В какую сторону сместится равновесие n204 2n02 при повышении давления
Содержание статьи
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
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.
- Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
- Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
- Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
- К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон — как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
- В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.
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.
Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:
2NO(г) + O2(г) → 2NO2(г); ΔHо298 = — 113,4 кДж/моль.
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.
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.
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.
Для химической реакции:
2NO(г) + O2(г) → 2NO2(г)
константа химической реакции Кс есть отношение:
Кс = [NO2]2/([NO]2 · [O2]) (1)
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:
ΔGTо = — RTlnK (2)
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.
2CO(г) + O2(г) →2CO2(г)
Вещество | CO | O2 | CO2 |
| Сисходн, моль/л | 0,52 | 0,48 | |
| Спрореагир,моль/л | 0,32 | 0,16 | 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
3 H2 (г) + N2 (г) →2 NH3 (г) при 298 К.
Решение.
ΔG298о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·103 Дж.
ΔGTо = — RTlnK.
lnK = 33,42·103/(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 105.
Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе
H2(г) + I2(г) →2HI(г),
если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H2 , I2 и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.
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 ΔНоТ » ΔНо298, а ΔSоT » ΔSо298.
Решение.
Если К = 1, то ΔGоT = — RTlnK = 0;
ΔGоT = ΔНо298 — ТΔ Sо298 .
ΔНо298 = -202 — (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 103 Дж;
ΔSо298 = 239,7 — 218,7 — 130,52 = -109,52 Дж/К;
0 = — 86100 — Т·(-109,52)
Т = 786,15К
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.
SO2(г) + Cl2(г) →SO2Cl2(г)
| 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 |
Тогда получаем:
(х + 1)/(2 — х)2 = 4
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.
1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.
1) 2 NH3 (г) → 3H2 (г) + N2 (г)
2) ZnCO3 (к) → ZnO(к) + CO2 (г)
3) 2HBr (г) → H2 (г) + Br2 (ж)
4) CO2 (г) + C (графит) →2CO (г)
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:
2HBr (г) →H2 (г) + Br2 (г)
составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H2] = 0,6 моль/л, [Br2] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.
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.
4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса
CO2(г) + C(графит) →2CO(г)
становится равной 1. Примите, что ΔНоТ≈ΔНо298, а ΔSоT≈ΔSо298
5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:
С2Н4(г) →С2Н2(г) + Н2(г)при 298 К
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:
СО2(г) + 3Н2(г) → СН3ОН(г) + Н2О(г)
равна 3,4·10-5. Вычислите Δ Gо500.
8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С6Н14(г)+ 2С3Н6(г)+Н2(г) равна 8,71. Определите ΔGоf,800(С3Н6(г)), если ΔGоf,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
Химическое равновесие
Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.
В большом количестве заданий, которые мне довелось увидеть, я ни один раз видел, как коверкают это определение. Например, в заданиях верно-неверно предлагают похожий вариант, однако говорят о «равенстве концентраций исходных веществ и продуктов» — это грубая ошибка. Химическое равновесие — равенство скоростей.
Принцип Ле Шателье
В 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье был предложен принцип, согласно которому, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то система будет стремиться компенсировать внешнее воздействие.
Это принцип обоснован термодинамически и доказан. Однако в такой абстрактной формулировке его сложно применить для решения конкретных задач по химическому равновесию. В этой статье я покажу конкретные примеры и обозначу алгоритм действия, чтобы вы могли успешно справляться с заданиями.
Влияние изменения концентрации на химическое равновесие
При увеличении концентрации какого-либо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие: равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента.
Объясню проще: если вы увеличиваете концентрацию вещества, которое находится в левой части, равновесие сместится в правую сторону. Если добавляете вещество из левой части (продуктов реакции) — смещается в сторону исходных веществ. Посмотрите на пример ниже.
Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить «пустое» место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере:
Можно подвести итог полученным знаниям таким образом: «Куда добавляем — оттуда смещается, откуда берем — туда смещается». Воспользуйтесь этой или придумайте свое правило для запоминания этой закономерности 😉
Изменения давления и химическое равновесие
Если речь в задании идет об изменении давления, то первое, что нужно сделать, это посчитать количество газов в уравнении слева и справа. Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например:
CO2(г) + С(тв) ⇄ 2CO(г) — Q
В приведенном уравнении количество молекул газа в левой части — 1, в правой — 2.
Запомните правило: «При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления — в сторону больших газов». Для нашей системы правило действует таким образом:
В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:
H2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г) — Q
Слева — 2 газа, и справа — 2. В такой реакции увеличение или уменьшение давления не повлияет на химическое равновесие.
Изменение температуры и химическое равновесие
Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или эндотермическая.
Следуйте следующему правилу: «При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при уменьшении — в сторону экзотермической реакции». У любой обратимой реакции есть экзо- и эндотермические части:
Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:
Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.
Катализатор и ингибитор
Действие катализатора и ингибитора соответственно касается только ускорения и замедления химической реакции. Они никоим образом не влияют на равновесие.
Константа равновесия
Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа равновесия будет записана следующим образом:
Решим задачу. Дана реакция: 2NO + Cl2 ⇄ 2NOCl . Вычислите константу равновесия, если равновесные концентрации веществ для данной реакции: c(NO) = 1.8 моль/л , c(Cl2) = 1.2 моль/л , c(NOCl) = 0.8 моль/л.
