Хімічна рівновага

  • Раніше ми розглядали хімічні реакції, умовно вважаючи, що вони йдуть до кінця, тобто реагенти повністю перетворюються на продукти реакції. Насправді ж такий стан справедливий лише для деяких реакцій, які називають необоротними. Це реакції

    1) в розчинах, що супроводжуються утворенням газоподібного або практично нерозчинного продукту;

    ВаСl2 + Н24 = ВаSО4 + 2НСl

    2СО3 + 2 НСl = 2 NаСl + Н2О + CO2

    2) утворюється слабкий електроліт, наприклад вода:.

    НСl + NаОН = Н2О + NаСl

    3) реакція супроводжується великим виділенням енергії, наприклад горіння магнію:

    Mg + 1/2 О2 = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль.

    Хімічні реакції, що протікають тільки в одному напрямку і завершуються повним перетворенням вихідних речовин у продукти реакції, називаються необоротними.

    Більшість хімічних процесів є оборотними, наприклад, одночасно з утворенням амоніаку з азоту і водню

    N2 + 3H2 = 2 NH3

    відбувається процес розкладання амоніаку на азот і водень

    2 NH = N2 + 3H2.

    Такі реакції називають оборотними, а між лівою і правою частинами рівняння реакції ставлять знак «⇄»

    N2 + 3H2 ⇄ 2 NH3.

    Хімічні реакції, що одночасно протікають в двох взаємно протилежних напрямках, називаються оборотними.

    Реакція, що відбувається між речовинами, які записані в лівій частині рівняння, називають прямою, а протилежну реакцію — зворотньою.

    В ході реакції концентрація вихідних речовин поступово зменшується, а концентрація продуктів реакції збільшується. Відповідно швидкість прямої реакції знижується, а зворотної — підвищується.  З часом буде досягнуто стан, при якому швидкості прямої і зворотної реакцій стануть однаковими, а концентрації реагентів і продуктів реакції перестануть змінюватися (Мал. 1).

    Мал. 1. а) Зміна швидкостей прямої і зворотної реакції з часом;

    б) Зміна концентрації реагентів і продуктів з часом.

    Стан системи, при якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції, називається хімічною рівновагою.

    Концентрації реагентів і продуктів, що відповідають стану рівноваги, називаються рівноважними. 

    Незмінність концентрації реагентів і продуктів після встановлення рівноваги не означає, що в системі припинилися процеси взаємодії. Вони йдуть безперервно.

    Наприклад, якщо суміш водню і йоду нагрівати при 410 ° С в закритій посудині, то 78% вихідних реагентів перетворюються на гідроген йодид. За цих же умов 22 % гідроген йодиду розпадається на водень і йод. Як в першому, так і в другому випадку встановлюється стан, який за даної температури характеризується постійним співвідношенням кількості водню, йоду і гідроген йодиду.

    Зауважимо, що повністю необоротних реакцій немає, і будь-який з незворотних процесів, , може бути перетворений в оборотний. Наприклад, розкладання кальцій карбонату — реакція необоротна, якщо здійснюється у відкритій системі, тобто в системі, в якій можливе видалення карбон(IV) оксиду зі сфери реакції

    СаСО3 = СаО + СО2.

    Разом з тим при здійсненні тієї ж реакції в замкнутій системі процес розкладання кальцій карбонату  йде лише до того часу, поки в системі не встановиться цілком певний тиск, що перешкоджає подальшому розкладанню. В такому випадку ця реакція стає оборотною

    СаСО3 ⇄ СаО + СО2.

  • Розглянемо швидкості прямої і зворотної реакцій в стані хімічної рівноваги. Як приклад візьмемо деяку умовну реакцію:

    аА + bВ ⇄ сС + dD

    Швидкість прямої реакції виражається кінетичним рівнянням:

    v1 = k1CAa ∙CBb,

    а швидкість зворотної —

    v2 = k2CCc ∙CDd.

    Позначимо рівноважні концентрації речовин символами: [А], [В], [С] і [D]

    Оскільки  в стані рівноваги v1 = v2 , то k1[A]a[B]b = k2[C]c[D]d

    то відношення констант швидкостей прямої і зворотної реакцій, що є  постійною величиною і отримала назву константи хімічної рівноваги, можна обчислити за формулою:

    .

    Подібно константам швидкості прямої і зворотної реакцій, константа хімічної рівноваги також залежить від температури.

    Це рівняння є математичним виразом закону діючих мас для стану хімічної рівноваги.

