Цель:

решение экспериментальных задач, связанных с определением зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и расчет условий химического равновесия в системах с обратимыми химическими реакциями.

Теоретические вопросы

1. Скорость гомо- и гетерогенной реакции.

2. Закон действия масс для скорости в гомогенной системе.

3. Константа скорости. Ее физический смысл.

4. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.

5. Понятие катализа.

6. Обратимые и необратимые химические реакции.

7. Химическое равновесие. Константа равновесия. Ее физический смысл.

8. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Химическая кинетика изучает протекание химических процессов во времени.

Скорость химической реакции n – это количество вещества Dn, реагирующего или образующегося в реакции в единицу времени Dt в единице объема реакционного пространства n

Гомогенная реакция – протекает во всем объеме, реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одной фазе.

Количество вещества в единице объема Dn/V – это молярная концентрация С.

Тогда средняя скорость гомогенной реакции :

Единица измерения скорости гомогенной реакции моль л -1 с -1 .

Гетерогенная реакция – реакция протекает на границе раздела фаз, реагирующие вещества и (или) продукты реакции находятся в разных фазах.

Для гетерогенной реакции скорость зависит от площади поверхности соприкосновения реагентов – площади раздела фаз S.

Средняя скорость гетерогенной реакции

Единица измерения скорости гетерогенной реакции - моль м -2 с -1 .

Мгновенная скорость реакции – изменение концентрации в конкретный момент, т.е. за бесконечно малый отрезок времени dt

Скорость химической реакции всегда положительна. Знак плюс «+» или «–» указывает положительным или отрицательным является изменение количества вещества Δn, то есть образуется или расходуется вещество в ходе реакции.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличие катализатора.

Закон действующих масс : Скорость гомогенной реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

аА + bВ → сС + dD v = k[А] а [В] в, где k – константа скорости.

Скорость возрастает в большей степени при увеличении концентрации того из веществ, стехиометрический коэффициент которого в уравнении реакции больше.

Скорость реакции увеличивается с повышением температуры, поскольку увеличивается скорость молекул и, следовательно, число активных соударений, приводящих к взаимодействию. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: v 2 = v 1 ∙γ (t 2 - t 1)/10 , где

v 1 – скорость реакции при начальной температуре t 1 ;

v 2 – скорость реакции при температуре t 2

γ – температурный коэффициент, его значение составляет 2 ÷ 4.

Скорость реакции возрастает при катализе – применении катализатора – вещества, ускоряющего реакцию, но не вступающего во взаимодействие. Катализатор не смещает химическое равновесие, а приводит к более быстрому его достижению, в равной степени ускоряя прямую и обратную реакции. Количество катализатора значительно меньше, чем реагентов. Различают катализ гомогенный (катализатор вещества находятся в одной фазе) и гетерогенный (в разных фазах).

Обратимые реакции – химические реакции, протекающие одновременно в прямом (®) и обратном () направлениях.

Химическое равновесие – состояние системы, в котором равны скорости прямой и обратной реакций, концентрации реагентов и продуктов реакции постоянны.

Константа равновесия – равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагентов в степени стехиометрических коэффициентов в уравнении и показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции.

aA + bB « сС + dD,

или для газов , где Р - парциальное давление.

Константа равновесия зависит от температуры, природы реагирующих веществ, не зависит от их концентрации. При К с >>1 реакция дает большой выход продуктов реакции, при K c <<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.

Изменение хотя бы одного из параметров системы приводит к нарушению равновесия, изменению концентраций и установлению нового равновесия с другими равновесными значениями, т.е. смещению равновесия .

Правило Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие системы сместится в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.

В опытах 1 и 2 мы будем изучать зависимость скорости разложения тиосульфата натрия разных концентраций и от температуры под действием кислоты H 2 SO 4 в гомогенной стадии реакции

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + S + H 2 O + SO 2 .

При взаимодействии Na 2 S 2 O 3 и H 2 SO 4 моментально образуется неустойчивая тиосерная кислота H 2 S 2 O 3, которая в момент получения самопроизвольно разлагается с образованием сернистого газа SO 2 и свободной серы S.

Скорость всего процесса определяется скоростью этой самой медленной стадии: H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S

Образующаяся сера плохо растворима в воде, поэтому процесс может быть разделен на две стадии:

гомогенную – сера находится в растворе, концентрация серы меньше насыщенной и

гетерогенную – сера выпадает в осадок, насыщенная концентрация превышена.

В момент достижения насыщенной концентрации серы (критическая точка смешения) в растворе появляется опалесценция – резкое усиление рассеяния света (прозрачный раствор начинает мутнеть).

Скорость гомогенной стадии реакции v =C м /Δτ, где

Δτ –время реакции от добавления 1 капли H 2 SO 4 до появления опалесценции.

C м – молярная концентрация Na 2 S 2 O 3.

В опыте 3 мы будем изучать влияние катализатора – сульфата меди CuSO 4 – на скорость восстановления роданида железа(III) Fe(SCN) 3 до роданида железа(II) Fe(SCN) 2 под действием тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 .

2Fe(SCN) 3 + 2Na 2 S 2 O 3 → Na 2 S 4 O 6 + 2Fe(SCN) 2 + 2NaSCN

Из всех веществ, принимающих участие в этой реакции, имеет окраску только Fe(SCN) 3. ,В растворе он окрашен в кроваво-красный цвет. Исчезновение окраски раствора свидетельствует об окончании реакции.

Роданид железа получим непосредственно перед опытом по реакции

В опыте 4 мы будем изучать смещение химического равновесия при изменении концентрации на примере обратимой реакции:

FeCl 3 + 3KSCN → Fe(SCN) 3 + 3KCl

Изменение концентрации роданида железа(III) Fe(SCN) 3 , имеющего красный цвет, приводит к изменению интенсивности окраски реакционной массы и позволяет судить в каком направлении смещается равновесие.