Константу равновесия для данной задачи можно представить в виде 1.64 * 10-1.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
24 задание ЕГЭ по химии: теория и примеры
Задание 24 вызвало немало споров и вопросов после ЕГЭ 2020. Классическое задание, связанное со смещением химического равновесия, оказалось вдруг невероятно сложным — многие выпускники получили за него ноль баллов. В этой статье мы разберем 24 задание ЕГЭ по химии и научимся справляться с его усложненной версией.
Что такое равновесие?
Чтобы решить 24 задание ЕГЭ по химии, для начала вспомним, что такое равновесие и как его смещать.
Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.
Записав уравнение химической реакции в тетради, мы можем понять, какое количество реагентов вступает в эту реакцию, какие продукты мы получаем. Но на практике превращения далеки от идеала. Вещества реагируют не полностью, образуются отходы, возникают потери. Смещение равновесия позволяет регулировать течение реакции так, как этого требует производственный процесс.
Мы будем сталкиваться с понятиями «смещение в сторону прямой реакции» или «в сторону продуктов». Это означает, что в результате реакции мы сможем получить больше продуктов, то есть увеличить выход.
«Смещение в сторону обратной реакции» или «в сторону реагентов» позволяет уменьшить выход продуктов, уменьшить их выход и тем самым увеличить выход обратной реакции.
В 1884 году французский химик Анри Ле Шателье сформулировал принцип, согласно которому, при воздействии на систему, находящуюся в состоянии равновесия (температура, давление, концентрация), система стремится компенсировать внешнее воздействие.
- При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления — в сторону больших газов;
- При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при уменьшении — в сторону экзотермической реакции;
- При увеличении концентрации реагентов равновесие смещается в сторону продуктов реакции и наоборот.
Посмотрим, как в 2020 году изменили варианты ответов, сделав это задание «суперсложным» (на самом деле нет).
Самостоятельно подготовиться к ЕГЭ непросто. На то, чтобы разобраться со всеми темами, понадобится много времени. Но и это не решит проблему! Например, если вы запомнили какое-то решение из интернета, а оно оказалось неправильным, можно на пустом месте потерять баллы. Если хотите научиться решать все задания ЕГЭ по химии, обратите внимание на онлайн-курсы MAXIMUM! Наши специалисты уже проанализировали сотни вариантов ЕГЭ и подготовили для вас вас максимально полезные занятия.
Приходите к нам на консультацию — вы сможете пройти диагностику по выбранным предметам ЕГЭ, поставить цели и составить стратегию подготовки, чтобы получить на экзамене высокие баллы. Все это абсолютно бесплатно!
Пример 1
Установите соответствие между видом воздействия на равновесную систему и направлением смещения химического равновесия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
CO32- + H2O ⇄ HCO3- + OH- — Q
| ВОЗДЕЙСТВИЕ А) добавление кислоты Б) повышение температуры В) добавление катализатора Г) разбавление раствора | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ 1) в сторону прямой реакции 2) в сторону обратной реакции 3) практически не смещается |
Решение
А) Добавление кислоты. Видим, что в нашей реакции нет никакой кислоты. Будет ли изменяться равновесие в системе? Конечно, ведь кислота всегда реагирует со щелочью, а за щелочь в реакции отвечают гидроксид-ионы. Равновесие смещается в сторону протекания реакции, то есть вправо.
Б) Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, то есть туда, где теплоты меньше. В сторону прямой реакции.
В) Катализатор не влияет на положение равновесия.
Г) Разбавление раствора — это то же самое, что и добавление воды. А увеличение концентрации реагента смещает равновесие в сторону образования продуктов.
Ответ: 1131.
Если вам все же достанется добавление твердого вещества в качестве воздействия на равновесную систему, помните:
- Твердое нерастворимое вещество не влияет на равновесие.
- Твердое растворимое вещество диссоциирует на ионы. Увеличение концентрации ионов может повлиять на равновесие.
- Твердое растворимое вещество может взаимодействовать с одним из участников реакции. В таком случае равновесие сместится в сторону протекания реакции.
Пример 2
Установите соответствие между видом воздействия на равновесную систему и направлением смещения химического равновесия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
NH3(г) + H2O(ж) ⇄ NH4+(р-р) + OH-(р-р)
| ВОЗДЕЙСТВИЕ А) добавление хлорида калия Б) повышение давления В) добавление катализатора Г) добавление твердой щелочи | НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ 1) в сторону прямой реакции 2) в сторону обратной реакции 3) практически не смещается |
Решение
Начнем с уже привычных нам давления и катализатора. Катализатор не влияет на смещение равновесия (ответ 3), а повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего количества газов, то есть в сторону прямой реакции (ответ 1).
Теперь обратимся к варианту А. Хлорид калия — растворимое вещество, значит, в растворе будет диссоциировать на ионы калия и хлорид-ионы. Но ни те, ни другие не будут взаимодействовать с нашими участниками реакции. Следовательно, KCl не влияет на равновесие системы.
В варианте Г нам предлагают рассмотреть добавление твердой щелочи. Здесь легко попасть в ловушку, ведь твердые вещества не смещают равновесие. Но не стоит забывать, что любая щелочь — это растворимое основание, а значит, она продиссоциирует в водном растворе на ионы Н+ и ОН-, тем самым увеличивая концентрацию гидроксид-ионов. А при увеличении продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции — ответ 2.
Так мы получили ответ 3132.
Как видите, задание 24 ЕГЭ по химии не стало сложнее! Для его успешного выполнения вам необходимо вспомнить принцип Ле Шателье, а также обратить внимание на растворимость твердых веществ, если они присутствуют. Если хотите разобраться с остальными темами, обязательно приходите к нам на бесплатную консультацию. И удачи в подготовке!
Источник