химия. 05 Скорость и равновесие. Скорость и равновесие основы химической кинетики

• Название: Скорость и равновесие основы химической кинетики
• Анкор: химия
• Дата: 19.01.2022
• Размер: 319 Kb.
• Имя файла: 05 Скорость и равновесие.doc
• Тип: Документы; #335635
• страница: 3 из 3

2. КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ И СВЯЗЬ ЕЕ С ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИМИ ФУНКЦИЯМИ

Можно показать, что ΔrG⁰ (298К) = ΔrН⁰(298К) - Т ΔrS⁰(298К) = -RTlnK_р (4)
При замене натурального логарифма на десятичный (ln a = 2,303 lg a) получаем удобную для использования формулу:
ΔrG⁰ (298К) = ΔrН⁰(298К) - Т ΔrS⁰(298К) = -2,3RТlgK_р = -19,147ТlgK_р (5)
Константа равновесия не зависит от энергии активации. От нее зависит лишь время достижения состояния равновесия. Поэтому катализаторы не влияют на константу равновесия, а, снижая энергию активации ускоряют достижение равновесия.
Константа равновесия зависит от температуры, изменения энтальпии (теплового эффекта) реакции и от изменения энтропии. Не зависит от давления (если оно не слишком высокое) и от концентрации реагентов.
(6)
3. ПРИНЦИП ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ
Установившееся равновесие характеризуется определенными соотношениями концентраций веществ. Но состав равновесной смеси можно изменить, изменяя температуру системы, концентрации веществ и давление. Изменение состояния равновесия в результате изменения условий принято называть смещением химического равновесия.

Принцип Ле-Шателье позволяет предсказать, в какую сторону будет смещаться равновесие системы при изменении внешних условий.

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывают внешнее воздействие путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия (Т, V, P), то оно смещается в направление того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия.
1. Влияние температуры на состояние равновесия
1) Определение направления сдвига равновесия на основании принципа Ле-Шателье.

Направление сдвига равновесия зависит от знака изменения энтальпии в химической реакции. Повышение температуры ведет к сдвигу равновесия в ту сторону, которая идет с поглощением теплоты (т.е. эндотермической реакции), а понижение температуры ведет в сторону той реакции, которая протекает с выделением теплоты (экзотермической реакции). Следует только правильно определить знак теплового эффекта прямой и обратной реакций.

Например, для обратимого процесса:
4НCl _(г) + O_{2 (г)} <=> 2Cl_{2 (г)} + H₂O_(г) ; ∆_r H = -116,4 кДж,
прямая реакция является экзотермической, а обратная – эндотермической. Для такой реакции, повышение температуры сдвигает равновесие в сторону обратной, эндотермической реакции, а понижение температуры сдвигает равновесие в сторону прямой экзотермической реакции.
2. Влияние изменения концентраций (парциальных давлений) участников реакции на смещение равновесия.
Например, для реакции:

2SO_2(г) + O_2(г) <=> 2SO_3(г);
,
Увеличение концентрации кислорода приведет к увеличению скорости прямой реакции. Чтобы константа равновесия не изменилась, необходимо, чтобы соответственно увеличилась скорость обратной реакции, а это в свою очередь связано с возрастанием концентрации продукта, по сравнению с первоначальной величиной. Возрастание концентрации SO₃ после изменения условий означает сдвиг реакции вправо.
3. Влияние изменения общего давления в системе.
Давление оказывает влияние на положение равновесия только в системах, включающих газообразные вещества. В общем случае для реакции увеличение общего давления смещает равновесие в сторону меньшего числа моль газообразных веществ, а уменьшение давления, наоборот, сдвигает равновесие в сторону большего числа моль газов.
Для реакции: 2SO_2(г) + O_2(г) <=> 2SO_3(г);

3 моль ↔ 2 моль

С увеличением общего давления равновесие смещается в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования меньшего числа моль газов. С уменьшением общего давления равновесие смещается в сторону обратной реакции, т.е. в сторону образования большего числа моль газов.
Если реакция протекает без изменения числа моль газов, то изменение общего давления практически не влияет на состояние равновесия.
Например, увеличение общего давления не оказывает влияния на смещение равновесия в реакции:

Н_{2 (г)} + I _{2 (г)} <=> 2HI _(г)

2 моль ↔ 2 моль


УРОВЕНЬ В

1. 
   При погружении цинковой пластины в раствор хлороводородной кислоты за одно и то же время при температуре 293 К выделилось 8 см³ водорода, а при температуре 303 К – 17 см³ водорода. Водород собран над водой при давлении 740 мм рт. ст. Давление паров воды составляет 17,54 мм рт. ст. Рассчитать энергию активации протекающей реакции.
   

Дано: Т1 = 293 К, Т2 = 303 К, = 8 см3, = 17 см3, = 21,07 мм рт.ст., P = 740 мм рт.ст.	РЕШЕНИЕ: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ Из уравнения выражаем энергию активации (5.3)

Скорость гетерогенной реакции определяем по уравнению:

, моль/(см²·мин) (5.4)

где – количество моль выделяющегося водорода;

S – площадь цинковой пластины, см²;

τ – время протекания реакции, мин.