Практическое задание :

1. Написать выражение скорости реакции для реакций:

2NO(г) + Cl 2 (г) → 2NOCl(г)

CaCO 3 (к) → CaO(к) + CO 2 (г)

2. Как изменится скорость реакции 2NO(г) + O 2 (г) → 2NO 2 (г),

если уменьшить объем реакционного сосуда в 5 раз?

3. Определить исходные концентрации хлора и водорода, если равновесие в системе H 2 (г) + Cl 2 (г)→ 2HCl (г) установилось при =0,025моль/л, =0,09моль/л.

Как влияет на равновесие реакций: повышение давления и температуры?

2 H 2 (г) + O 2 (г) → 2H 2 O(г) , Q>0

C(к) + CO 2 (г) → 2CO(г), Q<0

4. Как повлияет понижение температуры на состояние химического равновесия в системе(не нарушится; сместится влево или в вправо)?: 2NO+O 2 →2NO 2 , ∆H<0.

5. Сместится ли равновесие при увеличении давления и в каком направлении (в сторону прямой или обратной реакции) в системе: 4Fe(к)+3O 2 (г)→2Fe 2 O 3 (к).

Раздел химии, изучающий скорость химических реакций и её зависимость от различных факторов, называется химической кинетикой.

Система в химии - рассматриваемое вещество или совокупность веществ.

Фаза - часть системы, которая отделена от других частей поверхностью раздела.

Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными, или однородными (газовые смеси, растворы).

Системы, состоящие из двух или нескольких фаз, называются гетерогенными, или неоднородными (газ + твёрдое вещество, жидкость + твёрдое вещество).

Скоростью химической реакции называется число элементарных актов, происходящих в единицу времени в единице объёма (гомогенные реакции) или на единице поверхности (гетерогенные реакции).

Количественно скорость реакции обычно характеризуют изменением концентрации какого-либо из исходных или конечных продуктов реакции в единицу времени.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации, температуры, присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (от давления - для газовых реакций, от измельчения - для твёрдых веществ, от радиоактивного облучения).

Количественно зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия (действующих) масс

(1867 г.): скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в их стехиометрических коэффициентах. Например, для реакции

аА + bВ = сС + dD скорость реакции в соответствии с законом действующих масс равна

v = k[A] a -[B] b

где [А] и [В] - концентрации исходных веществ; k - константа скорости реакции, которая зависит от природы реагирующих веществ, температуры и от присутствия катализаторов, но не зависит от концентраций веществ.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10 °С скорость большинства химических реакций увеличивается в 2 - 4 раза:

v t 2 = v t 1 ·γ (t 1 - t 2)/10

где v t 1 , v t 2 - скорости реакции соответственно при t 1 - начальная температура и t 2 - конечная температура; γ- температурный коэффициент скорости реакции.

Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации.

Зависимость константы скорости реакции от энергии активации выражается уравнением Аррениуса:

k =A е (- E акт / RT)

где А - постоянная, не зависящая от температуры; Е акт - энергия активации; R - универсальная газовая постоянная; е - основание натуральных логарифмов (е=2,7 18...); Т- абсолютная температура, К.

Катализаторы - вещества, увеличивающие скорость реакции, но сами при этом не расходующиеся. Ингибиторы - вещества, замедляющие скорость реакции, но сами при этом не расходующиеся.

Явление изменения скорости реакции в присутствии катализаторов называется катализом.

Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими реакциями.

Гомогенные катализаторы находятся в одном и том же агрегатном состоянии, что и реагенты. Гетерогенные катализаторы находятся в ином агрегатном состоянии, чем реагенты.

Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называют обратимыми.

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

Принцип Ле Шателье. При изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это внешнее воздействие.

На смещение равновесия оказывают влияние различные факторы.

Влияние температуры: при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.

Влияние давления: при повышении давления химическое равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов.

Влияние концентрации: при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, химическое равновесие смещается в сторону расхода этого вещества.

101. Как изменится скорость реакции N 2 + 3Н 2 = 2NH 3 , если объём газовой
смеси увеличить в три раза?

102. Скорость реакции А + В = С при повышении температуры на 10 градусов
увеличивается в 3 раза. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции при
повышении температуры на 50°С?

103. При повышении температуры на 10 градусов скорость некоторой реакции
увеличивается в 4 раза. При какой температуре следует проводить эту реакцию,
чтобы скорость реакции, идущей при 100 градусах, уменьшить в 16 раз?

104. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в
газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70°С, если температурный
коэффициент реакции равен 2?

105. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз
возрастёт скорость реакции при повышении температуры от 20 до 75°С?

106. Вычислите константу равновесия для обратимой реакции

2NO 2 ↔ 2NO + О 2 ,

зная, что равновесные концентрации равны: = 0,056 моль/л; [О 2 ] = 0,028 моль/л; = 0,044 моль/л.

107. Равновесие реакции Н 2 + I 2 ↔ 2HI установилось при следующих концентрациях веществ: [Н 2 ] = 0,05 моль/л; = 0,09 моль/л;
= 0,15 моль/л. Определите исходные концентрации йода и водорода.

108. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н 2 О(г) ↔ СО? +Н 2 (г)
при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии,
если исходные концентрации: [СО] ИСХ. = 3 моль/л; [Н 2 О] ИСХ = 2 моль/л.

109. Как изменится скорость реакции 2NO(r) + О 2 (г) = 2NO 2 (r), если уменьшить
объём реакционного сосуда в 3 раза?

110. В системе А(г) + 2В(г) = С(г) равновесные концентрации равны:

[А] = 0,06 моль/л; [В] - 0,12 моль/л; [С] - 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

111. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна
74,24 кДж/моль, а с катализатором - 50,14 кДж/моль. Во сколько раз возрастёт

скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 25°С?

112. Реакция протекает по уравнению 3А + В ↔ С. Концентрация вещества А
уменьшилась на 0,3 моль/л. Каково при этом изменение концентрации вещества В?