    Відношення добутків рівноважних концентрацій продуктів реакції і реагентів, зведених в ступені їх стехіометричних коефіцієнтів в рівнянні реакції, становить постійну величину при постійній температурі.

    Наприклад, для процесу

    2NО + O2 ⇄ 2NO2

    константа рівноваги дорівнює:

    .

    Константу хімічної рівноваги при певній температурі можна розрахувати з експериментальних даних, визначивши при цій температурі рівноважні концентрації реагентів і продуктів.

    Якщо відома константа рівноваги, то можна розрахувати рівноважні концентрації речовин або ступінь перетворення реагентів в продукти реакції при заданому початковому складі.

    Чисельне значення константи рівноваги вказує на повноту протікання процесу в прямому або зворотному напрямку.

    Наприклад, константа рівноваги  реакції окиснення міді катіонами Аргентуму

    Cu(тв) + 2Ag+(р-н) ⇄Cu2+(р-н) + 2Ag(тв)

    дорівнює Кр = 2∙1015. Це означає, що швидкість прямої реакції у багато разів більше швидкості зворотної, і тому мідь, занурена в розчин солі Аргентуму, практично повністю витісняє срібло у вигляді металу.

    Значення константи рівноваги реакції розчинення барій сульфату

    BaSO4(тв) ⇄ Ba2+(р-н) + SO42-(р-н)

    Кр = 1,1·10-10  вказує на те, що в стані рівноваги барій сульфат лише в незначній мірі переходить в розчин у формі іонів.

    Константа рівноваги не залежить від дії каталізатору.

    Каталізатор прискорює в однаковій мірі швидкість прямої і зворотної реакцій.

    Каталізатор прискорює процеси досягнення рівноваги, за рахунок пропорційного зниження енергій активації прямого і зворотного процесів.

  • Стан хімічної рівноваги при незмінних зовнішніх умовах може зберігатися як завгодно довго до того часу, поки не змінюються зовнішні умови. Зміна температури, тиску або концентрації реагентіві виводять систему зі стану рівноваги.

    Як тільки в системі порушується рівновага, швидкості прямої і зворотної реакцій стають неоднаковими і в системі переважно протікає процес, який знову викликають стан рівноваги, але вже відповідає новим умовам.

    Напрям зміщення хімічної рівноваги визначається загальним положенням, відомим як принцип Ле Шательє (1884 р.):

    якщо на систему, що знаходиться в стані рівноваги, впливати ззовні,  змінюючи якийсь із факторів, що визначають положення рівноваги, то в системі посилиться той напрямок процесу, який послаблює цей вплив.

    Вплив зміни температури.

    При підвищенні температури прискорюються як пряма, так і зворотна реакції, але по різному. Як правило, ендотермічний процес прискорюється в більшою мірою, ніж екзотермічний, а при зниженні температури  швидше протікає екзотермічна. Тому

    при підвищенні температури рівновага зміщується в бік ендотермічної реакції, а при зниженні — в бік екзотермічної (відео 1)

    Чим більший тепловий ефект реакції, тим сильніший вплив температури на зміщення рівноваги.

    Вплив зміни тиску.

    При підвищенні тиску рівновагу реакції зміщується в напрямку утворення речовин, що займають менший об’єм, і, навпаки, зниження тиску сприяє процесу, що супроводжується збільшенням об’єму. Тому

    при підвищенні тиску хімічна рівновага зміщується в бік утворення меншої кількості молекул газуватих речовин, а при зниженні тиску — вбік збільшення кількості молекул газів. 

    Наприклад, перетворення нітроген(ІV) оксиду на його димер, яка відбувається в газовій фазі,

     2 NO2(г)  ⇄ N2O4(г)

    призводить до зменшення кількості молекул газоподібних речовин, а значить до пониження тиску, а зворотня реакція перетворення N2O4  у NO2 — до збільшення кількості молекул і  підвищення тиску.

    За кімнатної температурі NO2 — газ темно-коричневого кольору (його називають «бурим» газом). Продукт його димеризації N2O— безбарвний. Обидва гази за звичайних умов присутні в суміші, тобто знаходяться в стані хімічної рівноваги. При зменшенні в такий системі тиску рівновага зсувається  — в бік утворення NOі суміш набуває більш темного кольору (відео 2).

    Вплив зміни концентрації.

