Лек-сем 7б. Хим. равновесие

1.

ХИМИЧЕСКОЕ
РАВНОВЕСИЕ

2.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
Существует большое число химических процессов, в
которых в конце реакции остается сопоставимое
количество исходных веществ и продуктов реакции.
Если реакция:
Zn + 2НСI → ZnCl + Н2
протекает до полного растворения
процессе получения аммиака:
3H2 + N2
цинка, то в
2NH3
в зависимости от температуры и общего давления в
конечной смеси может быть только 20—50 % NH3.

3.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
Реакция получения аммиака является примером
обратимых реакций, т. е. может протекать как в
прямом, так и в обратном направлениях
При протекании обратимой реакции концентрации
исходных веществ постепенно уменьшаются, а
концентрации продуктов увеличиваются;
В соответствие с законом действия масс это
приводит к уменьшению скорости прямой реакции и
возрастанию скорости обратной реакции.

4.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Известно два критерия химическоо равновсия:
1. Кинетический:
ʋ=ʋ
2. Термодинамический:
∆G = 0.

5.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
ИЗМЕНЕНИЕ СКОРОСТЕЙ ПРЯМОЙ И ОБРАТНОЙ
РЕАКЦИЙ ВО ВРЕМЕНИ
ʋ
ʋ
ʋ
ʋ=ʋ
время
Химическим равновесием называется состояние
реагирующей системы, при котором скорости
прямой и обратной реакций равны; дальнейшего
изменения концентраций участвующих в реакции
веществ не происходит.

6.

ОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ
Для обратимой химической реакции вида
A+B
C+D
зависимость скоростей прямой ( ʋ ) и обратной ( ʋ )
реакций от концентраций реагирующих веществ
выражается соотношениями:
ʋ = k [А]∙[В];
ʋ = k [С]∙[D].
В состоянии химического равновесия ʋ = ʋ, т. е.
k [А]∙[В] = k [C]∙[D].
Отсюда:
k
k
[C]∙[D]
=K
=
[А]∙[В]
где К — константа равновесия реакции.

7.

КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ
В общем виде для обратимой химической реакции
или физико-химического процесса
аА + bВ
справедливо выражение
К=
dD + еЕ
[D]d∙[E]e
[A]a∙[B]b
«Отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ при данной
температуре есть величина постоянная, называемая константой равновесия».
Концентрации веществ возводят в степени, равные
стехиом. коэффициентам в уравнении реакции.

8.

РАВНОВЕСИЕ ГЕТЕРОГЕННЫХ РЕАКЦИЙ
В выражение константы равновесия гетерогенных реакций,
как и в выражение закона действия масс, не входят
концентрации твердых веществ и чистых жидкостей.
Например, для реакции
СО2(г) + С(к)
2СО(г)
константа равновесия равна:
[СО]2
К=
[СО2]
Для реакции:
NH3(р) + H2O(ж)
К =
NH4+(р) + OH‾(р)
[NH4+] [OH‾ ]
[NH3]

9.

КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ
Константа равновесия — постоянная при данной
температуре величина; она определяется природой
реагирующих веществ. Чем больше константа
равновесия, тем «глубже» протекает реакция, т. е. тем
больше выход ее продуктов:
Если К ≈ 10-21, это означает, что прямая реакция
практически не идет, выход продуктов очень мал.
Если К ≈ 10+21, выход продуктов большой, исходных
реагентов в равновесной системе практически нет,.

10.

КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ.
Действие катализатора
Катализатор не изменяет константы
равновесия, поскольку он в равной мере
снижает энергию активации как прямой,
так и обратной реакции.
Вопрос. Для чего же добавляют катализатор?

11.

ВЛИЯНИЕ КАТАЛИЗАТОРА НА РАВНОВЕСИЕ
Катализатор лишь сокращает время достижения
равновесия, но не влияет на количественный выход
продуктов реакции:
V
в присутствии катализатора
без катализатора
кат
τравн
τравн

12.

КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ И ЭНЕРГИЯ
ГИББСА РЕАКЦИИ
Термодинамическим условием химического
равновесия является равенство энергии Гиббса
химической реакции нулю, т.е.
∆G = 0.
Константа равновесия связана с изменением
стандартной энергии Гиббса химической реакции
(ΔG0) уравнением:
ΔG0 = – RT lnK

13.

ДИАГРАММА: ИЗМЕНЕНИЕ ЭНЕРГИИ ГИББСА
В ХОДЕ РЕАКЦИИ
Gиcх.
Gиcх.
Gпрод.
Условием самопроизвольного
течения процесса в закрытой
системе (при р,Т = const) является уменьшение ∆G.
Для
обратимой
реакции
Gпрод. функция G проходит через
минимум и условие ∆G < 0
выполняется и для прямой, и
для обратной реакции.
ход реакции

14.

ВЫВОД СООТНОШЕНИЯ ΔG0 = – RT lnK
Если реагенты находятся в состояниях, отличных от
стандартного, то изменение энергии Гиббса рассчитывается
по уравнению изотермы Вант-Гоффа, которое для реакции:
аА + bВ
dD + еЕ
записывается в виде:
∆G х.р = ∆G 0х.р + RT ln
[D]d [E]e
[A]a [B]b
Поскольку при равновесии ∆G х.р.= 0, получаем:
∆G 0х.р = - RT ln
[D]d [E]e
[A]a [B]b
или
ΔG0 = – RT lnK

15.

СМЕЩЕНИЕ РАВНОВЕСИЯ.
Принцип Ле Шателье
Переход реагирующей системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением
(сдвигом) химического равновесия.
Сместить положение равновесия (изменить
соотношение продуктов и исходных веществ)
можно изменением:
а) температуры,
б) концентраций участников реакции,
в) иногда общим давлением.
Смещение равновесия подчиняется принципу
Ле Шателье ([1], § 5.5).

16.

СМЕЩЕНИЕ РАВНОВЕСИЯ.
Принцип Ле Шателье
Принцип Ле Шателье: если на систему,
находящуюся в состоянии химического
равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменяется Т, С или Р), то
равновесие смещается в сторону той
реакции,
которая
противодействует
этому воздействию.

17.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ
ЗАДАЧ
По теме «Химическое равновесие»

18.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 1. В системе А(г.) + 2В(г.) = С(г.)
равновесные концентрации равны:
[А] = 0,06 моль/л;
[В] = 0,12 моль/л;
[С] = 0,216 моль/л.
Найти константу равновесия реакции
исходные концентрации веществ А и В.
и

19.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 1. Константа равновесия
данной реакции выражается уравнением:
К=
[С]
[A] [B]2
Подставляя в него данные задачи, получаем:
К=
0,216
0,06∙(0,12)2
= 2,5.

20.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Для нахождения исходных концентраций
веществ А и В удобно использовать
табличную форму записи решения:

21.

Решение 1. Табличная форма:
Молярное
отношение
А
+
2В
=
С
1
:
2
:
1
Исходные
количества, Со
Со(А)
Со(В)
0
Количественные
изменения, С
х
2х
0,216
Конечные
количества Сравн
0,06
0,12
0,216
Из стехиометрии уравнения реакции видно, что
х = 0,216;
2х = 2·0,216 = 0,432
Согласно уравнению материального баланса Со = С + Сравн.
Со(А) = 0,216 + 0,06 = 0,276
Со(В) = 0,432 + 0,12 = 0,552

22.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 1.
Для нахождения исходных концентраций веществ А
и В учтем, что, согласно уравнению реакции, из 1
моля А и 2 молей В образуется 1 моль С.
Поскольку по условию задачи в каждом литре
системы образовалось 0,216 моля вещества С, то
при этом было израсходовано 0,216 моля А и 0,216
2 = 0,432 моля В.
Таким Образом, искомые исходные концентрации
равны:
[А0] = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л;
[Во] = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л.

23.