113. В закрытом сосуде смешано 8 моль SO 2 и 4 моль О 2 . Реакция протекает
при постоянной температуре. К моменту наступления равновесия в реакцию
вступает 80% первоначального количества. Определите давление газовой смеси
при равновесии, если исходное давление составляет 300 кПа.

114. При некоторой температуре константа диссоциации йодоводорода на простые вещества равна 6,25x10 -2 . Какой процент HI диссоциирует при этой температуре?

115. Исходная концентрация каждого из веществ в смеси составляет 2,5 моль/л.
После установления равновесия [С] = 3 моль/л. Вычислите константу равновесия системы А + В ↔5 С + D.

116. Определите, как изменится скорость реакции синтеза аммиака:

N 2 (r) + 3Н 2 (г) = 2NH 3 (r) при: а) увеличении концентрации исходных веществ в 3 раза; б) при уменьшении давления в реакционной смеси в 2 раза?

117. Реакция идёт по уравнению N 2 + О 2 = 2NO. Концентрации исходных
веществ до начала реакции были: = 0,049 моль/л; [О 2 ] = 0,01 моль/л.
Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда = 0,005 моль/л.

118. Реакция идёт по уравнению N 2 + 3Н 2 = 2NH 3 . Концентрации участвующих
в ней веществ были: = 0,80 моль/л; [Н 2 ] = 1,5 моль/л; = 0,70 моль/л.
Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда = 0,5 моль/л.

119. В гомогенной системе СО + С1 2 ↔ СОСl равновесные концентрации
реагирующих веществ: [СО] - 0,2 моль/л; [С1 2 ] - 0,3 моль/л;
[СОСl] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные
концентрации хлора и СО.

120. Константа скорости реакции разложения N 2 O, протекающей по уравнению
2N 2 O = 2N 2 + О 2 , равна 5х10 -4 . Начальная концентрация = 6 моль/л.
Вычислите начальную скорость реакции и её скорость, когда разложится 50% N 2 O.

121. Равновесие гомогенной системы 4НС1(г) + О 2 ↔ 2Н 2 О(г) + 2С1 2 (г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:

[Н 2 О] р = 0,14 моль/л; [С1 2 ] р = 0,14 моль/л; [НС1] р = 0,20 моль/л; [О 2 ] р = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода.

122. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы СО(г) + Н?О(г) ↔ СО 2 (г) + Н 2 (г), если равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО] р = 0,004 моль/л; [Н 2 О] р = 0,064 моль/л; [СО 2 ] р = 0,016 моль/л; [Н 2 ] р = 0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО?

123. Константа равновесия гомогенной системы N 2 + ЗН 2 ↔2NH 3 при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и

аммиака соответственно равны 0,2 и 0,8 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрации азота.

124. Исходные концентрации и [С1 2 ] в гомогенной системе
2NO + С1 2 ↔ 2NOC1 составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите
константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало
20% NO.

125. В гомогенной газовой системе А + В ↔ С + D равновесие установилось
при концентрациях: [В] = 0,05 моль/л и [С] = 0,02 моль/л. Константа равновесия
системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий скорости химических реакций. Химические реакции могут протекать с различными скоростями (от малых долей секунды до десятилетий и более продолжительных временных интервалов). При рассмотрении вопроса о скорости реакций необходимо различать гомогенные и гетерогенные реакции. Гомогенные системы состоят из одной фазы (например, любая газовая смесь), а гетерогенные – из нескольких фаз (например, вода со льдом). Фазой является часть системы, отделённая от других её частей поверхностью раздела, при переходе через которую происходит скачкообразное изменение свойств.

Скорость гомогенной реакции – это количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма системы. Скоростью гетерогенной реакции является количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности фазы (или массы, объёма твердой фазы, когда затруднительно определение велечины поверхности твёрдого тела):

v гомог = ; v гетерог = . Т.е. скорость гомогенной реакции можно определить как изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, протекающее за единицу времени .

Большинство химических реакций являются обратимыми, то есть могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Рассмотрим обратимую реакцию:

Скорости прямой и обратной реакций связаны с концентрациями реагентов следующими уравнениями:

v х.р, пр =k пр [A] a ×[B] b и v х.р. обр =k обр [C] c ×[D] d

С течением времени скорость прямой реакции будет уменьшаться вследствие расхода реагентов А и В и понижения их концентраций. Напротив, скорость обратной реакции по мере накопления продуктов С и D будет возрастать. Поэтому через некоторый промежуток времени скорости прямой и обратной реакций сравняются друг с другом. Установится состояние системы, в котором отсутствуют потоки вещества и энергии, называемое химическим равновесием. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до состояния равновесия, в котором из условия v х.р. пр = v х.р. обр следует:

k пр /k обр =[C] c ×[D] d / [A] a ×[B] b =K

где K - константа химического равновесия, которая зависит от температуры и природы реагентов, но не зависит от концентрации последних. Это математическое выражение закона действующих масс, который позволяет рассчитывать состав равновесной реакционной смеси.

Важнейшими факторами, влияющими на скорость реакции, являются:

1. Природа реагирующих веществ;

2. Концентрации реагирующих веществ;

3. Температурный фактор;

4. Наличие катализаторов.

В некоторых случаях скорость гетерогенных реакций зависит также от интенсивности движения жидкости или газа вблизи поверхности, на которой реализуется реакция.

1) Влияние концентрации реагирующих веществ. Представим уравнение химической реакции в общем виде: аА+bB+…=, тогда v х.р. =k[A] a [B] b – это, по сути, математическая запись закона действующих масс , открытого опытным путём К. Гульдбергом и П. Вааге в 1864-1867 гг. Согласно указанному закону, при неизменной температуре v х.р пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причём каждая концентрация входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реакции. Величина константы скорости реакции (k) зависит от природы реагирующих веществ, температуры и наличия катализаторов, но не зависит от концентрации веществ.

