Пример 2. Напишите выражение для константы равновесия каждой из следующих реакций:

Пример

Напишите выражение для константы равновесия каждой из следующих реакций:

a) CO_2(г.)+Н_2(г.) СО_2(г.)+Н₂О_(ж.)

б) SnO_2(тв.)+2СО_(г.) Sn_(тв.)+2СО_2(г.)

Решение. а) поскольку вода участвует в данной реакции в виде чистой жидкости, ее концентрацию не следует включать в выражение для константы равновесия:

K=

б) поскольку SnO₂ и Sn являются чистыми твердыми веществами, они не входят в выражение для константы равновесия:

K=

7.2.2 Кажущаяся константа равновесия

Допустим, что смесь 2,0 моля Н₂, 1,00 моля N₂ и 2,00 моля NH₃ поместили в сосуд объемом 1 л при температуре 472 К. Будет ли реакция между N₂ и Н₂ давать дополнительное количество NH₃? Подставив начальные концентрации N₂, H₂ и NH₃ в выражение для константы равновесия реакции, найдем:

K =

В примере раздела 7.2 было установлено, что при заданной температуре К_с =0,105. Следовательно, для того чтобы система приблизилась к равновесию,

отношение должно уменьшиться с 0,500 до 0,105. Это произойдет при уменьшении [ NH₃ ]и увеличении [ N₂ ] и [ H₂ ]. Следовательно, по мере образования N₂ и Н₂ из NH₃ реакция будет смещаться в сторону установления равновесия, другими словами, реакция должна протекать справа налево.

Подставляя произвольные концентрации реагентов и продуктов в выражение для константы равновесия, мы получим кажущуюся константу равновесия, которую обозначают буквой Q. Кажущаяся константа равновесия становится равной истинной константе равновесия К только тогда, когда концентрации всех компонентов реакционной системы достигнут своих равновесных значений, т.е. Q=K только при равновесии. Если кажущаяся константа равновесия больше К, то вещества, указанные в правой части химического уравнения реакции, должны реагировать с образованием веществ, указанных в его левой части, другими словами, реакция приближается к равновесному состоянию, смещаясь справа налево. Следовательно, если Q>K, реакция сдвигается справа налево. И наоборот, если Q<K, реакция приближается к равновесному состоянию с образованием дополнительного количества продуктов (смещается слева направо).

7.2.3 Вычисление равновесных концентраций

Если нам известна константа равновесия некоторой реакции, то мы можем вычислить концентрации веществ в реакционной смеси при равновесии. Сложность такого расчета зависит от нескольких факторов: сложности химического уравнения реакции и от того, какие концентрации уже известны. Общий характер подобных расчетов станет понятен после решения следующих примеров.

Пример 1

При каком парциальном давлении NH₃ находится в равновесии с N₂ и Н₂ при 500°С, если равновесное парциальное давление Н₂ равно 0,733 атм., а N₂ 0,527 атм. При 500°С для реакции N_2(г.)+3Н_2(г.) 2NH_3(г.) константа равновесия К_р =1,45 10^-5.

Решение. К_р =

Поскольку значения К_р, р(N₂) и р(Н₂) заданы, из выражения для константы равновесия можно найти р(NH₃):

p²(NH₃)=K_p (1,45 ,

откуда р (NH₃)=

В сосуде объемом 1 л находится 0,50 моля HI при 448°С. Значение константы равновесия К_с для реакции Н_2(г.)+I_2(г.) при указанной температуре равно 50,5. Каковы концентрации Н₂, I₂ и HI в сосуде при равновесных условиях?

Решение. В данном случае не известна ни одна из равновесных концентраций; заданы лишь исходные концентрации [ H₂ ] = [ I₂ ] = 0 и [ HI ] = 0,50 M. Для того, чтобы выразить равновесные концентрации через начальные концентрации, необходимо воспользоваться полным уравнением реакции. Для этого построим таблицу концентраций. Обозначим количество HI, которое прореагирует с образованием Н₂ и I₂, через Х. При разложении Х молей HI образуется (Х/2) молей Н₂ и (Х/2) молей I₂. Таким образом:

Н_2(г.)I_2(г.)2HI_(г.)