Решение 1.
Во многих случаях очень удобной формой записи
решения задачи является табличная форма:
А + 2В
=
С
:
:
1
- молярное отношение;
Со(А)
Со(В)
0
- исход. количества, моль
0,216
0,432
0,216
- Прореагировало (образовалось) в ходе реакции, моль
0,06
0,12
0,216
- Конечные колич-ва, моль
1
2
Расчет исходных концентраций Со(А) и Со(В) :
Со(А) = 0,216 + 0,06 = 0,276 моль/л;
Со(В) = 0,432 + 0,12 = 0,552 моль/л.

24.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 2. В сосуд объемом 0,1 м3
введено 10 г водорода и 84 г азота. К
моменту достижения равновесия в системе
образовалось 34 г аммиака. Определите
константу равновесия реакции Кс.

25.

Решение 2. Запишем условие задачи в табличной форме:
3H2
Исх. колич.,
Со , моль/л
+
N2
=
2NH3
10/(2·100) =
= 0,05
84/(28·100)
= 0,03
Колич. измен.
С, моль/л
3х
х
2х
Кон. колич.,
Сравн, моль/л
С0 - 3х =
= 0,02
С0 – х =
= 0,02
34/(17·100) =
= 0,02
0
С0 = m/(M · V)
Из стехиометрии уравнения реакции видно, что
На
2 моль NH3 ….. 1 моль N2 ….. 3 моль H2
На 0,02 моль NH3 ……. x моль N2 ….. 3x моль H2
К = [NH3]2/ [H2]3·[N2] =
(0,02)2/ (0,02)3·(0,02) = 2,5·103

26.

Решение 2. Запишем условие задачи в табличной форме:
3Н2
Исход. количества,
Со , моль / л
Количеств. измен.,
10/(2·100)
= 0,05
+
N2
=
2NH3
84/(28·100)
= 0,03
0
С, моль / л
3х
х = 0,01
2х
Конеч. количества
С0 - 3х =
С0 - х
34/(17·100) =
= 0,02
Сравн , моль / л
= 0,02
= 0,02
Расчет исх. количеств: С0 = m/(M · V)
Из стехиометрии уравнения реакции видно, что
На
2 моль NH3 ….. 1 моль N2 ….. 3 моль H2
На 0,02 моль NH3 ……. x моль N2 ….. 3x моль H2
К = [NH3]2/ [H2]3·[N2] =
= (0,02)2/ (0,02)4 = 2,5·103

27.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 2а. Реакция взаимодействия водорода и
азота:
ЗН2(г) + N2(г) = 2NH3(г)
Рассчитаем концентрации реагентов в начальный
момент времени. 10 г водорода составляет 5 моль, в
84 г азота — 3 моль. Соответственно концентрации
этих веществ:
CH2 = 5/100 = 0,05 моль/л, CN2 = 3/100 = 0,03 моль/л

28.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 2б. Начальная концентрация продуктов
реакции CNН3 = 0. К моменту равновесия концентрация аммиака составила:
[NH3] = 34/(17∙100) = 0,02 моль/л.
В соответствии со стехиометрией реакции для
образования 0,02 моль аммиака должны прореагировать 0,03 моль водорода и 0,01 моль азота.
Следовательно, равновесные концентрации этих газов
[Н2] = 0,05 - 0,03 = 0,02 моль/л, [N2] = 0,03 - 0,01 = 0,02
моль/л. Таким образом, константа равновесия реакции:
Кс = [NH3] / [H2]3[N2] = ( 0,02)2 / (0,023∙0,02) =2500

29.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 2а. Реакция взаимодействия водорода и
азота:
ЗН2(г) + N2(г) = 2NH3(г)
Рассчитаем концентрации реагентов в начальный
момент времени. 10 г водорода составляет 5 моль, в
84 г азота — 3 моль. Соответственно концентрации
этих веществ:
CH2 = 5/100 = 0,05 моль/л, CN2 = 3/100 = 0,03 моль/л