2) Зависимость v х.р. от температуры и от природы реагирующих веществ. Энергией активации Е а (в кДж/моль) называют избыточную энергию, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества. Е а различных реакций различна. Посредством этого фактора сказывается влияние природы реагирующих веществ на v х.р. . Если Е а <40 кДж/моль (т.е. мала), то скорость такой реакции велика (например, ионные реакции в растворах, протекающие практически мгновенно). Если Е а >120 кДж/моль (т.е. очень значительна), то скорость такой реакции незначительна (например, реакция синтеза аммиака N 2 +3H 2 =2NH 3 – скорость этой реакции при обычных Т вследствии высоких значений Е а настолько мала, что заметить её протекание практически невозможно).

В 1889 г. знаменитый шведский химик Аррениус вывел из опытных данных уравнение, связывающее константу скорости с температурой и энергией активации. Позднее это уравнение получило теоретическое обоснование. Согласно Аррениусу, константа скорости находится в экспоненциальной зависимости от температуры: k=k max ×exp(-E a /RT) , где R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль×К; k max - предэкспоненциальный фактор, имеющий смысл максимально возможного значения константы скорости при нулевой энергии активации или бесконечно высокой температуре, когда все столкновения молекул реагентов становятся активными. Уравнение Аррениуса используют чаще в логарифмической форме: lnk=lnk max -E a /RT .

Возрастание v х.р. с ростом температуры обычно характеризуют температурным коэффициентом скорости реакции – величиной, показывающей, во сколько раз возрастает скорость рассматриваемой реакции при повышении температуры системы на 10 градусов. Температурный коэффициент (g) для разных реакций различен. При обычных температурах его значение для большинства реакций лежит в пределах от 2 до 4 (т.е. g х.р. =2-4 раза).

Катализаторами являются вещества, не расходующиеся в реакции, но оказывающие влияние на её скорость. Явление изменения скорости реакции под действием катализаторов называется катализом , а сами эти реакции являются каталитическими . Действие катализатора обусловлено снижением активационного предела химического взаимодействия, т.е. снижением величины энергии активации. Под воздействием катализаторов реакции могут ускоряться в миллионы и более раз. Более того, некоторые реакции без катализаторов вообще не реализуются. Катализаторы широко используются в промышленности.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ . При гомогенном катализе катализатор и реагенты образуют одну фазу (газ или раствор), а при гетерогенном катализе – катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы. Примером гомогенного катализа служит разложение перекиси водорода на воду и кислород в присутствии катализаторов Cr 2 O 7 2- , WO 4 2- и др. Примером гетерогенного катализа является окисление диоксида серы в триоксид при контактном способе получения серной кислоты из отходящих газов металлургических производств: SO 2 +0,5O 2 +H 2 O=(kt)=H 2 SO 4 .

Химическая кинетика

Скорость химической реакции – это изменение количества вещества Dn вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице реакционного пространства.

Для гомогенной реакции, протекающей во всем объеме V системы, единицей реакционного пространства является единица объема. Тогда средняя скорость реакции по данному веществу за промежуток времени Dt выразиться формулой

v ср. = , (2.3.1)

где DС – изменение молярной концентрации вещества за промежуток времени, моль/л .

Знак «+» используется, если за скоростью реакции следят по увеличению концентрации продуктов реакции, а знак «-» – если о скорости судят по убыли концентрации исходных веществ.

Только при линейной зависимости концентрации вещества от времени истинная скорость реакции (скорость в данный момент времени) постоянна и равна средней скорости. При нелинейной зависимости истинная скорость реакции изменяется со временем. Поэтому средняя скорость за некоторый промежуток времени является грубым приближением истинной.

Чтобы определить скорость реакции в данный момент времени t , необходимо взять бесконечно малый интервал времени dt , иными словами, истинная скорость реакции определяется первой производной количества вещества по времени:

v = (2.3.2)

Для гетерогенной реакции, протекающей на границе раздела между веществами, единицей реакционного пространства является единица площади S поверхности раздела фаз. Выражения для средней и истинной скорости реакции по данному веществу имеют следующий вид:

v ср. = ; (2.3.3)

v= . (2.3.4)

Скорость химической реакции зависит от многих факторов. Рассмотрим влияние некоторых из них.

Прежде всего, скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс . Этот закон формулируется для простых реакций, то есть реакций, протекающих в одну стадию, или для отдельных элементарных стадий сложных химических реакций: скорость реакции при заданной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для простой реакции вида

аА + вВ→продукты реакции

этот закон выражается уравнением

v = k(C A) a ×(C B) b (2.3.5)

Это выражение называются кинетическими уравнениями. Коэффициент пропорциональности k называется константой скорости реакции, его величина зависит от природы веществ, температуры, присутствия катализатора, но не зависит от концентрации.

В большинстве случаев химическая реакция представляет собой сложный многостадийный процесс, и уравнение реакции отражает материальный баланс, а не действительный ход процесса. Поэтому закон действующих масс не может быть применен ко всему процессу в целом. Иногда зависимость скорости реакции от концентрации веществ вообще не может быть описана степенной функцией вида (2.3.5).

Для характеристики кинетики экспериментально изучаемых реакций вводят понятие порядка реакции. Порядок реакции по данному веществу (частный порядок) – это число, равное показателю степени, в которой концентрация этого вещества входит в кинетическое уравнение реакции. Частный порядок определяется экспериментально. Он может принимать целые, дробные, отрицательные значения, быть равным нулю. В общем случае частный порядок не равен соответствующему стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции, хотя иногда, по случайному совпадению, оказывается таким, каким его следовало бы ожидать на основании стехиометрии реакции.

В кинетике гетерогенных реакций существуют определенные особенности.

В кинетические уравнения таких реакций не входят концентрации конденсированной фазы, поскольку реакция идет на поверхности раздела фаз, и концентрация конденсированной фазы остается постоянной.

Гетерогенные реакции всегда представляют собой сложные процессы. Они включают не только стадии собственно химической реакции на поверхности, но и диффузионные стадии: подвод реагирующего вещества к поверхности, отвод от поверхности продуктов взаимодействия. Если скорость диффузии меньше скорости химической реакции, то именно диффузионные стадии будут определять скорость процесса. Скорость таких реакций возрастает при перемешивании.

