Смещение равновесия при изменении температуры

Смещение равновесия при изменении давления

Когда в реакцииучаствуют газы, равновесие может нарушаться при изменении объема системы.

Повышение давления смещает химическое равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема. При понижении давления наоборот, равновесие смещается в сторону реакции, идущей с увеличением объема системы.

Рассмотрим равновесную систему

2NO_(г) + O_2(г) ↔ 2 NO_2(г)

2(V) 1(V) 2(V)

V – объем газовой смеси.

Скорости прямой и обратной реакций выражаются уравнениями:

u_пр = k₁ [NO]² [O₂]

u_обр = k₂ [NO₂]²

Если, не изменяя температуры, увеличить давление в два раза, объем системы уменьшится в 2 раза, концентрации газов увеличатся в 2 раза и будут равны соответственно 2[NO], 2[O₂] и 2[NO₂]. При этом скорости прямой и обратной реакций будут определятся уравнениями:

u′_пр = k₁ (2[NO]²) (2[O₂]) = 8u_пр

u′_обр = k₂ (2[NO₂]²) = 4u_обр

Таким образом, скорость прямой реакции увеличится в 8 раз, обратной в 4 раза, и равновесие сместится вправо. В данной реакции 2 объема NO взаимодействуют с 1 объемом O₂, образуется 2 объема NO₂, то есть реакция идет с уменьшением объема системы. Так, для равновесной системы

N₂O_4(г) ↔ 2 NO_2(г)

1 (V) 2 (V)

При повышении давления равновесие сместится влево, в сторону реакции, идущей с уменьшением объема, т.е в сторону образования N₂O₄.

В том случае, когда реакция протекает без изменения объема системы, повышение или понижение давления не вызывает смещения химического равновесия. Например, в системе

H_{2 (г)} + I_{2 (г)}↔ 2HI _(г)

1(V) 1(V) 2(V)

равновесие не нарушается при изменении объема системы или при изменении давления.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической, а при понижении – в сторону экзотермической реакции.

Так, синтез аммиака является экзотермической реакцией (ΔH⁰ < 0)

3 H_{2 (г)} + N_{2 (г)} = 2 NH_{3 (г)}; ΔH⁰ = - 92,4 кДж

Поэтому при повышении температуры равновесие в данной системе сдвигается влево – в сторону обратной реакции разложения аммиака, так как обратная реакция идет с поглощением теплоты.

Реакция синтеза оксида азота (II) является эндотермическим процессом (ΔH⁰ > 0)

N_2(г) + O_2(г) = 2 NO_(г); ΔH⁰ = 180,5 кДж

Поэтому при повышении температуры равновесие в этой системе смещается вправо – в сторону прямой реакции образования NO.

Введение в систему катализатора не вызывает смещения химического равновесия, так катализатор в одно и то же число раз изменяет скорость как прямой, так и обратной реакций. Катализатор позволяет быстрее достичь состояния химического равновесия.

Пример№1. Для приведенной ниже равновесной системы составьте выражения скоростей прямой и обратной реакций и константы химического равновесия. Объясните, изменением каких параметров (температура, давление, концентрация исходных веществ и концентрация продуктов реакции) можно сместить химическое равновесие с целью увеличения выхода продуктов реакции. Ответ мотивируйте на основании принципа Ле Шателье.

Решение: 2NO_(г) + O_2(г) ↔ 2 NO_2(г); ΔH⁰ <0

2(V) 1(V) 2(V)

Для данной системы скорости прямой и обратной реакций выражаются уравнениями:

u_пр = k₁ [NO]² [O₂]

u_обр = k₂ [NO₂]²

Константа химического равновесия имеет вид:

К_р= k₁ / k₂ = [NO₂]²/ [NO]² [О₂].

Для смещения равновесия в сторону увеличения выхода продуктов реакции нужно:

а) увеличить концентрацию исходных веществ - [NO]↑, [O₂]↑ или уменьшить концентрацию продуктов реакции [NO₂]↓;

б) в реакцию вступает 3 моль газообразных веществ, образуется 2 моль, т.е. реакция идет с уменьшением объема. Поэтому для смещения равновесия вправо давление нужно повысить, т.к. в соответствии с принципом Ле Шателье повышение давления смещает равновесие давление в сторону образования меньшего объема газообразных веществ;

в) т.к. ΔH⁰ <0, значит прямая реакция – экзотермическая, обратная - эндотермическая. Следовательно, для увеличения выхода продуктов реакцию нужно проводить с понижением температуры, отводом тепла из зоны реакции.

УПРАЖНЕНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

I. Общие задачи по термодинамике

Для одной из нижеприведенных систем рассчитайте тепловой эффект реакции ΔH⁰, изменение энтропии ΔS⁰ и энергии Гиббса ΔG⁰(стандартные значения энтальпии образования, энтропии приведены в Прил. 1,2). Сделайте вывод:

- экзотермической или эндотермической является эта реакция,

- чем вызвано изменение энтропии,

- укажите возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении в стандартных условиях.

1. CS_2(ж) + 3O_2(г) = CO_2(г) + 2SO_2(г)

2. 4NH_3(г) + 3O_2(г) = 2N_2(г) + 6H₂O_(г)

3. CO_(г) + H₂O_(г) = CO_2(г) + H_2(г)

4. C_{(графит)} + 2H_2(г) = CH_4(г)

5. 2SO_2(г) + O_2(г) = 2SO_3(г)

6. 2H_2(г) + O_2(г) = 2H₂O_(ж)

7. Al₂O_3(к) + 3SO_2(г) = Al₂(SO₄)_3(к)

8. 2C₂H_2(г) + 5O_2(г) = 4CO_2(г) + 2H₂O_(г)

9. 4P_(к) + 5O_2(г) = 2P₂O_5(к)

10. C₂H_4(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 2H₂O_(г)

11. NH₄Cl_(т) = NH_3(г) + HCl_(г)

12. 2H₂S_(г) + CO_2(г) = CS_2(ж) + 2H₂O_(г)

13. C₂H₅OH_(ж) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 3H₂O_(г)

14. H₂O_(г) + C_(к) = CO_(г) + H_2(г)

15. 4NH_3(г) + 3O_2(г) = 2N_2(г) + 6H₂O_(ж)

16. 2C₂H_6(г) + 7O_2(г) = 4CO_2(г) + 6H₂O_(г)

17. Fe₂O_3(к) + 3CO_(г) = 2Fe_(к) + 3CO_2(г)

18. 2Cl_2(г) + 2H₂O_(г) = 4HCl_(г) + O_2(г)

19. 2NH_3(г) + SO_3(г) + H₂O_(г) = (NH₄)₂SO_4(г)

20. C₆H₁₂O_6(к) + 6O_2(г) = 6CO_2(г) + 6H₂O_(ж)

21. C₆H₁₂O_6(к) = 2C₂H₅OH_(ж) + 2CO_2(г)

22. 2H₂S_(г) + 3O_2(г) = 2SO_2(г) + 2H₂O_(г)

23. CH_4(г) + CO_2(г) = 2CO_(г) + 2H_2(г)

24. 2(NH₄)₂CrO_4(к) = Cr₂O_3(к) + N_2(г) + 5H₂O_(ж) + 2NH_3(г)

25. 2KClO_3(к) = 2KCl_(к) + 3O_2(г)

26. 2CH₃OH(ж) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 4H₂O_(ж)

27. Fe₃O_4(к) + CO_(г) = 3FeO_(к) + CO_2(г)

28. 4NH_3(г) + 5O_2(г) = 4NО(г) + 6H₂O_(г)

Дата добавления: 2014-10-23