30.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 2б. Начальная концентрация продуктов
реакции CNН3 = 0. К моменту равновесия концентрация аммиака составила:
[NH3] = 34/(17∙100) = 0,02 моль/л.
В соответствии со стехиометрией реакции для
образования 0,02 моль аммиака должны прореагировать 0,03 моль водорода и 0,01 моль азота.
Следовательно, равновесные концентрации этих газов
[Н2] = 0,05 - 0,03 = 0,02 моль/л, [N2] = 0,03 - 0,01 = 0,02
моль/л. Таким образом, константа равновесия реакции:
Кс = [NH3] / [H2]3[N2] = ( 0,02)2 / (0,023∙0,02) =2500

31.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 3. В состоянии равновесия в системе
А + В = 2D установились следующие концентрации
[А] = 0,4 моль/л, [В] = 0,2 моль/л, [D] = 0,4 моль/л.
Определите новые равновесные концентрации,
если в систему дополнительно введено 0,3 моль/л
вещества В.
Найти константу равновесия
концентрации веществ А и В.
реакции
и
исходные

32.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 1. Константа равновесия
данной реакции выражается уравнением:
К=
[D]2
[A] [B]
Подставляя в него данные задачи, получаем:
К=
(0,4)2
0,4∙0,2
= 2,0.

33.

Решение 1. Для определения новых равновесных
концентраций табличная форма записи примет вид:
Количество
вещества моль/л
А
Было, Со
+
В
=
2D
0,4
(0,2+0,3)
0,4
Изменилось, С
х
х
2х
Стало, Сравн
0,4 - х
0,5 - х
0,4 + 2х
Для вычисления х используем выражение для Кравн:
К=
[D]2
[A] [B]
;
(0,4 + 2х)2
;
2=
(0,4 – х) (0,5 – х)
Х = 0,07
[A] = ,0,4-0,07 = 0,33; [B] = 0,5-0,07=0,43; [D]=0,4+0,14= 0,54

34.

Решение 3.
Для решения задачи используем табличную форму
записи под уравнением реакции:
А +
В
=
2D
:
1
:
2
- молярное отношение;
c(В0)
0
- исход. количества, моль
1
c(А0)
0,2
0,2
0,4
- Прореагировало (образовалось) в ходе реакции, моль
0,4
0,2
0,4
- Конечные колич-ва, моль
Расчет исходных концентраций C(А0) и C(B0) :
C(А0) = 0,2 + 0,4 = 0,6 моль/л;
C(В0) = 0,2 + 0,2 = 0,4 моль/л.

35.

ЗАДАЧИ ДЛЯ
САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

36.

331. Реакция между веществами А и В выражается
уравнением:
А + 2В —> С.
Начальные концентрации составляют: [А]0 = 0,03
моль/л, [В]о = 0,05 моль/л. Константа скорости
реакции равна 0,4. Найти начальную скорость
реакции и скорость реакции по истечении
некоторого времени, когда концентрация вещества
А уменьшится на 0,01 моль/л.

37.

333. Две реакции протекают при 25° С с одинаковой
скоростью. Температурный коэффициент скорости
первой реакции равен 2,0, а второй — 2,5. Найти
отношение скоростей этих реакций при 95°С.
334. Чему равен температурный коэффициент
скорости реакции, если при увеличении температуры
на 30 градусов скорость реакции возрастает в 15,6
раза?

38.

341. Чему равна энергия активации реакции, если
при повышении температуры от 290 до 300 К
скорость ее увеличится в 2 раза?
342. Каково значение энергии активации реакции,
скорость которой при 300 К в 10 раз больше, чем при
280 К?
343. Энергия активации реакции
О3 (г.) + NO (г.) —> О2 (г.)+ + NО2 (г.)
равна 10 кДж/моль. Во сколько раз изменится
скорость реакции при повышении температуры от 27
до 37°С?

39.

358. После смешивания газов А и В в системе
А (г.) + В(г.) С (r.)+D (г.)
устанавливается равновесие при следующих
концентрациях: [В] = 0,05 моль/л; [С] = 0,02 моль/л.
Константа равновесия реакции равна 4 • 10~2.
Найти исходные концентрации веществ А и В.
359. Найти константу равновесия реакции
N2O4 2N02,
если начальная концентрация N2O4 составляла
0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия
диссоциировало 50% N2О4.

40.

