Константа равновесия реакции feo co

Константа равновесия химической реакции

Количественная характеристика, показывающая направление реакции и смещение концентрации веществ, называется константой равновесия химической реакции. Константа равновесия зависит от температуры и природы реагентов.

Обратимые и необратимые реакции

Все реакции можно разделить на два типа:

  • обратимые, одновременно протекающие в двух взаимно противоположных направлениях;
  • необратимые, протекающие в одном направлении с полным расходом хотя бы одного исходного вещества.

При необратимых реакциях обычно образуются нерастворимые вещества в виде осадка или газа. К таким реакциям относятся:

Рис. 1. Образование осадка BaSO4.

Обратимые реакции возможны только в определённых неизменных условиях. Исходные вещества дают новое вещество, которое тут же распадается на составные части и собирается вновь. Например, в результате реакции 2NO + O2 ↔ 2NO2 оксид азота (IV) легко разлагается на оксид азота (II) и кислород.

Равновесие

Через определённое время скорость обратимой реакции замедляется. Достигается химическое равновесие – состояние, при котором не происходит изменения концентрации исходных веществ и продуктов реакции с течением времени, так как скорость прямой и обратной реакций уравниваются. Равновесие возможно только в гомогенных системах, то есть все реагирующие вещества являются либо жидкостями, либо газами.

Рассмотрим химическое равновесие на примере реакции взаимодействия водорода с йодом:

  • прямая реакция – H2 + I2 ↔ 2HI;
  • обратная реакция – 2HI ↔ H2 + I2.

Как только смешиваются два реагента – водород и йод – йодоводорода ещё не существует, так как простые вещества только вступают в реакцию. Большое количество исходных веществ активно реагируют друг с другом, поэтому скорость прямой реакции будет максимальной. При этом обратная реакция не протекает, и скорость её равна нулю.

Скорость прямой реакции можно выразить графически:

νпр = kпр ∙ ∙ ,

где kпр – константа скорости прямой реакции.

Со временем реагенты расходуются, их концентрация снижается. Соответственно, скорость прямой реакции уменьшается. Одновременно с этим увеличивается концентрация нового вещества – йодоводорода. При накоплении он начинает разлагаться, и скорость обратной реакции повышается. Её можно выразить как

νобр = kобр ∙ 2.

Йодоводород в квадрате, так как коэффициент молекулы равен двум.

В определённый момент скорости прямой и обратной реакции уравниваются. Наступает состояние химического равновесия.

Рис. 2. График зависимости скорости реакции от времени.

Равновесие можно сместить либо в сторону исходных веществ, либо в сторону продуктов реакции. Смещение под воздействием внешних факторов называется принципом Ле Шателье. На равновесие влияют температура, давление, концентрация одного из веществ.

Расчёт константы

В состоянии равновесия обе реакции идут, но при этом концентрации веществ находятся в равновесии (образуются равновесные концентрации), так как уравновешенны скорости (νпр = νобр).

Химическое равновесие характеризуется константой химического равновесия, которая выражается сводной формулой:

Kp = kпр / kобр = const.

Константы скорости реакции можно выразить через соотношение скорости реакции. Возьмём условное уравнение обратной реакции:

aA + bB ↔ cC + dD.

Тогда скорости прямой и обратной реакции будут равны:

  • νпр = kпр ∙ pa ∙ pb
  • νобр = kобр ∙ pc ∙ pd.

Соответственно, если

νпр = νобр,

то

kпр ∙ pa ∙ pb = kобр ∙ pc ∙ pd.

Отсюда можно выразить соотношение констант:

kобр / kпр = pc ∙ pd / pa ∙ pb.

Это соотношение равно константе равновесия:

Kp = pc ∙ pd / pa ∙ pb.

Рис. 3. Формула константы равновесия.

Величина показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции.

Что мы узнали?

Реакции в зависимости от конечных продуктов классифицируются на обратимые и необратимые. Обратимые реакции протекают в обе стороны: исходные вещества образуют конечные продукты, которые разлагаются на исходные вещества. В ходе реакции скорости прямой и обратной реакций уравновешиваются. Такое состояние называется химическим равновесием. Оно может быть выражено как соотношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению разновесных концентраций исходных веществ.

Тест по теме

Оценка доклада

Обратимые реакции. Константа равновесия

Химические реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные, называются необратимыми. Реакций этого типа очень мало, большинство реакций являются обратимыми. В обратимых реакциях образовавшиеся вещества взаимодействуют между собой, превращаясь в исходные, т. е. такие реакции могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. В уравнениях обратимых реакций вместо знака = используется знак «.