_{Определяем отношение скоростей выделения водорода при двух различных температурах (площадь пластины и время протекания реакции постоянны):}

= : = (5.5)

_{По уравнению Менделеева-Клапейрона}

P ∙ V = n ∙ R∙T , а так как P = (Р – P ), то

(P – P )∙V = n R∙T, (5.6)

где Р – общее давление газов , мм. рт. ст;

P – давление насыщенного водяного пара при температуре опыта, мм. рт. ст.;

V – объем выделившегося водорода, см³;

Т – температура опыта, К;

R – универсальная газовая постоянная.

Из уравнения (5.6) n = (Р – P ) ∙V / R∙T (5.7)

_{Подставив выражение (5.7) для температур Т1и Т2 в отношение (5.5), получим}

= :

= = = 2,055

откуда = 53104 Дж/моль =

= 53,1 кДж/моль

Ответ: = 53,1 кДж/моль.

2. 
   На основании принципа Ле Шателье определить, в каком направлении сместится равновесие:
   

2SO_2(г) + O_2(г) <=> 2SO_3(г), = -284,2 кДж, при:

а) понижении температуры, б) повышении концентрации SO_3, в) повышении давления. Записать выражение для константы равновесия реакции. Ответы обосновать.

Дано: Уравнение реакции, = – 284,2 кДж Определить направление смещения равновесия при изменении Т, Р,

РЕШЕНИЕ: Выражение константы равновесия реакции может быть приведено в зависимости от равновесных парциальных давлений газообразных участников реакции (5.8) или от их равновесных концентраций (5.9):

(5.8)

. (5.9)

а) Выражение зависимости константы равновесия от термодинамических характеристик реакции имеет вид:

-2,3RTlgK_P = – T^. , откуда

Смещение равновесия реакции при изменении температуры зависит от знака изменения стандартной энтальпии реакции . Так как <0, то при понижении температуры показатель степени будет возрастать, а значит и значение К_рбудет возрастать. возрастает при увеличении числителя и уменьшении знаменателя, а это возможно при протекании прямой реакции, т.е равновесие

2SO_2(г) + O_2(г) <=> 2SO_3(г) будет смещено вправо (→).

б) Константа равновесия остается величиной постоянной при любом изменении концентрации участников реакции. Поэтому при повышении концентрации SO₃(числитель) при неизменном значении К_c должны автоматически возрасти концентрации исходных веществ (знаменатель), а это возможно при протекании обратной реакции, т.е. в этом случае равновесие сместится влево (←).

в) В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение давления смещает равновесие в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением давления или уменьшением суммарного числа моль газообразных веществ.





Следовательно, при повышении давления равновесие системы смещается вправо (→).

2. 
   Вычислить константу равновесия для гомогенной системы 4NH_3(г) +3O_2(г) <=> 2N_2(г) + 6H₂O_(г), если исходные концентрации NH_3(г) и O_2(г) соответственно равны 6,0 и 5,0 моль/л, а равновесная концентрация N_2(г) равна 1,8 моль/л.
   

Дано: Уравнение реакции, = 6.0 моль/л, моль/л, [N2] = 1,8 моль/л	РЕШЕНИЕ: . (5.11) Расчет количеств прореагировавших и образовавшихся при установлении равновесия веществ проводится по уравнению реакции.
Kс – ?

Равновесная концентрация исходных веществ равна разности исходной концентрации и концентрации прореагировавших веществ. Равновесная концентрация продуктов реакции равна количеству образовавшихся продуктов реакции, т.к. в исходном состоянии их количество было равно нулю.

Обозначим через х количество моль прореагировавших или образовавшихся веществ. Тогда, с учетом коэффициентов в уравнении реакции, отношения концентраций во второй строке под уравнением реакции равны: ( : : : = 4:3:2:6).

Последовательность расчетов равновесных концентраций веществ, участвующих в реакции, показана ниже:

	4NH3 + 3O2 <=> 2N2 + 6H2O
Исходная концентрация веществ, моль/л	6,0	5,0		0	0
Прореагирова-ло, моль/л	4х	3 х	Обра-зовалось, моль/л	2х	6 х
Равновесная концентрация веществ, моль/л	6,0 -4 х	5,0–3х		2х	6х

По условию задачи равновесная концентрация N₂ равна 1,8 моль/л. В то же время [N₂] = 2х. Следовательно, 2х = 1,8,

а х = 0,9. Тогда равновесные концентрации веществ равны, моль/л:

[NH₃] = 6,0 – 4·0,9 = 2,4 моль/л,

[O₂] = 5,0 – 3·0,9 = 2,3 моль/л,

[N₂] = 1,8 моль/л,

[H₂O] = 6,0·0,9 = 5,4 моль/л. K_c = 198,95.

Ответ: K_с= 198,95.