Изучение химического равновесия и принципа Ле Шателье в 9 классе с использованием компьютера

 t = t₂ - t₁ - промежуток времени(t₁ - начальное значение, t₂ - конечное значение времени).

[v] = моль/(л^.с).

Задача

В реакции Н₂ + I₂ = 2HI концентрация водорода изменилась с 0,1 моль/л до 0,05 моль/л за 2 секунды. Определите скорость реакции.

Решение 

v = ?

Н₂ + I₂ = 2HI

c₁(H₂) = 0,1 моль/л 
c₂(H₂) = O,05 моль/л 
D t = 2 c 
b(H₂) = 1 
 

Ответ: v = 0,025 моль/(л^.с).

Задача

В реакции 2СО + О₂ = 2СО₂ при определенных условиях скорость равна 0,5 моль/(лЧ с). В некоторый момент времени с₁(СО₂) = 2 моль/л. Какова будет концентрация диоксида углерода через три секунды?

Решение 

с₂(СО₂) = ?

2СО + О₂ = 2СО₂

с₁(СО₂) = 2 моль/л 
D t = 2 с 
v = 0,5 моль/(лЧ с) 
b(СО₂) = 2 

c₂(CO₂) > c₁(CO₂) c₂(CO₂) = (2 + 3) моль/л = 5 моль/л 

Ответ: с₂(СО₂) = 5 моль/л.

Если  реагирующие вещества газообразны, то продукты реакции могут получиться только при столкновении молекул исходных веществ. Чем больше таких соударений, тем быстрее идет реакция. Число столкновений пропорционально концентрациям исходных веществ. Следовательно, скорость реакции А + Б = Д (все вещества газообразны) будет выражаться уравнением (закон действующих масс для скорости реакции):

v = kc_Ac_Б

где k - константа скорости реакции, ас_А и с_Б - концентрации веществ А и Б. 
Увеличение давления в реакторе приводит к пропорциональному возрастанию всех концентраций, поэтому при увеличении давления скорость реакции возрастает. 
Далеко не каждое столкновение молекул приводит к их взаимодействию. Эффективны лишь достаточно сильные соударения. Сила соударений пропорциональна кинетической энергии молекул, которая возрастает с повышением температуры. Следовательно, и скорость реакции с увеличением температуры тоже возрастает. 
Для многих реакций можно оценить изменение скорости в зависимости от температуры, используя приближенное уравнение, предложенное голландским химиком Якобом Вант-Гоффом (1852 - 1911):

,или  ,

где v₁ - скорость реакции при температуре T₁, v₂ - скорость реакции при температуре T₂, а g - так называемый температурный коэффициент реакции, который для разных реакций разный, но обычно принимает значения от 2 до 4.

И в газах, и в жидкостях одновременно могут сталкиваться только две частицы (рис.9.4а). Тройное соударение крайне маловероятно (рис 9.4 б).

Поэтому большинство  реакций, выражающихся иногда очень  сложными уравнениями, протекает в  несколько стадий, для осуществления  каждой из которых необходимы только двойные соударения. Если экспериментально удается выяснить, из каких стадий складывается та или иная реакция, то говорят, что для этой реакции известен ее механизм. 

Механизм  реакции - совокупность всех стадий данной реакции. 

Например, механизм реакции 4HBr + O₂ = 2H₂O + 2Br₂, протекающей в газовой фазе при температуре около 500 ° С, включает три стадии: 
HBr + O₂ = HOOBr; 
HOOBr + HBr = 2HOBr; 
HOBr + HBr = H₂O + Br₂. 
Скорость этих реакций различна, а общая скорость суммарной реакции определяется скоростью самой медленной из этих стадий (в данном случае первой). 
Практически важно то, что по суммарному уравнению реакции невозможно определить механизм этой реакции. Например, реакция H_2(г) + I_2(г) = 2HI_(г)простая, то есть проходит в одну стадию, а, казалось бы, совершенно аналогичная реакция

H_2(г) + Cl_2(г) = 2HCl_(г)

сложная, протекающая в несколько стадий по цепному механизму: 
Cl₂ = Cl· + · Cl (при нагревании или освещении) 
Cl· + H₂ = HCl + H·  
H· + Cl₂ = HCl + Cl·  
и так далее.  
Существуют и другие механизмы реакций, с некоторыми из них вы познакомитесь позже. 
Скорости реакций и их механизмы изучает раздел физической химии, который называется " химическая кинетика" . 
Итак, скорость химической реакции, в которой участвуют только газообразные вещества (то есть " газовый раствор" ), зависит 
1) от температуры, 
2) от концентрации веществ, участвующих в реакции, и, как следствие этого, 
3) от давления.