360. В замкнутом сосуде протекает реакция
АВ (г.) А (г.) + +В(г.).
Константа равновесия реакции равна 0,04, а
равновесная концентрация вещества В составляет
0,02 моль/л. Найти начальную концентрацию
вещества АВ. Сколько процентов вещества АВ
разложилось?
361. Константа равновесия реакции А+В C+D
равна единице. Начальная концентрация [А]0 = 0,02
моль/л.
Сколько
процентов
вещества
А
подвергается превращению, если начальные
концентрации [В]0 равны 0,02, 0,1 и 0,2 моль/л?

41.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 3(а). Определим константу равновесия:
Кс = [D]2 / ([A][B]) = ( 0,4)2 / (0,4∙0,2) = 2
С увеличением концентрации вещества В равновесие
будет нарушено, и в соответствии с принципом Ле Шателье
равновесие сместится в сторону прямой реакции.
После добавления вещества В возникло новое состояние
системы с концентрациями сА = 0,4 моль/л, св = 0,2 + 0,3 =
0,5 моль/л, СД - 0,4 моль/л.

42.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 3(б) Как следует из стехиометрии реакции
если концентрация вещества А снизится на х моль/л, то
концентрация вещества В должна уменьшиться на
такую же величину, и концентрация продуктов D
возрастет
на 2х моль/л,. Тогда равновесные
концентрации:
[А] = 0,4 - х, [В] = 0,5 - х, [D] = 0,4 + 2х
Кс = ( 0,4 + 2х)2 / (0,4 - х)(0,5 - х) = 2
откуда х = 0,07.
Равновесные концентрации [А] = 0,4 - х = 0,4 - 0,07 = 0,33
моль/л, [В] = 0,5 - 0,07 = 0,43 моль/л, [D] = 0,4 + 2 · 0,07 =
0,54 моль/л.

43.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 4. В закрытом сосуде смешано 8 молей
SO2 и 4 моля О2. Реакция протекает при
постоянной температуре. К моменту наступления
равновесия
в
реакцию
вступает
80%
первоначального количества SО2. Определить
давление газовой смеси при равновесии, если
исходное давление составляло 300 кПа.

44.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 4(а). Уравнение протекающей реакции
2SО2(г.) + О2(г.)
2SОз (г.).
Согласно условию задачи, в реакцию вступило 80%,
т. е. 6,4 моля SO2; осталось неизрасходованным 1,6
моля SО2. По уравнению реакции на каждые 2 моля
SO2 расходуется 1 моль О2, причем образуется 2
моля SO3. Следовательно, на 6,4 моля SO2 в
реакцию вступило 3,2 моля О2 и образовалось 6,4
моля SО3; осталось неизрасходованным 4 — 3,2 =
0,8 моля О2

45.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Р е ш е н и е 4(б).
Таким образом, общее число молей газов
составляло до протекания реакции 8 + 4 = 12
молей, а после достижения равновесия 1,6 + 0,8 +
6,4 = 8,8 моля. В закрытом сосуде при постоянной
температуре
давление
газовой
смеси
пропорционально общему количеству составляющих ее газов. Следовательно, давление при
равновесии (Р) определится из пропорции: 12 : 8,8 =
300 : Р, откуда
Р = 8,8 • 300/12 = 220 кПа

46.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 5. Используя справочные данные, найти
приближенное значение температуры, при
которой константа равновесия реакции образования водяного газа
С (графит) + Н2О(г.) = СО(г.) + Н2(г.)
равна единице. Зависимостью ΔН° и ΔS° от
температуры пренебречь.

47.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 5(а). Из уравнения
ΔG0 = – RT lnK
следует, что при К = 1 стандартная энергия
Гиббса химической реакции равна нулю. Тогда из
соотношения
ΔG0 = ΔН0 – ТΔS0
Вытекает, что при соответствующей температуре
ΔН0 = Т ΔS0,
откуда
Т = ΔН0 /ΔS0

48.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 5(б). Согласно условию задачи, для
расчета можно воспользоваться значениями ΔН0298
и ΔS0298 реакции, которые находим в табл.
ΔН0298 = ΔНf0298(СO) - ΔНf0298 (H2O) = -110,5 - (-241,8)
= 131,3 кДж;
ΔS0298 = S0298(CO) + S0298(H2) - S0298(C) - S0298(H2O) =
= 197,5 + 130,5 - 5,7 - 188,7 = 133,6 Д ж / К = 0,1336 кДж/К.
откуда
Т = ΔН0 /ΔS0 = 131,3/0,1336 = 983 К.

