Примеры решения задач. Пример 1. Как изменится скорость реакции 2NО(г) + О2(г) ⇄ 2NO2(г), если одновременно концентрацию NО увеличить в 2 раза

Пример 1. Как изменится скорость реакции 2NО(г) + О₂(г) ⇄ 2NO₂(г)_, если
одновременно концентрацию NО увеличить в 2 раза, а концентрацию О₂ уменьшить в 8 раз?

Р е ш е н и е. 1) Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс, поэтому записываем математическое выражение этого закона для данной реакции в начальный момент времени:

Согласно условию концентрацию NO увеличили в 2 раза, т.е. С'_NO=2С_NO, а концентрацию О₂ уменьшили в 8 раз, т.е. С'o₂ = Сo₂ /8.

2) Записываем выражение для скорости реакции в конечный момент времени: υ' = k × (С' _NO)² × С'o₂ или

3) Определяем, как изменяется скорость реакции. Для этого рассматриваем отношение = 1/2

Ответ: при одновременном увеличении концентрации NО в 2 раза и уменьшении концентрации О₂ в 8 раз скорость реакции уменьшается в 2 раза.

Пример 2. Определите, во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакций в системе 2SO₂ (г) + О₂ (г) ⇄ 2SО₃ (г), если объем газовой смеси уменьшить в 3 раза. Каково направление смещения равновесия в этой системе?

Р е ш е н и е. 1) Записываем выражения для скоростей прямой и обратной реакций, используя закон действующих масс: ,

2) Рассматриваем, что происходит в реакционной системе при уменьшении ее объема. Уменьшение объема гомогенной системы в 3 раза приводит к увеличению концентрации каждого из реагирующих веществ также в 3 раза, т.е. математически это записываем в виде: С'so₂ = 3С so₂ , С'о₂ = 3Сo₂ и С'so₃ = 3С so₃.

3) Записываем выражение для скоростей прямой и обратной реакций после изменения объема системы:

4) Определяем, во сколько раз изменяются скорости прямой и обратной реакций: ;

Таким образом, при уменьшении объема газовой смеси в 3 раза скорость прямой реакции увеличится в 27 раз, а скорость обратной реакции – в 9 раз.

5) Устанавливаем направление смещения равновесия в этой системе. В связи с тем, что скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в 9 раз, равновесие сместится в направлении протекания прямой реакции, т.е. в сторону образования SO₃.

Пример 3. Рассчитайте температурный коэффициент скорости химической реакции, если известно, что константа скорости этой реакции при 140°С равна 5,5 × 10^-4, а при 185°С – 9,2 × 10^-3.

Дано : Т₁ =140° С, k₁ =5,5 × 10 ^-4 ; Т₂= 185°С, k₂ = 9,2∙× 10^-3. Найти γ.

Р е ш е н и е. 1) Зависимость скорости химической реакции от температуры описывается правилом Вант-Гоффа в форме:

Но для проведения расчетов это уравнение необходимо прологарифмировать, т.е.

2) Рассчитываем температурный коэффициент скорости этой реакции.

а) вычисляем температуру по абсолютной шкале:

T₁ = 140 + 273 = 413 К, Т₂ = 185 + 273 = 458 К;

б) рассчитаем численное значение γ:

, lg 16,7 = 4,5 lgγ

отсюда , т.е. lg γ = 0,27, и тогда γ = 1,87.

Ответ: температурный коэффициент этой реакции равен 1,87.

Пример 4. При синтезе аммиака N₂ + ЗН₂⇄ 2NНз равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л) [N₂ ] = 4; [H₂] = 2 и [NH₃] = 6. Рассчитайте константу равновесия и исходные концентрации Н₂ и N₂ .

Дано: [Н₂]=2 моль/л, [N₂] = 4 моль/л, [NH₃] = 6 моль/л. Найти Кс, С_исх(Н₂), C_иcx(N₂).

Р е ш е н и е. 1) Записываем выражение для константы равновесия в этой системе и рассчитываем ее значение : ;

2) Определяем исходные концентрации Н₂ и N₂.

Для обратимых реакций ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Поэтому исходная концентрация вещества А складывается из равновесной концентрации этого вещества [А] и концентрации этого вещества, которая была израсходована на реакцию к моменту установления равновесия (условно обозначим ее X (А) . Таким образом, выражение для исходной концентрации вещества А может быть представлено в виде: С_исх(А) = [А] + Х(А).

а) Для определения С_исх(N₂) и С_исх(Н₂) обращаемся к уравнению реакции, согласно которому на образование 2 моль NH₃ требуется 1 моль N₂ и 3 моль Н₂. Но поскольку равновесная концентрация NH₃ равна 6 моль/л, то при этом было израсходовано 6/2 = 3 моль N₂ и 3×(6 / 2) = 9 моль Н₂.