Рассмотрим гомогенную обратимую реакцию

A + B » C + D. (5.1)

Реакция, направленная слева направо, называется прямой, а противоположная – обратной. Согласно закону действия масс скорость прямой реакции определяется выражением

vпр = kпр × CA × CB, (5.2)

а скорость обратной реакции – выражением

vобр = kобр × CC × CD. (5.3)

В начальный момент времени t скорость прямой реакции максимальна, со временем она уменьшается, так как расходуются исходные вещества А и В. Напротив, скорость обратной реакции со временем возрастает, так как накапливаются вещества С и D (рис. 3). Через некоторое время tравн скорости прямой и обратной реакции будут равны друг другу.

vпр = vобр. (5.4)

Такое состояние называется динамическим химическим равновесием. В состоянии химического равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются, однако химический состав системы сохраняется постоянным. Например, за некоторый промежуток времени в системе (5.1) по прямой реакции образуется х моль вещества С. За этот же промежуток времени в обратной реакции расходуется также х моль вещества С, аналогично и для веществ А, В и D данной системы. Следовательно, в состоянии равновесия концентрация каждого вещества остается во времени постоянной и называется равновесной. Равновесные концентрации обозначаются формулами веществ, заключенными в квадратные скобки, например, , , , , тогда как неравновесные концентрации обозначают CA, CB, CC, CD.

Рис. 3. Состояние химического равновесия

Подставив в уравнение (5.4) выражения для скорости прямой (5.2) и обратной (5.3) реакций с учетом равновесных концентраций, получим

kпр × = kобр×, (5.5)

откуда

. (5.6)

Отношение констант скоростей kпр/kобр при данной температуре также является постоянной величиной, называемой константой равновесия Кр.

(5.7)

Тогда окончательно получаем

. (5.8)

Чем больше значение константы равновесия, тем «глубже» протекает прямая реакция до момента установления в системе химического равновесия.

Для реакции общего вида

aA + bB » cC + dD (5.9)

выражение константы равновесия имеет вид

. (5.10)

В случае гетерогенной реакции концентрации твердых веществ в выражение Кр не входят, так как они, как правило, остаются постоянными.

Пример 1. Написать выражение константы равновесия для следующих реакций: а) 2SO2 + O2 » 2SO3; б) 3Fe + 4H2O(г) » Fe3O4 + 4H2.

Решение. Вещества SO2, O2 и SO3 – газы, следовательно, реакция 2SO2 + O2 » 2SO3 – гомогенная:

.

Реакция 3Fe + 4H2O(г) » Fe3O4 + 4H2 является гетерогенной, концентрации твердых веществ Fe и Fe3O4 в выражение константы равновесия не входят:

.

Пример 2.В гомогенной системе 4HCl(г) + O2 » 2H2O(г) + 2Cl2 равновесие установилось при концентрации Cl2, равной 0,14 моль/л. Исходные концентрации HCl и O2 составляли соответственно 0,48 и 0,39 моль/л. Вычислить константу равновесия.

Рассчитаем константу равновесия:

Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы H2 + I2 » 2HI при некоторой температуре равна 36. Определить, какой процент водорода и йода перейдет в HI, если исходные концентрации этих веществ одинаковы и составляют 0,01 моль/л.

Решение. Пусть к моменту равновесия прореагировало х моль H2. Выразим равновесные концентрации веществ через исходные в виде таблицы:

Подставим значения равновесных концентраций в выражение константы равновесия:

Извлекая из обеих частей уравнения корень, получим

2х/(0,01-х) = 6, откуда х = 0,0075.

Таким образом, из 0,01 моль водорода и 0,01 моль йода прореагировало по 0,0075 моль, что составляет 75 %.

Значение константы равновесия зависит только от природы участвующих в реакции веществ и температуры. Если в системе присутствует катализатор, то он в равной степени изменяет скорости и прямой, и обратной реакции, ускоряет достижение химического равновесия, но не изменяет значения Кр.

Существует связь между константой равновесия и энергией Гиббса. Чем более отрицательно значение DG°, тем сильнее сдвинуто равновесие в сторону продуктов реакции, т. е. тем больше константа равновесия. При температуре Т связь между Кр и DG выражается уравнением

ЗАДАЧИ ДЛЯ РЕШЕНИЯ. 1. Напишите выражения для констант равновесия Кр следующих обратимых химических реакций:

⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 7

1. Напишите выражения для констант равновесия Кр следующих обратимых химических реакций:

а) H2 (г) + Cl2 (г) Û 2HCl (г);

б) 2H2O (г) Û 2H2 (г) + O2 (г);

в) N2 (г) + 3H2 (г) Û 2NH3 (г);

г) CO (г) +Cl2 (г) Û COCl2 (г);

д) SO3 (г) + C (тв)Û SO2 (г) + CO (г);

е) CaCO3 (тв) Û CaO (тв) + CO2 (г);

ж) 2H2S (г) + 3O2 (г) Û SO2 (г) + H2O (г);

з) Fe2O3 (тв) + CO (г) Û 2FeO (тв) + CO2 (г);

и) CaO (тв) + 3C (тв) Û CaC2 (тв) +CO (г);

к) H2 (г) + I2 (г) Û 2HI (г);

л) 4HCl (г) + O2 (г) Û 2Cl2 (г) + 2H2O (ж).