Удельная скорость собственно химического взаимодействия, отнесенная к единице поверхности, от площади поверхности не зависит. Однако если необходимо ускорить гетерогенный процесс в целом, прибегают к измельчению реагирующих веществ. Это приводит к увеличению поверхности контакта, уменьшению протяженности диффузионных путей.

Скорость большинства химических реакций возрастает при повышении температуры. Для реакций, протекающих со средними скоростями, в не очень больших интервалах температур выполняется приближенное эмпирическое правило Вант-Гоффа : при повышении температуры на 10 0 скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза.

Математически это можно записать так:

v 2 = v 1 × , (2.3.6)

где v 1 и v 2 – скорости реакции при начальной Т 1 и конечной Т 2 температурах соответственно;

g – температурный коэффициент скорости реакции.

Температурный коэффициент скорости показывает во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10 0 .

Более точно влияние температуры на скорость химической реакции выражается уравнением Аррениуса для константы скорости простой реакции или элементарной стадии сложного процесса:

, (2.3.7)

где А – предэкспоненциальный множитель;

R – газовая постоянная;

Т – абсолютная температура;

e – основание натурального логарифма;

Е а – энергия активации.

Уравнение Аррениуса применимо также ко многим (но не всем) сложным реакциям. В этих случаях энергию активации называют кажущейся.

В ходе реакции система проходит через переходное состояние (активированный комплекс). Активированный комплекс имеет более высокую энергию, чем исходные вещества и продукты реакции. Энергия активации представляет собой энергию, необходимую для образования активированного комплекса.

Одним из методов влияния на скорость реакции является катализ, который осуществляется при помощи катализаторов – веществ, изменяющих скорость химической реакции вследствие многократного участия в промежуточном химическом взаимодействии с реагентами, но после каждого цикла промежуточного взаимодействия восстанавливающих свой химический состав. Катализатор в конечные продукты реакции не входит. Как правило, вводится в небольших количествах по сравнению с исходными веществами.

Катализатор открывает новые пути процесса через переходные состояния с его участием, причем эти пути характеризуются меньшей энергией активации, чем некаталитическая реакция. Это приводит к увеличению скорости процесса.

Снижение энергии активации является определяющей, но не единственной причиной увеличения скорости реакции в присутствии катализатора. Катализатор может вызывать увеличение предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса. По теории активированного комплекса предэкспоненциальный множитель зависит от энтропии образования переходного состояния, которая может увеличиваться в присутствии катализатора.

Катализатор не изменяет теплового эффекта реакции.

Различают положительный катализ, приводящий к ускорению реакции, и отрицательный, уменьшающий скорость реакции. В последнем случае, в силу избирательности (селективности), катализатор ускоряет ранее наиболее медленные стадии сложного процесса, тем самым исключая один из возможных без него путей процесса. В результате реакция замедляется или практически полностью подавляется.

Замедлять химические реакции могут также вещества, называемые ингибиторами, но механизм их действия несколько иной.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют одну фазу, между ними отсутствует поверхность раздела. При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах, реакция идет на поверхности катализатора.

Химическое равновесие

Химические реакции бывают обратимые и необратимые. Необратимые протекают только в одном направлении, в сторону образования продуктов реакции до полного расходования исходных веществ. Обратимые реакции одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. Такие реакции не доходят до конца ни в одном из направлений, ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью.

Состояние системы, характеризующееся одновременным протеканием с одинаковыми скоростями двух противоположно направленных химических процессов, называется химическим равновесием. В состоянии равновесия концентрации всех веществ остаются неизменными.

Признаки химического равновесия:

Состояние системы неизменно во времени при отсутствии внешних воздействий;

Состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь бы малы они ни были; через некоторое время в такой системе вновь устанавливается равновесие, но уже при другом соотношении равновесных концентраций всех веществ;

Состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию (со стороны прямой или обратной реакции);

При снятии внешнего воздействия система вновь возвращается в исходное состояние.

В изобарно-изотермических условиях (P; T=const ) при равновесии изменение энергии Гиббса системы равно нулю (DG =0).

Рассмотрим условную обратимую реакцию

aA+bB ⇄ cC+dD .

Закондействующих масс для нее запишется в виде:

, (2.3.8)

где К – константа равновесия;

[A], [B ], [C ], [D ] – равновесные концентрации веществ;

a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Константа равновесия зависит от температуры и природы веществ, но не зависит от их концентраций Чем больше величина константы равновесия, тем в большей степени равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции. Таким образом, константа равновесия характеризует глубину протекания процесса к моменту равновесия.

Для реакций с участием газов константу равновесия (К р )можно выразить и через парциальные давления газообразных веществ. Если газы не сильно отличаются по свойствам от идеальных, то между константой, выраженной через парциальные давления (К р ), и константой, выраженной через концентрации (К с ), существует связь:

K p =K c ×(RT) D n , (2.3.9)

где Dn – изменение числа моль газообразных веществ в ходе реакции в соответствии с ее стехиометрией.

Константа равновесия при температуре Т связана с изменением стандартной энергии Гиббса реакции DG 0 при той же температуре соотношением

DG 0 = - RT×lnK . (2.3.10)

В гетерогенных реакциях концентрация конденсированной фазы практически постоянна, она в неявной форме входит в константу равновесия. В выражение для константы равновесия концентрации конденсированной фазы не включаются.

При изменении внешних условий равновесие смещается потому, что эти изменения по-разному влияют на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой становится больше.

На равновесие влияет изменение температуры, концентрации веществ, давления в системе (если реакция идет с изменением числа моль газообразных веществ). Введение катализатора не смещает равновесие, так как он в равной мере изменяет скорость как прямой, так и обратной реакции. Катализатор лишь сокращает время достижения системой состояния равновесия.

В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет это воздействие.

Пример 1

Во сколько раз возрастет скорость реакций:

а) C + 2 H 2 = CH 4

б) 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl

при увеличении давления в системе в три раза?

