веществ в
реакционной системе не изменяются. Эти
концентрации называются равновесными.
Отношение констант скоростей прямой и
обратной реакций является постоянной величиной
и называется константой равновесия (Кр).
Концентрации твердых веществ не входят в
выражение константы равновесия. Константа
равновесия реакции зависит от температуры и
давления, но не зависит от концентрации
реагирующих веществ и от присутствия
катализатора, который ускоряет ход как прямой,
так и обратной реакции. Чем больше Кр, тем
выше практический выход продуктов реакции. Если Кр
> 1, то в системе преобладают продукты реакции;
если Кр < 1, в системе преобладают
реагенты.
Химическое равновесие является подвижным, т.е.
при изменении внешних условий может
увеличиваться скорость прямой или обратной
реакции. Направление смещения равновесия
определяется п р и н ц и п о м, сформулированным
французским ученым Ле Шателье в 1884 г. Если на
равновесную систему оказывается внешнее
воздействие, то равновесие смещается в сторону
той реакции, которая противодействует этому
воздействию. На смещение равновесия влияют
изменения концентрации реагентов, температуры и
давления.
Увеличение концентрации реагентов и вывод
продуктов приводят к смещению равновесия в
сторону прямой реакции.
При нагревании системы равновесие смещается в
сторону эндотермической реакции, при охлаждении
– в сторону экзотермической.
Для реакций, в которых принимают участие
газообразные вещества, повышение давления
смещает равновесие в сторону реакции,
протекающей с уменьшением числа молекул газа.
Если реакция протекает без изменения числа
молекул газообразных веществ, то изменение
давления никак не влияет на смещение равновесия.
Тест по теме «Основы химической
кинетики.
Состояние химического равновесия»
1.
В некоторой реакции температурный коэффициент
равен 2. При повышении температуры от 0 до 50 °С
скорость этой реакции увеличится в число раз:
а) 4; б) 16; в) 32; г) 64.
2. При повышении давления в 5 раз скорость
реакции образования йодоводорода из простых
веществ возрастет в число раз:
а) 5; б) 10; в) 25; г) 125.
3. Реакция при температуре 20 °С протекает
за 6 мин 45 с. При температуре 60 °C (коэффициент
Вант-Гоффа для данной реакции равен 3) эта же
реакция закончится через (в с):
а) 5; б) 15; в) 20; г) 25.
4. Реакция при температуре 30 °С протекает
за 2 мин 40 с, а при температуре 70 °С эта же
реакция протекает за 10 с. Температурный
коэффициент данной реакции равен:
а) 1,5; б) 2; в) 2,5; г) 3.
5. Из перечисленных реакций выбрать ту,
которая протекает с максимальной скоростью.
а) Образование хлорида серебра из нитрата
серебра и хлорида натрия в растворе;
б) окисление этанола в организме человека;
в) брожение глюкозы;
г) коррозия железа во влажном воздухе.
6. На смещение равновесия в ходе реакции
восстановления оксида железа(III) водородом
оказывает влияние:
а) изменение давления;
б) введение катализатора;
в) удаление из сферы реакции образующихся
продуктов;
г) изменение температуры.
7. Катализ может быть:
а) окислительно-восстановительным;
б) биологическим;
в) гомогенным;
г) гетерогенным.
8. Ингибитором называют:
а) биологический катализатор;
б) отрицательный катализатор;
в) положительный катализатор;
г) совсем не катализатор.
9. Для какой из перечисленных реакций
давление не влияет на смещение равновесия?
а) Образование воды из простых веществ;
б) образование аммиака из простых веществ;
в) образование метана из простых веществ;
г) образование бромоводорода из простых
веществ.
10. Две реакции протекают с одинаковой
скоростью при 30 °С, коэффициенты Вант-Гоффа
для этих реакций 3 и 5 соответственно. Отношение
скоростей этих реакций, протекающих при 60 °С,
равно:
а) 5,0; б) 4,63; в) 1,67; г) 0,22.
Ключ к тесту
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 |
| в | в | а | б | а | в, г | б, в, г | б | г | г |
Задачи и упражнения по
химической кинетике
Скорость химической реакции. Закон
действующих масс (закон Гульдберга и Вааге)
1.
Как изменится скорость образования диоксида
азота в реакции оксида азота(II) с кислородом, если
давление в системе увеличить в 3 раза, а
температуру оставить неизменной?
Ответ. Возрастет в 27 раз.
2. Как изменится скорость элементарной
реакции А2 + 2В2 = 2АВ2,
протекающей в газовой фазе в закрытом сосуде,
если увеличить давление в 6 раз?
Решение
Для реакции, описываемой уравнением:
А2 + 2В2 = 2АВ2,
скорость реакции:
1 =
k•[A2]•[B2]2.
При увеличении давления в сосуде в 6 раз
концентрации всех веществ также возрастут в 6
раз. Выражение для скорости реакции примет вид:
2 =
k•6[A2]•(6[B2])2 = 216k•[A2]•[B2]2.
Ответ. Возрастет в 216 раз.
3. Определить среднюю скорость химической
реакции восстановления углекислого газа
водородом до угарного газа и воды, если через 80 с
после начала реакции молярная концентрация воды
была равна 0,24 моль/л, а через 2 мин 7 с стала равна
0,28 моль/л.
Ответ. 0,051 моль/(л•мин).
4. Как изменится скорость реакции получения
аммиака из простых веществ, если при неизменной
температуре уменьшить объем газовой смеси в 3
раза?
Ответ. Увеличится в 81 раз.
5. Во сколько раз изменится скорость
химической реакции 2А + В = А2В, если
концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а
концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?
Ответ. Возрастет в 2 раза.
Правило Вант-Гоффа
1. Во сколько раз увеличится скорость
химической реакции образования йодоводорода из
простых веществ при повышении температуры от
20 °С до 170 °С, если при повышении температуры
на каждые 25 °С скорость реакции увеличивается
в 3 раза?
Ответ. Увеличится в 716 раз.
2. Коэффициент Вант-Гоффа для некоторой
реакции равен 2,5. Во сколько раз увеличится
скорость этой реакции при повышении температуры
от 10 °С до 55 °С?
Решение
Выражение для скорости реакции 2 по сравнению со скоростью
реакции 1 при
изменении температуры Т
имеет вид:
Ответ. Возрастет в 61,76 раза.
3. Скорость некоторой реакции возрастает в
3,5 раза при повышении температуры на каждые
20 °C. Как изменится время протекания данной
реакции при повышении температуры от 20 °C до
85 °С?
Ответ. Уменьшится в 58,475 раза.
4. Растворение образца цинка в соляной
кислоте при 20 °С заканчивается через 27 мин, а
при 40 °С такой же образец металла растворяется
за 3 мин. За какое время данный образец цинка
растворится при 55 °С?
Ответ. За 34,6 с.
5. Растворение образца железа в серной
кислоте при 20 °С заканчивается через 15 мин, а
при 30 °С такой же образец металла растворяется
за 6 мин. За какое время данный образец железа
растворится при 35 °С?
Ответ. За 3,8 мин.
Состояние равновесия. Равновесные
концентрации
1. Равновесие реакции образования
йодоводорода из простых веществ установилось
при следующих концентрациях: [H2] = 0,4 моль/л,
[I2] = 0,5 моль/л, [HI] = 0,9 моль/л. Определить
исходные концентрации водорода и йода и
рассчитать константу равновесия данной реакции.
Решение
Для реакции образования йодоводорода:
Равновесные концентрации:
[H2] = 0,4 моль/л, [I2] = 0,5 моль/л,
[HI] = 0,9 моль/л.
Прореагировало в объеме: 0,45 моль/л Н2 и 0,45
моль/л I2, получилось 0,9 моль/л HI.
Исходные концентрации:
с0(H2) = 0,4 + 0,45 = 0,85 моль/л,
с0(I2) = 0,5 + 0,45 = 0,95 моль/л.
Ответ. с0(Н2) = 0,85 моль/л, с0(I2)
= 0,95 моль/л, Кр = 4,05.
2. В реакции А + В = С + D смешали по 1 моль всех
веществ A–D. После установления равновесия в
смеси оказалось 1,5 моль вещества С. Определить
константу равновесия данной реакции.
Ответ. Кр = 9.