2. По значению констант равновесия для перечисленных ниже систем определите, в каком случае реакция протекает наиболее и наименее полно:

а) CO (г) +Cl2 (г) Û COCl2 (г) Kс =50;

б) H+ + HS- Û H2S Kс=1*107;

в) Cd2+ + S2- Û CdS Kс= 7*1028;

г) H+ + CH3COO- Û CH3COOH Kс= 5.5*104.

4. Найдите значение константы равновесия для реакции A + B = C + D, если при некоторой температуре исходные концентрации веществ А и В были равны 0.8 моль/л, а равновесная концентрация вещества С равна 0.6 моль/л.

5. При 444°С константа равновесия реакции H2(г) + I2(г) Û 2HI(г) равна 50. Определите, чему равна константа равновесия реакции диссоциации HI при той же температуре. Будет ли различаться константа равновесия для этой реакции, записанной в различной форме:

2 HI = I2 + H2

HI = 1/2H2 + 1/2 I2

6. Некоторое количество двуокиси азота поместили в реактор, в котором при температуре 558К установилось равновесие согласно реакции 2NO2 = 2NO + O2. Равновесные концентрации NO2 и NO составляют соответственно 0.06 и 0.24 моль/л. Найдите константу равновесия, исходную концентрацию и степень диссоциации NO2.

7. Определите исходные концентрации NOCl2 и NO и константу равновесия химической реакции

NOCl2(г) + NO(г) = 2NOCl(г),

если при некоторой температуре равновесные концентрации NOCl2, NO и NOCl соответственно равны 0.05 моль/л, 0.55 моль/л и 0.08 моль/л, если начальная концентрация NOCl равна нулю.

8. В состоянии равновесия согласно реакции

Fe2O3 (т)+3CO (г)=2Fe (т)+3CO2 (г)

концентрация угарного газа была 1 моль/л, а углекислого газа — 2 моль/л. Вычислите исходную концентрацию угарного газа и константу равновесия реакции, если начальная концентрация CO2 равна нулю.

9. Определите константу равновесия Kс реакции при некоторой температуре

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (г),

если исходные концентрации аммиака и кислорода соответственно равны 2 и 0.5 моль/л, а после установлении равновесия концентрация кислорода уменьшилась вдвое.

10. Для реакции

4NО (г) + 6H2O (г) = 4NН3 (г) + 5O2 (г)

определите константу равновесия Kс, равновесную концентрацию аммиака и начальные концентрации (моль/л) реагентов, если при некоторой температуре равновесная концентрация NО была 3.86 моль/л, воды — 2.47 моль/л и кислорода 1.35 моль/л.

11. Для реакции

2NF3 (г) + 3H2 (г) = 6HF (г) + N2 (г)

определите константу равновесия Kс, равновесную концентрацию фтороводорода и начальные концентрации (моль/л) реагентов, если при некоторой температуре равновесная концентрация NF3 0.73 моль/л, водорода — 1.06 моль/л и азота — 1.36 моль/л.

13. Чему равна при 25°С константа равновесия обратимой реакции, для которой значение DG° в этих условиях равно: а) 5.714 кДж; б) -5.714 кДж?

14. При 923К константа равновесия системы СО +Н2О(г) = СО2 + Н2 равна единице. Начальные концентрации СО2 и Н2 были соответственно равны 0.4 и 0.6 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации всех реагирующих веществ в момент равновесия.

15. Исходные концентрации SO2 и О2 в системе 2SO2 + O2 = 2SO3 при некоторой температуре были соответственно равны 0.06 и 0.03 моль/л. К моменту установления равновесия концентрация SO2 стала равной 0.02 моль/л. Определите равновесные концентрации остальных реагирующих веществ.

17. В реакторе при 494°С смешаны NO и O2. Константа равновесия реакции 2NO + O2 = 2NO2 равна 2.2 л/моль. Равновесные концентрации NO и О2 соответственно равны 0.03 и 0.02 моль/л. Рассчитайте их начальные концентрации.

18. Процесс получения хлора окислением хлористого водорода протекает по схеме

4НС1 + O2 = 2H2O + 2C12

При смешении 1 моль хлороводорода с 0.48 моль кислорода образуется 0.402 моль хлора. Вычислить Кр, если в системе стандартном давлении и температуре 659К.

