2no2 n2o4 смещение равновесия при уменьшении объема сосуда

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

V – объем газовой смеси.

Скорости прямой и обратной реакций выражаются уравнениями:

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:

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

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

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 (ΔH 0 0 = — 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 (ΔH 0 > 0)

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.

Константа химического равновесия имеет вид:

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. ΔH 0 0 , изменение энтропии ΔS 0 и энергии Гиббса ΔG 0 (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.

Читайте также:  Вычислить объем тела ограниченного поверхностью тройной интеграл

Источник

Принцип Ле Шателье

Химическое равновесие, отвечающее минимуму энергии Гиббса
(DG = 0), является наиболее устойчивым состоянием системы при данных условиях. Изменение условий равновесия может его нарушить, в результате чего реакция начинает протекать в прямом или обратном направлении ( при этом говорят, что равновесие смещается в сторону прямой или обратной реакции). Через некоторое время система вновь становится равновесной с новыми равновесными концентрациями всех реагирующих веществ. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, подействовать извне, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет это воздействие. Этот принцип вытекает из уравнений закона действия масс и Вант-Гоффа для константы равновесия.

Проиллюстрируем принцип смещения равновесия на следующих примерах.

Пример 18. В каком направлении должно смещаться равновесие реакции

N2O4 (г) 2NO2 (г) , DH O = 58,0 кДж

при а) добавлении N2O4; б) удалении NO2; в) повышении давления;
г) увеличении температуры?

Решение. Согласно принципу Ле Шателье:

а) при добавлении N2O4 равновесие должно сместиться в направлении реакции, в результате которой концентрация этого вещества должна уменьшиться, т.е. в сторону прямой реакции (®);

б) при удалении NO2 из системы равновесие будет смещаться в направлении того процесса, в результате которого образуется дополнительное количество NO2 (вправо ®);

в) при повышении давления равновесие смещается в направлении процесса, идущего с уменьшением объема (уменьшения числа молекул газа), т.е. в сторону обратного процесса (←);

г) при повышении температуры равновесие смещается в направлении реакции, идущей с поглощением теплоты (т.е. эндотермической, DH > 0), т.е. вправо (®).

Пример 19.Определите, как изменится константа равновесия рассматриваемой реакции при изменении температуры:

N2 + 3H2 2NH3 , DH O = -92,4 кДж.

Решение.Процесс синтеза аммиака является экзотермическим (DH O

Это обстоятельство имеет важное практическое значение. Для получения аммиака с достаточно большой скоростью необходимо вести процесс при повышенных температурах. Однако при этом К уменьшается, это означает уменьшение выхода аммиака. Чтобы скомпенсировать этот недостаток, приходится прибегать к высоким давлениям, поскольку повышение давления смещает равновесие в сторону образования аммиака (®), что согласуется с принципом Ле Шателье (уменьшается объем газов, так как уменьшается количество газа с 4-х до 2-х моль).

Источник

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Материалы портала onx.distant.ru

Понятие химического равновесия

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние температуры на химическое равновесие

Влияние давления на химическое равновесие

Влияние концентрации на химическое равновесие

Константа химического равновесия

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Понятие химического равновесия

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Такое равновесие называется еще подвижным или динамическим равновесием.

Признаки химического равновесия

  1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
  2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
  3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
  4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
  5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия):

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Читайте также:  Где взять объем произведенной продукции

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

Влияние температуры на химическое равновесие

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

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции ΔH, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону.

В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO2. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O2 вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO2. Увеличение концентрации NO2 смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении инертного газа равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

константа химической реакции Кс есть отношение:

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ΔGT о = – RTlnK (2)

Примеры решения задач

Задача 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO (г) + O2 (г)→2CO2 (г) составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,32 моль/л, [CO2] = 0,16 моль/л. Определите константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O2, если исходная смесь не содержала СО2.

Решение.

Вещество CO O2 CO2 Сисходн, моль/л 0,36 0,40 Спрореагир,моль/л 0,16 0,08 0,16 Сравн, моль/л 0,2 0,32 0,16

Во второй строке под Спрореагир понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO2, причем, Сисходн= Спрореагир + Сравн.

Задача 2. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса

Решение.

ΔG298 о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10 3 Дж.

lnK = 33,42·10 3 /(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H2 , I2 и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Читайте также:  Как вычислить объем пирамиды через вектора

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H2.

Вещество H2 I2 HI
сисходн., моль/л 1 2
спрореагир., моль/л x x 2x
cравн., моль/л 1-x 2-x 2x

Тогда, К = (2х) 2 /((1-х)(2-х))

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Задача 4. Используя справочные данные, определите температуру, при которой константа равновесия процесса: H2(г) + HCOH(г) →CH3OH(г) становится равной 1. Принять, что ΔН о Т » ΔН о 298, а ΔS о T » ΔS о 298.

Решение.

Если К = 1, то ΔG о T = — RTlnK = 0;

ΔН о 298 = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 10 3 Дж;

ΔS о 298 = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;

0 = — 86100 — Т·(-109,52)

Задача 5. Для реакции SO2(Г) + Cl2(Г) →SO2Cl2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию SO2Cl2, если исходные концентрации SO2, Cl2 и SO2Cl2 равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO2.

Вещество SO2 Cl2 SO2Cl2
cисходн., моль/л 2 2 1
cпрореагир., моль/л x x х
cравн., моль/л 2-x 2-x x + 1

Решая это уравнение, находим: x1 = 3 и x2 = 1,25. Но x1 = 3 не удовлетворяет условию задачи.

Следовательно, [SO2Cl2] = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.

Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением количества
газообразных веществ, то равновесие сместится вправо в реакции 3.

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:

составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H2] = 0,6 моль/л, [Br2] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

К = 4; исходная концентрация HBr составляет 1,5 моль/л.

3. Для реакции H2(г) + S(г) →H2S(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определите равновесные концентрации H2 и S, если исходные концентрации H2, S и H2S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

[H2] = 0,5 моль/л; [S] = 1,5 моль/л.

4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса

становится равной 1. Примите, что ΔН о Т≈ΔН о 298, а ΔS о T≈ΔS о 298

5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:

6. Для реакции 2С3Н8(г) → н-С5Н12(г)+СН4(г) при температуре 1000 К константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию н-пентана, если исходная концентрация пропана равна 5 моль/л.

7. При температуре 500 К константа равновесия процесса:

равна 3,4·10 -5 . Вычислите Δ G о 500.

8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С6Н14(г)+ 2С3Н6(г)2(г) равна 8,71. Определите ΔG о f,8003Н6(г)), если ΔG о f,800(н-С6Н14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО(г) + Cl2(г) →СO2Cl2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO2Cl2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО(г) и Cl2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО2(г) + О2(г) →2SO3(г) составляли: [SО2 ]=0,10 моль/л, [О2]=0,16 моль/л, [SО3]=0,08 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации SО2 и О2.

К=4,0; исходная концентрация SО2 составляет 0,18 моль/л;
исходная концентрация О2 составляет 0,20 моль/л.

Источник

Поделиться с друзьями
Объясняем