Решение

Увеличение давления в системе в три раза эквивалентно увеличению концентрации каждого из газообразных компонентов в три раза.

В соответствии с законом действующих масс запишем кинетические уравнения для каждой реакции.

а) Углерод представляет собой твердую фазу, а водород газовую. Скорость гетерогенной реакции не зависит от концентрации твердой фазы, поэтому она не входит в кинетическое уравнение. Скорость первой реакции описывается уравнением

Пусть начальная концентрация водорода равнялась х , тогда v 1 = kх 2 . После увеличения давления в три раза концентрация водорода стала 3х , а скорость реакции v 2 = k(3х) 2 = 9kх 2 . Далее найдем отношение скоростей:

v 1:v 2 = 9kx 2:kx 2 = 9 .

Итак, скорость реакции возрастет в 9 раз.

б) Кинетическое уравнение второй реакции, которая является гомогенной, запишется в виде . Пусть начальная концентрация NO равна х , а начальная концентрация Сl 2 равна у , тогда v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v 2 :v 1 = 27.

Скорость реакции возрастет в 27 раз.

Пример 2

Температурный коэффициент скорости реакции g равен 2,8. На сколько градусов была повышена температура, если время протекания реакции сократилось в 124 раза?

Решение

В соответствии с правилом Вант-Гоффа v 1 = v 2 × . Время реакции t есть величина, обратно пропорциональная скорости, тогда v 2 /v 1 = t 1 /t 2 = 124.

t 1 /t 2 = = 124

Прологарифмируем последнее выражение:

lg( ) = lg 124;

DТ/ 10×lgg= lg 124;

DT = 10×lg124 / lg2,8 » 47 0 .

Температура была повышена на 47 0 .

Пример 3

При повышении температуры с 10 0 С до 40 0 С скорость реакции возросла в 8 раз. Чему равна величина энергии активации реакции?

Решение

Отношение скоростей реакции при различных температурах равно отношению констант скорости при тех же температурах и равно 8. В соответствии с уравнением Аррениуса

k 2 / k 1 = A× / A = 8

Так как предэкспоненциальный множитель и энергия активации практически не зависят от температуры, то

Пример 4

При температуре 973 К константа равновесия реакции

NiO+H 2 = Ni+H 2 O (г)

Решение

Считаем, что начальная концентрация паров воды равнялась нулю. Выражение для константы равновесия данной гетерогенной реакции имеет следующий вид: .

Пусть к моменту равновесия концентрация паров воды стала равна х моль/л. Тогда в соответствии со стехиометрией реакции, концентрация водорода уменьшилась на х моль/л и стала равной (3 – х) моль/л.

Подставим равновесные концентрации в выражение для константы равновесия и найдем х :

К = х / (3 – х); х / (3 – х)=0,32; х=0,73 моль/л.

Итак, равновесная концентрация паров воды равняется 0,73 моль/л, равновесная концентрация водорода равняется 3 – 0,73 = 2,27 моль/л.

Пример 5

Как повлияет на равновесие реакции 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3 ; DH= -172,38 кДж :

1) увеличение концентрации SO 2 , 2) повышение давления в системе,
3) охлаждение системы, 4) введение в систему катализатора?

Решение

В соответствии с принципом Ле Шателье, при увеличении концентрации SO 2 равновесие сместится в сторону процесса, приводящего к расходованию SO 2 , то есть в сторону прямой реакции образования SO 3 .

Реакция идет с изменением числа моль газообразных веществ, поэтому изменение давления приведет к смещению равновесия. При повышении давления равновесие сместится в сторону процесса, противодействующего данному изменению, то есть идущего с уменьшением числа моль газообразных веществ, а, следовательно, и с уменьшением давления. В соответствии с уравнением реакции, число моль газообразных исходных веществ равно трем, а число моль продуктов прямой реакции равно двум. Поэтому при повышении давления равновесие сместится в сторону прямой реакции образования SO 3 .

Так как DН< 0, то прямая реакция идет с выделением тепла (экзотермическая реакция). Обратная реакция будет протекать с поглощением тепла (эндотермическая реакция). В соответствии с принципом Ле Шателье, охлаждение вызовет смещение равновесия в сторону реакции, идущей с выделением тепла, то есть в сторону прямой реакции.

Введение в систему катализатора не вызывает смещения химического равновесия.

Пример 6

Вычислить константу равновесия реакции FeO (к) +H 2(г) ⇄Fe (к) +H 2 O (г) при 25 0 С. В какую сторону смещено равновесие? Определить температуру установления равновесия, если все вещества находятся в стандартных состояниях, а зависимостью DH 0 и DS 0 от температуры можно пренебречь.

Решение

Константа равновесия связана с изменением стандартной энергии Гиббса реакции уравнением , следовательно, .

Воспользовавшись справочными значениями стандартных энергий Гиббса образования веществ, найдем DG 0 р-ции :

DG 0 р-ции =DG 0 (H 2 O (г))+DG 0 (Fe (к))-DG 0 (FeO (к))-DG 0 (H 2(г))= -228,61 кДж/моль + + 0 – (-244,3 кДж/моль) – 0 = 15,59 кДж = 15,59 × 10 3 Дж

К= =0,0018

Константа равновесия меньше единицы, следовательно, равновесие при 25 0 С (298 К ) смещено в сторону обратной реакции.

В состоянии равновесия DG 0 = 0. Так как DG 0 = DН 0 - TDS 0 , то равновесие установится при температуре T=DН 0 / DS 0 .

Воспользовавшись справочными значениями стандартных энтальпий образования веществ и стандартных энтропий, вычислим DН 0 р-ции и DS 0 р-ции .

DН 0 р-ции =DН 0 (Н 2 О (г))+DН 0 (Fe (к))- DН 0 (FeO (к)) -DН 0 (Н 2(г))= -241,82 кДж/моль+ + 0 – (- 263,7 кДж/моль) – 0 = 21,88 кДж.