19. В реакторе при некоторой температуре смешаны 4 моля оксида серы (IV) и 2 моля кислорода при давлении 3.039×105 Па. После установления равновесия в смеси осталось 20% взятого SO2. Определите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, давление, при котором установилось равновесие, и константу Кр реакции

2SO2 + O2 = 2SO3

20. В реактор объемом 11.42 л введены 2.43 моля SO2 и 2.17 моль О2. При некоторой температуре в системе установилось равновесие согласно уравнению реакции 2SO2 + O2 = 2SO3, при этом количество оксида серы (IV) уменьшилось на 1.85 моль. Рассчитайте константу равновесия.

21. Пользуясь таблицами стандартных термодинамических величин, рассчитайте константы равновесия следующих реакций при 298 К:

2SO2 + O2 = 2SO3

2NO + O2 = 2NO2

2СО2 = 2СО + О2

CO + Cl2 = COCl2

23. При температуре 823К и давлении 1.013×105 Па степень диссоциации фосгена на окись углерода и хлор равна 77%. Определить Кр и Кс.

24. Рассчитайте общее давление, которое необходимо приложить к смеси 3 частей H2 и 1 части N2 (по объёму), чтобы получить равновесную смесь, содержащую 10% NH3 по объёму, при 400°С. Константа равновесия для реакции N2 + 3H2 = 2NH3 при 400°С Кр =1.6⋅10−4 (атм).

25. Константа равновесия Крреакции

CO(г) + 2H2(г) = CH3OH(г)

при 500 К равна 6.09·10−3 (атм). Рассчитайте общее давление, необходимое для получения метанола с 90%-ным выходом, если CO и H2 взяты в соотношении 1:2.

26. Для реакции I2(тв) + Br2(г) = 2IBr(г) при температуре 25°С константа равновесия Крравна 0.164 (атм). Газообразный бром вводится в сосуд, в котором находится избыток твёрдого йода. Давление 0.164 атм и температура 25°С поддерживаются постоянными. Определите парциальные давления IBr и Br2 при равновесии, считая, что давлением пара твёрдого йода можно пренебречь.

27. Во сколько раз различаются численные значения констант равновесия Кр и Кс при 300 К для следующих реакций:

H2O(г) = H2 (г) + ½O2 (г)

2NO(г) + O2 (г) = 2NO2 (г)

H2 (г) + Cl2 (г) = 2HCl (г)

N2O4 (г) + ½O2 (г) = N2O5 (г)

2HI(г) = H2 (г) + I2 (г)

N2 (г) + ½O2 (г) = N2O (г)

28. По известным значениям констант равновесия газовых реакций при 1000 К:

2 SO3 = 2 SO2 + O2 Кр =4.7×10-4 (Па),

2 СО2 = 2 СО + О2 Кр =3.7×10-16 (Па),

Вычислите константу равновесия при той же температуре реакции:

SO2 + CO2 = SO3 + CO.

29. Реакция образования аммиака из простых веществ может быть записана различными способами следующим образом:

3 H2 + N2 = 2 NH3

H2 + 1/3N2 = 2/3 NH3

3/2 H2 + ½ N2 = NH3

Будут ли численно различаться константы равновесия (Т=const), записанные для этих трех реакций, и почему?

30. При постоянной температуре определены константы равновесия гомогенных реакций:

H2 + Cl2 = 2HCl Kс = 24.3

2H2O = 2H2 + O2 Kс = 0.84

Рассчитайте Kс при той же температуре для реакции:

2H2О + 2Cl2 = 4НCl + O2

31. При температуре 1396 К и давлении 1 атм степень диссоциации водяного пара на водород и кислород равна 0.567·10−4, а степень диссоциации двуокиси углерода на окись углерода и кислород при тех же условиях – 1.551·10−4. Определите на основании этих данных состав водяного газа, образовавшегося при указанной температуре из равных объёмов окиси углерода и водяного пара по уравнению реакции

CO + H2O(г) = H2 + CO2.

Контрольные вопросы к семинару по теме

“Термодинамика электрохимических процессов”

1. Дайте общее определение электрического потенциала.

2. В чем отличие в протекании реакции в электрохимическом элементе и обычном химическом сосуде?

3. Что означает термин “условный электродный потенциал”?

4. Какая реакция (окисления или восстановления) протекает на положительном электроде гальванического элемента?

5. Расскажите о правилах схематической записи электрохимического элемента.

6. Что вы можете сказать о химическом поведении электрохимической системы Мz+ + ze = M в паре со стандартным водородным электродом, если ее стандартный электродный потенциал меньше нуля?

7. Как определить направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции, пользуясь величинами стандартных электродных потенциалов?

8. Может ли электрод, стандартный электродный потенциал которого отрицателен, быть положительным электродом в гальванической ячейке?

9. Запишите выражение для вычисления электродного потенциала.

10.Можно ли по величине ЭДС гальванической ячейки вычислить изменение энергии Гиббса, протекающей в ней реакции?

Date: 2015-09-22; view: 1198; Нарушение авторских прав

Понравилась страница? Лайкни для друзей:

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *