Файл: общая и неорганическая химия.pdf

температуру, давление и концентрацию H2, чтобы химическое равновесие сместилось в сторону прямой реакции, т. е. вправо.

а) ( N2 ) + 3(H2 ) Ђ 2( NH3 ); H 0 = −92 кДж

Согласно принципу Ле Шателье, повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. Поскольку прямая реакция экзотермическая ( H0 < 0), то обратная реакция эндотермическая, и повышение температуры сместит равновесие влево. Следовательно, для смещения равновесия вправо температуру

нужно уменьшить.

Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа. В левой части уравнения реакции 4 молекулы газа, в правой – 2. Значит, прямая реакция идет со снижением числа молекул газа, и для смещения равновесия вправо

давление нужно увеличить.

Повышение концентрации реагирующих веществ смещает равновесие в сторону реакции, по которой это вещество расходуется. H2 – исходное вещество, которое расходуется при протекании прямой реакции, следовательно, для смещения равновесия вправо

концентрацию H2 нужно увеличить.

б) [C] + (H2O) Ђ (CO) + (H2 ) − Q

Поскольку прямая реакция эндотермическая (Q < 0), то для смещения равновесия вправо температуру нужно увеличить.

В левой части уравнения 1 молекула газа, в правой – 2. Следовательно, прямая реакция идет с увеличением числа молекул газа, и для смещения равновесия вправо давление нужно уменьшить.

H2 – продукт реакции, который расходуется при протекании обратной реакции. Поэтому для смещения равновесия вправо

концентрацию H2 нужно уменьшить.

Ответ: а) T ↓ (уменьшить), P − (увеличить), C(H2) − (увеличить); б) T − (увеличить), P ↓ (уменьшить), C(H2) ↓ (уменьшить).

Ниже приведены примеры вычисления равновесных концентраций веществ, констант равновесия и исходных (начальных) концентраций веществ, т. е. концентраций в момент смешивания исходных веществ, когда продукты реакции отсутствуют. Равновесные концентрации веществ обозначим символом С, исходные концентрации – С0, а изменения концентраций исходных веществ к моменту наступления равновесия – С. При решении задач предполагаем, что объем

51

системы постоянен и, значит, количества веществ пропорциональны их молярным концентрациям С. Поэтому для упрощения рассуждений принимается, что объем системы равен 1 л, тогда количества веществ равны концентрациям. Равновесные

Пример 2. Найдите равновесные концентрации CH4, H2O и H2 в системе

(CH4 ) + (H2O) Ђ (CO) + 3(H2 )

если известно, что начальные концентрации CH4 и H2O равны 0,1 и 0,2 моль/л соответственно, а равновесная концентрация CO составляет 0,08 моль/л. Определите константу равновесия KC.

Дано: Решение. По условию задачи к моменту C0(CH4) = 0,1 моль/л наступления равновесия образовалось 0,08 C0(H2O) = 0,2 моль/л моль CO. Составляем пропорцию согласно C(CO) = 0,08 моль/л коэффициентам в уравнении реакции:

KC – ?

при образовании 1 моля CO образуется 3 моля Н2

Аналогично находим С для СН4 и H2O:

на образование 1 моля CO расходуется 1 моль СН4

Тогда равновесные концентрации исходных веществ (С = С0 – С) составляют:

52

C(CH4) = 0,1 – 0,08 = 0,02 моль/л;

C(H2O) = 0,2 – 0,08 = 0,12 моль/л.

Если коэффициенты в уравнении реакции невелики, то вычисления С и DС часто проводят в уме и представляют их в форме таблицы:

Константа равновесия рассматриваемой реакции будет равна

Пример 3. При некоторой температуре константа равновесия реакции

[C] + (CO2 ) Ђ 2(CO)

равна 0,1. Найдите равновесные концентрации CO2 и CO в системе, если исходная концентрация CO2 составляет 0,01 моль/л.

Решение. Поскольку коэффициенты реакции невелики, представляем вычисление значений С и DС в табличной форме. Принимаем, что к моменту наступления равновесия прореагировало x молей CO2, т. е. DС(CO2) = x моль/л:

Поскольку содержание твердых веществ в системе не оказывает влияния на химическое равновесие и концентрации веществ в твердом состоянии не входят в выражение константы равновесия, то для углерода [C] в таблице не приведено значений. Записываем выражение константы равновесия для рассматриваемой реакции:

53

Следовательно равновесные концентрации веществ будут равны:

C(CO2) = 0,01 – 0,00766 = 0,00234 моль/л;

C(CO) = 2 × 0,00766 = 0,01532 моль/л.

Пример 4. Исходные концентрации N2 и O2 в системе

( N2 ) + (O2 ) Ђ 2( NO)

равны 0,03 и 0,01 моль/л соответственно. К моменту наступления равновесия в реакцию вступило 5% N2. Определите равновесные концентрации веществ в системе и константу равновесия.

Решение. Вычисляем количество N2 вступившего в реакцию:

54

Равновесные концентрации веществ будут равны:

C(N2) = 0,0285 моль/л; C(O2) = 0,0085 моль/л; C(NO) = 0,003 моль/л.

Константа равновесия данной реакции составит:

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль · К); KP – константа равновесия реакции, выраженная через парциальные давления.

Если в уравнении (6.5) перейти от натурального логарифма к десятичному и подставить постоянную R, то получим следующее выражение:

Уравнения (6.5) или (6.6) используются для вычисления константы равновесия реакции и давления разложения веществ. Давление разложения вещества Pразл – это равновесное давление газообразных продуктов обратимой реакции разложения вещества. Например, для реакции

Пример 5. Рассчитайте давление разложения PbO2 по реакции

[PbO2 ] Ђ [PbO] + 0,5(O2 )

при температуре 200°С.

Решение. Давление разложения для данной реакции будет равно давлению кислорода:

Pразл = PO2 .

Для определения давления разложения используем уравнение (6.5) и выражение константы равновесия для данной реакции

55