DS 0 р-ции =S 0 (Н 2 О (г)) + S 0 (Fe (к)) - S 0 (FeO (к)) - S 0 (Н 2(г)) =

=0,1887 кДж/моль× К + 0,02715 кДж/моль× К – 0,05879 кДж/моль× К –

- 0,13058 кДж/моль× К = 0,02648 кДж/К.

Найдем значение температуры, при которой установится равновесие:

Т = 21,88 кДж : 0,02648 кДж/К = 826 К .

Похожая информация.

Задача 1. Дайте определение понятию скорость химической реакции. Опишите количественно (где это можно), как влия­ют на скорость реакции внешние условия (концентрация, тем­пература, давление). Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции Н 2 +С1 2 = 2НС1 при увеличении давления в 2 раза;

Решение.

Скоростью химической реакции u называют число элементарных актов взаимодействия, в единицу времени, в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций. Среднюю выражают изменением количества вещества n израсходованного или полученного вещества в единице объема V за единицу времени t. Концентрацию выражают в моль/л, а время в минутах, секундах или часах.

υ = ± dC/dt,

где C – концентрация, моль/л

Единица измерения скорости реакции моль/л·с

Если в некоторые моменты времени t 1 и t 2 концентрации одного из исходных веществ равна с 1 и с 2 , то за промежуток времени Δt = t 2 – t 1 , Δc = c 2 – c 1

Если вещество расходуется, то ставим знак «-», если накапливается – «+»

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, присутствия катализаторов, давления (с участием газов), среды (в растворах), интенсивности света (фотохимические реакции).

Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ . Каждому химическому процессу присуще определенное значение энергии активации Е а. Причем, скорость реакции. тем больше, чем меньше энергия активации.

Скорость зависит от прочности химических связей в исходных веществах. Если эти связи прочные, то Е а велика, например N 2 + 3H 2 = 2NH 3 , то скорость взаимодействия мала. Если Е а равна нулю, то реакция протекает практически мгновенно, например:

HCl (раствор) + NaOH (раствор) = NaCl (раствор) + H 2 O.

Решение.

Fe 2 O 3 (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO 2 (г)

3 моля СО 2 образуется, если в реакцию вступают 3 моля СО,

2 молей СО 2 — х

х = 2 моль, ⇒ исходная концентрация исх = pавн + 2 моль = 1 + 2 = 3 моль.

Задача 3.Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Как изменится ее скорость при охлаждении реакционной смеси от изменения температуры от 50 °С до 30 °С?

Задача 4. Рассчитайте скорость реакции между растворами хлорида калия и нитрата серебра, концентрации которых составляют соответственно 0,2 и 0,3 моль/л, а k=1,5∙10 -3 л∙моль -1 ∙с -1

Решение.

AgNO 3 + KCl = AgCl↓ + K NO 3

v = k··

v = 1,5∙10 -3 · 0,2 · 0,3 = 9·10 -5 моль/л·с

Таким образом скорость реакции равна v = 9·10 -5 моль/л·с

Задача 5. Как следует изменить концентрацию кислорода, чтобы скорость гомогенной элементарной реакции: 2 NО (г) +O 2(г) → 2 NО 2(г) не изменилась при уменьшении концентрации оксида азота (II) в 2 раза?

Решение .

2 NО (г) +O 2(г) → 2 NО 2(г)

Скорость прямой реакции равна:

υ 1 = k· 2 ·

При уменьшении концентрации NО в 2 раза скорость прямой реакции станет равной:

υ 2 = k· 2 · = 1/4·k· 2 ·

т.е. скорость реакции уменьшится в 4 раза:

υ 2 /υ 1 = 1/4·k· 2 · / k· 2 · = 4

Чтобы скорость реакции не изменилась концентрацию кислорода надо увеличить в 4 раза.

При условии, что υ 1 = υ 2

1/4·k· 2 ·х = k· 2 ·

Задача 6. При увеличении температуры с 30 до 45 о С скорость гомогенной реакции повысилась в 20 раз. Чему равна энергия активации реакции?
Решение.
Применяя , получим:
ln 20 = E a /8,31 · (1/303 – 1/318),
отсюда

E a = 160250 Дж = 160,25 кДж

Задача 7. Константа скорости реакции омыления уксусноэтилового эфира: СН 3 СООС 2 Н 5(р-р) + КОН (р-р) →СН 3 СООК (р-р) +С 2 Н 5 ОН (р-р) равна 0,1 л/моль∙мин. Начальная концентрация уксусноэтилового эфира была равна 0,01 моль/л, а щелочи – 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и в тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л.

Решение.

СН 3 СООС 2 Н 5(р-р) + КОН (р-р) →СН 3 СООК (р-р) +С 2 Н 5 ОН (р-р)

Скорость прямой реакции равна:

υ нач = k·[СН 3 СООС 2 Н 5 ]·[КОН]

υ нач = 0,1·0,01·0,05 = 5·10 -5 моль/л·мин

В тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л, его расход составит

[СН 3 СООС 2 Н 5 ] расход = 0,01 – 0,008 = 0,002 моль/л

Значит, в этот момент щелочи также израсходовалось [КОН] расход = 0,002 моль/л и ее концентрация станет равной

[КОН] кон = 0,05 – 0,002 = 0,048 моль/л

Вычислим скорость реакции в тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л, а щелочи 0,048 моль/л

υ кон = 0,1·0,008·0,048 = 3,84·10 -5 моль/л·мин

Задача 8. Как следует изменить объем реакционной смеси системы:
8NH 3(г) + 3Br 2(ж) →6NH 4 Br (к) + N 2(г) , чтобы скорость реакции уменьшилась в 60 раз?

Решение.

Чтобы уменьшить скорость реакции необходимо увеличить объем системы, т.е. уменьшить давление и, тем самым, уменьшить концентрацию газообразного компонента — NH 3 . Концентрация Br 2 при этом останется постоянной.