49.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 6. Определите константу равновесия
реакции:
N2О4(r) = 2NО2(r) при 400 К.

50.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 6. При расчете стандартного изменения
энергии Гиббса ∆G°400 пренебрежем зависимостью
∆Но и ∆Sо от температуры:
∆Но = 2∆Но298,NО2 - ∆Но298,N2О4 = 2·33,5 – 9,66 = 57,34 кДж
∆Sо = 2Sо 298,NО2 - Sо298,N2О4 = 2 · 240,45 - 304,3 = 176,6 Дж/К,
∆G° = ∆Но −Т∆S° = 57340 - 400 • 176,6 = - 13300 Дж.
Для определения константы
равновесия
воспользуемся уравнением ΔG0400 = – RT lnKр :
Кp = е-∆G°400 / RT = е-13300 /8,31·400 = 54,7.
Кр

51.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 7.22. Определите направление
реакции для системы:
N2O4(г) = 2NО2(г)
При Т= 400 К, если в начальном состоянии
рN2О4 = 0,5, а рNО2 = 0,8.

52.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Решение 7.22(а). В данном примере начальные
условия отличаются от стандартных, следовательно, необходимо определить знак ∆G°400 для
заданных условий. Для этого воспользуемся
уравнением изотермы Вант-Гоффа [1]:
∆GТ = ∆GТ0 + RT ln
рДd ∙рЕe
рАа∙рВe
Для заданных условий уравнение примет вид:.
∆G400= ∆G°400 + R Т ln (р2NO2 / рN2O4)

53.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Соотношение давлений:
р2NO2 / рN2O4 = 0,82/0,5 = 1,28
существенно меньше Кр = 54,7 (см. предыдущий
пример), поэтому реакция будет протекать в прямом
направлении. Кроме этого:
∆G400 = - 13300 + 8,31 • 400 In 1,28 = - 12479 Дж.
Изменение энергии Гиббса отрицательно, следовательно, самопроизвольный процесс из заданного
начального состояния возможен только в прямом
направлении, т. е. в сторону образования NO2.

54.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
4.67. Константа равновесия реакции А(г) + В(г) = 2D(r) Kp =
0,9. Начальное состояние рА = 2, рB = 2, рD= 1,5. Определите
равновесные давления.
4.68. Рассчитайте равновесные давления в системе:
2NO2(г) = N2O4(г)
при Т = 298К. Начальные условия стандартные.
4.69. Определите стандартное изменение энергии Гиббса
реакции:
СОСI2(г) = СО(г) + СI2(г)
если при 885 К разложилось 70 % фосгена, взятого при
начальном давлении 100 кПа.

55.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
4.78. Газообразные водород и иод смешали в закрытом
сосуде при давлении рн2 = 0,45 · 105 Па и рI2 = 0,26 • 105 Па.
В результате реакции:
Н2(г) + I2(г) = 2НI(г)
установилось равновесие при парциальном давлении HI,
равном 0,32·105 Па. Рассчитайте константу равновесия.
4.79. Определите состав равновесной смеси:
СО(г) + Н2O(г) = СO2(г) + Н2(г)
при 800 К, если до этой температуры нагреты СО и Н2O,
взятые в соотношении 3 : 7.

56.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
353. Константа равновесия реакции
FeO (к.) + СО(г.) Fe(к.) + СО2(г.)
при некоторой температуре равна 0,5. Найти
равновесные концентрации СО и СО2 , если
начальные концентрации этих веществ составляли:
[СО]о = 0,05 моль/л, [СО2]о = 0,01 моль/л.
354. Равновесие в системе Н2(г.) + I2 (г.) 2НI(г.)
установилось при следующих концентрациях: [Н2] =
0,025 моль/л; [I2] = 0,005 моль/л; [HI] = 0,09 моль/л.
Определить исходные концентрации йода и
водорода.