    Якщо до системи, що знаходиться в стані рівноваги, додати хоча б одну з речовин, що беруть участь в реакції, то швидкості прямого і зворотного процесів зміняться, але таким чином, що система знову прийде в стан рівноваги. У цьому новому стані концентрації всіх речовин будуть відрізнятися від початкових, але співвідношення між ними,що визначається константою рівноваги, залишиться тим самим. Тобто, в рівноважній системі не можна змінити концентрацію тільки однієї речовини, не змінюючи концентрації всіх інших.

 

Завдання 1.

Запишіть  математичний вираз константи рівноваги для  реакції

2О(г) + 2С12(г) ⇄4НСl(г) + O2(г).

Розв’язання.

За законом діючих мас для стану хімічної рівноваги

Завдання 2.

Під час розкладання сульфур(VI) оксиду за деякої температури встановились рівноважні концентрації речовин: [О2] = 0,06 моль/л, [SO2] = 0,12 моль/л, [SO3] = 0,04 моль/л.

Визначте константу хімічної рівноваги реакці

Розв’язання.

Дано:

2] = 0,25 моль/л,

[SO2] = 0,31 моль/л,

[SO3] = 2,52 моль/л

Кр — ?

Складемо рівняння реакції

2SO3(г) ⇄ 2SO2(г) + О2(г)

Для визначення константи рівноваги ї використовуємо формулу закону діючих мас для стану хімічної рівноваги

 Кр = 0,122 · 0,06/0,042 = 0,54.

Обчислимо розмірність Кр: [моль/л]2·[моль/л]/[моль/л]2=[моль/л]

Відповідь: константа рівноваги реакції розкладання сульфур(VI) оксиду дорівнює 0,54 моль/л.

Завдання 3.

Під час окиснення амоніаку за деякої температури рівноважні концентрації амоніаку, кисню і води відповідно дорівнюють 2,18 моль/л, 1,65 моль/л і 5,64 моль/л. Визначте рівноважну концентрацію азоту і початкові концентрації реагентів.

Дано:

[NН3] = 2,18 моль/л

2] = 1,65 моль/л

2О] = 5,64 моль/л

 [N2] — ?

C1(NН3) — ?

C12) — ?

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

Під час перебігу реакції в прямому напрямку до стану рівноваги відбувається зменшення концентрацій реагентів і збільшення концентрацій продуктів реакції, які згідно із законом збереження маси речовин визначаються  виразами:

для реагентів ΔС = C1 — [ ]

для продуктів ΔС = [ ] — C1,

де C1 — початкові концентрації, [ ] — рівноважні концентрації

Підпишемо під формулами реагентів і продуктів  у рівнянні реакції відомі значення концентрацій

  Визначимо, зміну концентрацій реагентів і продуктів реакції

 ΔС(Н2О) =[Н2О] — С12О) = 5,64 моль/л -0 = 5,64 моль/л

За рівнянням реакції

ΔС(N2) =2/6ΔС(Н2О) =1/3 · 5,64  = 1,88 (моль/л)

ΔС(NН3) =4/6ΔС(Н2О) =2/3 · 5,64 = 3,76 (моль/л)

ΔС(О2) =3/6ΔС(Н2О) =1/2 · 5,64  = 2,82 (моль/л)

Знайдемо рівноважну концентрацію

[N2] = ΔС(N2) — С1(N2) = 1,88 -0 = 1,88 (моль/л)

та вихідні концентрації

C1(NН3) = [NН3] + ΔС(NН3) = 2,18 + 3,76 = 5,94 (моль/л)

C12) = [О2] +ΔС(О2) = 1,65 + 2,82 = 4,47  (моль/л)

Відповідь: рівноважну концентрацію азоту — 1,88 моль/л, і початкові концентрації  амоніаку — 5,94 моль/л,  кисню — 4,47  моль/л.

Задача 4.

За деякої температури константа рівноваги реакції розкладання хлор(V) оксиду на хлор(ІІІ) оксид і хлор дорівнює 0,04. Розрахуйте рівноважні концентрації реагенту і продуктів, якщо в реактор об’ємом 5 л ввели 6 моль хлор (V) оксиду.

Розв’язання.

Дано:

V= 5 л,

n(PCl5) = 6 моль,

Кр = 0,04

[PCl5] — ?

[PCl3] — ?

[Cl2] — ?

Визначимо початкову концентрацію хлор(V) оксиду

 С(PCl5) = n(PCl5)/V =  6 моль/5 л = 1,2 моль/л

Складемо рівняння реакції і виразимо рівноважні концентрації речовин через зміну концентрацій

Для визначення рівноважних концентрацій використовуємо формулу закону діючих мас для стану хімічної рівноваги

 х2/(1,2 -х)=0,04 

Розв’язуємо квадратне рівняння і отримуємо х = 0,2 (моль/л) (концентрація не може бути від’ємним числом.)