Исходные концентрации 0 М 0 М 0,50 М

Изменение концентраций (Х/2) М (Х/2)М Х М

Равновесные концентрации (Х/2) М (Х/2)М (0,50-Х) М

Теперь подставим равновесные концентрации в выражение для константы равновесия и вычислим с ее помощью единственную неизвестную величину Х:

K_c=

X =0,11M

Равновесные концентрации участников реакции таковы:

[ H₂ ] =

[ I₂ ] =

[ HI ] =0,50-0,11=0,39 M

7.2.4 Факторы, влияющие на равновесие. Принцип Ле Шателье.

Для предсказания влияния изменений внешних условий на поведение равновесной системы пользуются принципом Ле Шателье, который гласит: если равновесие в системе нарушается в результате изменения температуры, давления или концентрации одного из компонентов, положение равновесия смещается таким образом, чтобы противодействовать этому изменению.

В системе, находящейся в состоянии динамического равновесия, прямой и обратный процессы протекают с одинаковыми скоростями. Изменение условий, в которых находится система, может нарушить состояние равновесия. В результате этого равновесие смещается до тех пор, пока не установится новое равновесие. Принцип Ле Шателье указывает, что смещение равновесия должно происходить в таком направлении, чтобы свести к минимуму или уменьшить влияние воздействия, вызвавшего нарушение равновесия. Следовательно, если в химическую систему, находящуюся в равновесии, добавить какое-либо вещество (реагент или продукт), реакция смещается таким образом, чтобы равновесие восстанавливалось в результате поглощения части добавленного вещества. И наоборот, удаление из равновесной системы какого-либо вещества приводит к смещению равновесия в направлении, соответствующем образованию дополнительного количества данного вещества.

Если повышать полное давление системы, находящейся в состоянии равновесия, путем уменьшения ее объема, то система реагирует на это смещением равновесия в сторону уменьшения объема. Практически это означает, что смещение происходит в сторону уменьшения числа молей газа в системе. И наоборот, уменьшение давления в результате увеличения объема приводит к смещению реакции в сторону образования дополнительного количества молекул газа.

Изменение концентраций или полного давления могут вызывать смещение равновесия, но константа равновесия при этом не изменяется. Однако изменения температуры влияют на величину констант равновесия почти всех реакций. Константы равновесия всех экзотермических реакций, т.е. реакций, протекающих с выделением теплоты, при повышении температуры уменьшаются. В отличие от этого константы равновесия эндотермических реакций с повышением температуры увеличиваются. Следовательно, если реакция в прямом направлении является экзотермической, в обратном направлении она должна быть эндотермической; если теплота подводится к равновесной системе, которая является экзотермической в направлении прямой реакции, то равновесие смещается в обратном направлении, т.е. в сторону образования реагентов.

Пример

Рассмотрим реакцию:

N₂O_4(г.) 2NO_2(г.) Н^° =58,0 кДж

В каком направлении должно смещаться ее равновесие при: а) добавлении N₂O₄; б) удалении NO₂; в) повышении давления; г) увеличении объема;
д) понижении температуры?

Решение. Для определения влияния всех этих изменений можно воспользоваться принципом Ле Шателье.

а) при добавлении N₂O₄ концентрация этого вещества в системе должна уменьшиться, следовательно, реакция сместится в сторону образования большего количества продуктов (в правую сторону уравнения);

б) при удалении NO₂ в системе образуется дополнительное количество NO₂ и равновесие сместится в сторону образования продуктов (вправо);

в) в системе установится новое равновесие, соответствующее меньшему объему (с меньшим числом молекул газа), следовательно, реакция должна сместиться влево;

г) равновесие в системе сместится в сторону возрастания объема системы (повышения числа молекул газа), т.е. вправо;

д) система ответит на повышение температуры смещением равновесия в сторону выделения теплоты. Реакция является эндотермической в прямом направлении (слева направо). Поэтому равновесие должно сместиться влево, так как при образовании дополнительного количества N₂O₄ произойдет выделение теплоты. Только это последнее изменение оказывает влияние на численное значение константы равновесия К.

Истинное химическое равновесие всегда включает конкуренцию двух противоположно направленных процессов, протекающих с одинаковой скоростью, независимо от конкретного механизма или пути реакции, по которому она осуществляется.

Дата добавления: 2015-04-30