57.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
359. Найти константу равновесия реакции
N2O4 2NО2 ,
Если начальная концентрация N2O4 составляла 0,08
моль/л, а к моменту наступления равновесия диссоциировало 50% N2О4.
361. Константа равновесия реакции
А+В C+D
равна единице. Начальная концентрация [А]0 = 0,02
моль/л. Сколько процентов вещества А подвергается
превращению, если начальные концентрации [В]0
равны 0,02, 0,1 и 0,2 моль/л?

58.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ
ЗАДАЧИ
По теме «Химическое равновесие»

59.

МНОГОВАРИАНТНЫЕ ЗАДАЧИ
Задача. Запишите в тетрадь уравнение реакции
вашего варианта (см. табл. 2):
1) для обратимой газофазной реакции рассчитайте
стандартное изменение энергии Гиббса для: а) Т1 = 298
К; б) Т2 и значения констант равновесия Кр и Кс для
обеих температур;
2) определите направление протекания реакции при
этих температурах: а) из стандартного состояния; б)
при следующих начальных условиях: давление каждого
из исходных веществ равно р1, давление каждого из
продуктов реакции равно р2;

60.

МНОГОВАРИАНТНЫЕ ЗАДАЧИ
3) рассчитайте равновесные давления и
концентрации всех компонентов равновесней
системы при температуре T2,
При ответах на вопросы можно допустить: а)
∆HoX.P и ∆SoX.P.не зависят от температуры; б) ко
всем
газообразным
компонентам
системы
применимы законы идеальных газов.

61.

МНОГОВАРИАНТНЫЕ ЗАДАЧИ
Таблица 2
Номер
вариан Обратимая реакция
та
1
2Н2 + СО = СН3ОН
2
2NO2 = N2O4
3
2NO2 = NO + O2
4
N2O4 = 2NO2
5
Н2 + F2 = 2HF
6
Н2 + С12 = 2НСl
7
H2 + I2 = 2HI
8
2SO2 + O2 = 2SO3
9
SO2 + Cl2 = SO2CI
10
СОСl2 = CO + Cl2
T2, К
p1, кПа p2, кПа
600
450
1000
400
600
900
800
700
400
400
70
40
80
60
40
50
60
90
70
30
50
60
50
80
90
80
70
20
50
40

62.

МНОГОВАРИАНТНЫЕ ЗАДАЧИ
Таблица 2
Номер
вариант Обратимая реакция
а
11
CO2 + H2 = CO + H20
12
2CO2 = 2CO + O2
13
С2Н6 = С2Н4 + H2
14
C2H5OH = C2H4 + H2O
15
2HCl = H2 + Cl2
16
2HBr = H2 + Br2
17
Н2 + I2 = 2HI
18
PC13 + Cl2 = PCl5
19
C2H2 + H2 = C2H4
20
С3H6 + H2 = C3H8
T2, К
p1, кПа
p2, кПа
1200
800
500
400
1000
400
400
800
600
800
80
30
120
80
40
30
90
40
130
40
90
80
20
30
70
70
30
90
80
140

63.

МНОГОВАРИАНТНЫЕ ЗАДАЧИ
Таблица 2
Номер
вариант Обратимая реакция
а
21
C4H8 + H2 = C4H10
22
CHCl3 + Cl2 = CCl + HCl
23
CH3OH = 2H2 + CO
24
H2 + Br2 = 2HBr
25
2NO2 = N2O4
26
CO + Cl2 = СОСl2
27
CO + H2O = CO2 + H2
28
C2H4 + H2 = С2Н6
29
C2H4 + H2O = C2H5OH
30
C2H4 = C2H2 + H2
T 2, К
p1, кПа
p2, кПа
1000
900
700
500
350
500
1000
400
500
500
80
40
70
120
40
80
40
70
40
80
20
60
30
40
140
50
60
30
70
50