Начальная скорость прямой реакции была равна:

υ 1 = k· 8 ·

при увеличении концентрации аммиака скорость прямой реакции стала равной:

υ 2 = k· 8 · = k·x 8 · 8 ·

υ 2/ υ 1 = k·x 8 · 8 ·/k· 8 · = 60

После сокращения всех постоянных, получаем

Таким образом, чтобы уменьшить скорость реакции в 60 раз, надо увеличить объем в 1,66 раз.

Задача 9. Как повлияет на выход хлора в системе:
4HCl (г) +O 2(г) ↔2Cl 2(г) + 2H 2 О (ж) ; ΔН о 298 =−202,4кДж
а) повышение температуры; b) уменьшение общего объема смеси; c) уменьшение концентрации кислорода; d) введение катализатора?

Решение.

4HCl (г) +O 2(г) ↔2Cl 2(г) + 2H 2 О (ж) ; ΔН о 298 =−202,4кДж

1. ΔН о 298 ˂ 0, следовательно, реакция экзотермическая, поэтому, согласно принципу Ле-Шателье, при повышении температуры равновесие сместится в сторону образования исходных веществ (влево), т.е. выход хлора уменьшится.
2. При уменьшении давления, равновесие смещается в сторону реакции, идущей с увеличением числа молекул газообразных веществ. В данном случае в равновесие смещается сторону образования исходных веществ (влево), т.е. выход хлора также уменьшится.
3. Уменьшение концентрации кислорода также будет способствовать смещению равновесия влево и уменьшению выхода хлора.
4. Внесение катализатора в систему приводит к увеличению скорости как прямой, так и обратной реакций. При этом, изменяется скорость достижения состояния равновесия, но при этом константа равновесия не меняется и смещения равновесия не происходит. Выход хлора останется неизменным.

Задача 10. В системе: PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2
равновесие при 500 о С установилось, когда исходная концентрация PCl 5 , равная 1 моль/л, уменьшилась до 0,46 моль/л. Найдите значение константы равновесия при указанной температуре.

Решение.

PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2

Запишем выражение для константы равновесия:

К = · ̸

Найдем количество PCl 5, которое расходуется на образование PCl 3 и Cl 2 и их равновесные концентрации.

Расход = 1 – 0,46 = 0,54 моль/л

Из уравнения реакции:

Из 1 моль PCl 5 образуется 1 моль PCl 3

Из 0,54 моль PCl 5 образуется x моль PCl 3

x = 0,54 моль

Аналогично, из 1 моль PCl 5 образуется 1 моль Cl 2

из 0,54 моль PCl 5 образуется у моль Cl 2

у = 0,54 моль

К = 0,54·0,54/0,46 = 0,63.

Задача 11. Константа равновесия реакции: СОСl 2(г) ↔ СО (г) +С1 2(г) равна 0,02. Исходная концентрация СОCl 2 составила 1,3 моль/л. Рассчитайте равновесную концентрацию Сl 2 . Какую исходную концентрацию СОCl 2 следует взять, чтобы увеличить выход хлора в 3 раза?

Решение.

СОСl 2(г) ↔ СО (г) +С1 2(г)

Запишем выражение для константы равновесия :

К = [СО]· ̸ [СОСl 2 ]

Пусть [СО] равн = равн = х, тогда

[СОСl 2 ] равн = 1,3 – х

Подставим значения в выражение для константы равновесия

0,02 = х·х/(1,3 — х)

Преобразим выражение в квадратное уравнение

х 2 + 0,02х – 0,026 = 0

Решая уравнение, находим

Значит, [СО] равн = равн = 0,15 моль/л

Увеличив выход хлора в 3 раза получим:

Равн = 3·0,15 = 0,45 моль/л

Исходная концентрация [СОСl 2 ] исх2 при этом значении Cl 2 равна:

[СОСl 2 ] равн2 = 0,45·0,45/0,02 = 10,125 моль/л

[СОСl 2 ] исх2 = 10,125 + 0,45 = 10,575 моль/л

Таким образом, чтобы увеличить выход хлора в 3 раза, исходная концентрация СОCl 2 должна быть равна [СОСl 2 ] исх2 = 10,575 моль/л

Задача 12. Равновесие в системе H 2(г) + I 2(г) ↔ 2HI (г) установилось при следующих концентрациях участников реакции: HI – 0,05 моль/л, водорода и иода – по 0,01 моль/л. Как изменятся концентрации водорода и иода при повышении концентрации HI до 0,08 моль/л?

Решение.

H 2(г) + I 2(г) ↔ 2HI (г)

Найдем значение константы равновесия данной реакции:

К = 2 ̸ ·

К = 0,05 2 ̸ 0,01 · 0,01 = 25

При увеличении концентрации HI до 0,08 моль/л, равновесие сместится в сторону образования исходных веществ.

Из уравнения реакции видно, что образуется 2 моль HI, 1 моль H 2 и 1 моль I 2.

Обозначим новые равновесные концентрации через неизвестную х.

Равн2 = 0,08 — 2х равн2 = равн2 = 0,01 + х

Найдем х с помощью выражения для константы равновесия:

К = ( 0,08 — 2х) 2 ̸ [(0,01 + х) · (0,01 + х)] = 25

Решая уравнения находим:

Равн2 = равн2 = 0,01 + 0,004 = 0,0014 моль/л

Задача 13. Для реакции: FeO (к) + CO (г) ↔Fe (к) + CO 2(г) константа равновесия при 1000 о С равна 0,5. Начальные концентрации СО и СО 2 были соответственно равны 0,05 и 0,01 моль/л. Найдите их равновесные концентрации.

Решение.

FeO (к) + CO (г) ↔Fe (к) + CO 2(г)

Запишем выражение для константы равновесия :

К = [СО 2 ] ̸ [СО]

Пусть равновесные концентрации равны:

[СО] равн = (0,05 – х) моль/л [СО 2 ] равн = (0,01 + х) моль/л

Подставим значения в выражение для константы равновесия:

К = (0,01 + х)/(0,05 – х) = 0,5

Решая уравнение, найдем х:

[СО] равн = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/л [СО 2 ] равн = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л

Категории ,