[PCl5] =1,2 — х = 1 (моль/л)

[PCl3] = [Cl2] = х = 0,2 моль/л.

Відповідь: рівноважні концентрації хлор(V) оксиду — 1 моль/л, хлор(ІІІ) оксиду і хлору — по 0,2 моль/л..

 

1. Як вплине зниження температури  на рівновагу наступних реакцій

а) 3O2 ⇄ 2O3, ∆H0 = +184,6 кДж;
б) 2CO + O2 ⇄ 2CO2, ∆H0 = -566,0 кДж;
в) N2 + 3H2 ⇄ 2NH3, ∆H0 = -92,4 кДж;
г) 2SO2 + O2 ⇄ 2SO3, ∆H0 = -196,6 кДж;
д) 4HCl + O2 ⇄ 2H2O + 2Cl2, ∆H0 = -114,5 кДж?

Завдання 2.

Вкажіть реакції з числа наведених нижче, де зміна тиску не впливає на зміщення рівноваги:

1) CO(г) + Cl2(г) ⇄ COCl2(г);  ∆H0<0

2) H2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г);  ∆H0<0

3) CO2(г) + C(тв) ⇄ 2CO(г);  ∆H0>0

4) CO2(г) + H2(г) ⇄ CO(г) + H2O(г); ∆H0>0

5) 2NO2(г) ⇄ N2O4(г);  ∆H0<0

У яких з них рівновага зміститься праворуч при збільшенні температури системи?

Завдання 3.

Запишіть  математичний вираз константи рівноваги а вмзначте її розмівність для  реакцій

а) CO(г) + Cl2(г) ⇄ COCl2(г)
б) 3Fe(тв) + 4H2O(г) ⇄ Fe3O4(тв) + 4H2(г)

Завдання 4.

Реакція відбувається за рівнянням  А(г) + 2В(г) ⇄  2D(г). Початкова концентрація речовин А та В становить відповідно 2 моль/л та 1,8 моль/л. Через деякий час концентрація речовини А зменшилась на 20%, а система досягла стану хімічної рівноваги. Обчисліть:

а) рівноважну концентрацію речовини В;

б) у скільки разів зменшилась швидкість прямої реакції;

в) константу рівноваги реакції.

Завдання 5.

Реакція перебігає за рівнянням  А(г)(г)⇄ 2С(г) +2D(г). Вихідні концентрації реагентів  A−0,26 моль/л,

В − 0,18 моль/л, а рівноважнa концентрація А − 0,16 моль/л. Знайдіть рівноважні концентрації В,С і D, а також константу хімічної рівноваги.

Тест самоконтролю за темою «Хімічна рівновага»

Тест складається з 12 завдань, за допомогою яких можна перевірити і оцінити свої знання з теми “Ступінь окиснення хімічного елемента”.

Тест містить

7 завдань з вибором однієї правильної відповіді із чотирьох запропонованих, кожне таке завдання оцінюється в 0 або 2 тестових бали: 2 бали, якщо вказано правильну відповідь, 0 балів, якщо вказано неправильну відповідь;
2 завдання з вибором кількох правильних відповідей із п’яти запропонованих, яке оцінюється в 0 або 2 тестові бали: 2 бали, якщо завдання виконане правильно, 0 балів, якщо правильної відповіді не надано, або надані не всі правильні відповіді;
1 завдання на встановлення відповідності, яке оцінюється в 2, 4, 6 або 8 тестових балів: 2 бали за кожну правильно встановлену відповідність; 0 балів, якщо не вказано жодної правильної логічної пари;
1 завдання на встановлення правильної послідовності, кожне з яких оцінюється в 0, 2, 4 або 6 тестових балів: 6 балів, якщо правильно вказано послідовність всіх понять, 4 бали, якщо правильно вказано перше та останнє поняття, 2 бали, якщо правильно вказано перше або останнє поняття, 0 балів, якщо вказано неправильну відповідь;
1 завдання відкритої форми з короткою відповіддю, під час розв’язання яких треба вписати числовий результат. За виконання завдання цієї форми можна отримати 0 або 4 бали.
Максимально можливий бал за правильно виконаний тест – 36 балів.

Після проходження тесту Ви побачите частку вашого балу від максимально можливого.

Необходимо указать текст.
Необходимо указать текст.