3. Равновесие реакции образования аммиака
из простых веществ устанавливается при
следующих концентрациях: [N2] = 0,01 моль/л, [Н2]
= 2 моль/л, [NН3] = 0,4 моль/л. Вычислить
константу равновесия и исходные концентрации
азота и водорода.
Ответ. Кр = 2, с0(N2)
= 0,21 моль/л,с0(Н2) = 2,6 моль/л.
4. Равновесие реакции образования
диоксида азота из монооксида и кислорода
установилось при следующих концентрациях
реагирующих веществ: оксида азота(II) – а
моль/л, кислорода – в моль/л, оксида азота(IV) –
с моль/л. Как изменятся скорости прямой и
обратной реакций, если уменьшить объем,
занимаемый газами, в 2 раза? Сместится ли при этом
равновесие?
Ответ. Возрастут в 8 и 4 раза,
равновесие сместится вправо.
5. Исходные концентрации азота и водорода в
реакционной смеси для получения аммиака
составляли 4 и 10 моль/л соответственно. Вычислить
равновесные концентрации компонентов смеси и
константу равновесия данной реакции, если к
моменту наступления равновесия прореагировало
50% азота.
Ответ. Равновесные концентрации:
[N2] = 2 моль/л,
[Н2] = [NН3] = 4 моль/л,
Кр = 1/8.
Принцип Ле Шателье
1. Какие факторы способствуют смещению
равновесия в эндотермической реакции
восстановления углекислого газа до угарного с
помощью углерода в сторону образования продукта
реакции?
Ответ. Для реакции
СО2 (г.) + С (тв.) 2СО (г.) – Q
смещению равновесия вправо
способствуют:
а) нагревание; б) понижение давления;
в) увеличение концентрации СО2;
г) вывод СО из сферы реакции.
2. Какие факторы способствуют смещению
равновесия в эндотермической реакции
восстановления оксида железа(III) с помощью
водорода в сторону прямой реакции?
Ответ. Для реакции
Fe2О3 (тв.) + 3Н2 (г.) 2Fe (тв.) + 3Н2О
(г.) – Q
смещению равновесия вправо
способствуют:
а) нагревание; б) увеличение концентрации Н2;
в) вывод Н2О из реакции.
3. Какие факторы способствуют смещению
равновесия в экзотермической реакции
образования сероводорода из простых веществ в
сторону образования продукта реакции?
Ответ. Для реакции
Н2 (г.) + S (тв.) Н2S (г.) + Q
смещению равновесия в сторону
образования Н2S способствуют:
а) охлаждение; б) увеличение концентрации Н2;
в) вывод Н2S из реакции.
4. Для каких из указанных реакций повышение
давления приведет к смещению равновесия в том же
направлении, что и понижение температуры?
а) N2 + O2 2NO – Q;
б) CO2 + C 2CO – Q;
в) 2CO + O2 2CO2 + Q;
г) CO + H2O (г.) CO2 + H2 + Q.
Ответ. б, в.
Комбинированные задачи повышенной
сложности
1. Один моль смеси пропена с водородом,
имеющей плотность по водороду 15, нагрели в
замкнутом сосуде с платиновым катализатором при
320 °С, при этом давление в сосуде уменьшилось
на 25%. Рассчитать выход продукта гидрирования в
процентах от теоретического.
Ответ. 83,3%.
2. Пары этаналя смешали с водородом в
молярном отношении 1:2 при давлении 300 кПа и
температуре 400 °С в замкнутом реакторе,
предназначенном для синтеза этанола. После
окончания процесса давление газов в реакторе при
неизменной температуре уменьшилось на 20%.
Определить объемную долю паров этанола в
реакционной смеси и процент превращения
уксусного альдегида в этанол.
Ответ. Объемная доля паров этанола
в конечной реакционной смеси – 25%,
степень превращения альдегида в этанол – 60%.
3. При нагревании до некоторой температуры 36
г уксусной кислоты и 7,36 г безводного этанола в
присутствии серной кислоты получена равновесная
смесь. Эта смесь при действии избытка раствора
хлорида бария образует 4,66 г осадка, а при
действии избытка раствора гидрокарбоната калия
выделяет 12,1 л углекислого газа (н.у.). Найти
количество сложного эфира в равновесной с?