б) Рассчитаем С_исх(N₂) и С_исх(Н₂):

С_исх(Н₂) = [Н₂] + Х(Н₂) = 2 + 9 = 11 моль/л,

C_исх(N₂) = [N₂] + X(N₂) = 4 + 3 = 7 моль/л.

Ответ: константа равновесия реакции равна 1,1. Исходные концентрации Н₂ и N₂ составляют 11 моль/л и 7 моль/л соответственно.

Пример 5. Установите направление смещения равновесия в системе

2Н₂О(г)+ 2О₂(г) ⇄ 2Н₂О₂ (г)_, ∆ Н = – 483,7 кДж

при понижении температуры и уменьшении общего давления.

Р е ш е н и е. Влияние внешнего воздействия на состояние химического равновесия в системах, в которых протекают обратимые реакции, оценивается с помощью принципа Ле Шателье-Брауна.

1) Рассматриваем влияние температуры на состояние равновесия в данной системе. Термохимическое уравнение реакции показывает, что ∆Н < 0, следовательно, прямая реакция экзотермическая. При понижении температуры согласно принципу Ле Шателье-Брауна система будет стремиться ослабить внешнее воздействие (т.е. повысить Т), а это возможно за счет реакции, протекающей с выделением теплоты, т.е. экзотермической реакции. Следовательно, понижение температуры приведет к смещению равновесия в направлении протекания прямой реакции.

2) Оцениваем влияние изменения давления на состояние равновесия в данной системе. Из уравнения реакции видно, что прямая реакция сопровождается уменьшением объема системы 2V (Н₂О) + 2V (О₂) ≠ 2V (Н₂О₂), т.е. ∆V ≠ 0. Поэтому общее давление (Р_общ) будет влиять на состояние равновесия в данной системе. Уменьшение Р_общ согласно принципу Ле Шателье-Брауна вызовет противодействие системы (увеличение Р_общ) за счет смещения равновесия в сторону протекания реакции, сопровождающейся увеличением Р_общ, т.е. в сторону обратной реакции. Действительно, обратная реакция приводит к увеличению числа моль газообразных веществ в системе, а это значит, что при протекании обратной реакции Р_общ в системе увеличивается.

1.7.Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Электролитическая диссоциация– это процесс распада молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Электролиты – это вещества, расплавы или водные растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся растворы кислот, расплавы и растворы щелочей и солей. Неэлектролиты – это вещества, которые не проводят электрический ток. К ним относятся многие органические вещества.

n₀ – общее число частиц в растворе.

Сильные электролиты – почти все соли, растворимые основания ( NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и др.), неорганические кислоты (H₂SO₄, HCl, HNO₃, HBr, HI и др).

Слабые электролиты – нерастворимые основания и NH₄OH, неорганические кислоты (H₂CO_3,, H₂S, HNO_2, H₃PO₄ и др.), органические кислоты и вода H₂O.

Сильные электролиты диссоциируют на ионы практически нацело (т.е. процесс диссоциации является необратимым) и одностадийно:

HCl = H⁺ + Cl^– H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2–

Слабые электролиты диссоциируют частично (т.е. процесс диссоциацииявляется обратимым) и ступенчато.Например, для многоосновных кислот на каждой стадии происходит отрыв одного иона водорода:

1. H₂SO₃ ⇄ H⁺ + HSO₃^- 2. HSO₃^- ⇄ H⁺ + SO₃^2-

Таким образом, число стадий многоосновных кислот определяется основностью кислоты (числом ионов водорода), а число стадий многокислотных оснований будет определяться кислотностью основания (или числом гидроксильных групп): NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^–. Процесс электролитической диссоциации завершается установлением в системе состояния химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия:

Константа равновесия процесса электролитической диссоциации называется константой диссоциации – К_Д. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита.

Между К_Д и α существует количественная связь:

(13)

Соотношение (13) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

H₂O ⇄ H⁺ + OH^– ∆H = +56,5кДж/моль

Константа диссоциации воды:

Степень диссоциации воды очень мала (это очень слабый электролит). Так как вода присутствует в большом избытке, то ее концентрация может считаться величиной постоянной и составляет , тогда

К_Д [H₂O] = [H⁺]∙[OH^-] = 55,6∙1,8∙10^-16 = 10^-14

[H⁺]∙[OH^-] = 10^-14 = K_W – ионное произведение воды

Так как в воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, то: [H⁺] = [OH^-] = .

Растворение в воде других веществ (кислот, оснований, солей) изменяет концентрацию ионов Н⁺ или ОН^–, а их произведение всегда остается постоянным и равным 10^-14 при Т=25⁰С. Концентрация ионов Н⁺ может служить мерой кислотности или щелочности раствора. Обычно для этой цели используется водородный показатель: pH = -lg[H⁺]. Таким образом, водородный показатель – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.