Скорости  реакций, протекающих в жидких растворах, от давления практически не зависят. 
Если реагирующие вещества не образуют между собой раствора (жидкого или газового), то реакция протекает только на поверхности соприкосновения этих веществ. Скорость такой реакции зависит от площади этой поверхности. Действительно, щепки горят быстрее полена, а древесная пыль в смеси с воздухом иногда даже взрывается. Таким образом, скорость этих реакций зависит 
1) от температуры; 
2) от концентрации реагентов в том, или ином растворе; 
3) от давления (если в реакции участвуют газы) и 
4) от площади поверхности соприкосновения реагентов. 
 

Задачник  по общей и неорганической химии

5.2. Смещение химического  равновесия

 Теоретическая часть

Перевод равновесной  химической системы из одного состояния  равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия, которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы - температуры, концентрации, давления При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии.

Направление сдвига химического равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему в состоянии истинного равновесия воздействовать извне, изменяя термодинамические параметры, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабит эффект внешнего воздействия.

Влияние температуры на состояние равновесия различно для эндотермических (DН° > 0) и экзотермических (DН°< 0) реакций. В соответствии с принципом Ле-Шателье изменение температуры смещает направление этих реакций (показано стрелкой), тем самым уменьшая эффект внешнего воздействия на систему:

повышение температуры  А D В; DН° > 0 (®)

(нагревание) В  D А; DН° < 0 (¬) 

понижение температуры  А D В; DН° > 0 (¬)

(охлаждение) В  D А; DН° < 0 (®)

Например, смещение равновесия в реакции

СО_2(г) + Н_2(г) D СО_(г) + Н₂О_(г); DН° = + 41 кДж

При повышении  температуры будет осуществляться в прямом так как реакция эндотермическая), а при понижении температуры - в обратном направлении. Этот фактор смещения равновесия применим ко всем химическим системам вне зависимости от агрегатного состояния реагентов и продуктов.

Влияние концентрации на состояние равновесия ограничено изменением содержания только тех веществ, равновесные концентрации которых входят в выражение для константы равновесия.

Для гомогенных реакций (5.1) в соответствии с принципом  Ле-Шателье введение избытка одного из реагентов вызовет смещение равновесия в прямом, а введение избытка одного из продуктов - в обратном направлении, тем самым ослабляя эффект внешнего воздействия на систему:

избыток реагента (А или В) (®)

избыток продукта (С или D) (¬)

Для гетерогенных реакций введение дополнительного количества жидкого или твердого вещества (реагента или продукта) не влияет на состояние равновесия. Например, для гетерогенной реакции

Cu₂O_(т) + 2 HCl_(г) D 2 CuCl_(ж) + H₂O_(г)

Добавление в  систему избытка хлороводорода  сместит равновесие в прямом направлении, а ввдение избытка твердого оксида меди(I) на состояние равновесия не повлияет.

Влияние давления на состояние равновесия проявляется только при наличии в системе газов. В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличения давления смещает равновесие в сторону той (прямой или обратной) реакции, которая сопровождается уменьшением объема (газообразных продуктов или реагентов соответственно). А уменьшение давления - в противоположную сторону. Поскольку объем газообразных реагентов и продуктов пропорционален сумме их стехиометрических коэффициентов (обозначенной ån_реаг. и ån_прод.), то изменение давления в гомогенных реакциях (5.1) сместит равновесие в следующем направлении, тем самым уменьшая эффект внешнего воздействия на систему:

увеличение ån_реаг > ån_прод (®)

давления ån_реаг < ån_прод (¬) 

уменьшение ån_реаг > ån_прод (¬)

давления ån_реаг < ån_прод (®)

При равенстве  ån_реаг = ån_прод изменение давления не повлияет на состояние равновесия. Для гетерогенных реакций коэффициенты при формулах жидких и твердых веществ во внимание не принимаются. Например, при увеличении давления направление смещения равновесия в следующих реакциях таково:

а) 2 СО_2(г) + 2 Н₂О_(г) + 2 НСl_(г) D 2 СН₃Сl_(г) + 3 О_2(г)

{n_СО2 + n(Н₂О) + n(НСl)} > {n(СН₃Сl) + n(О₂)} (®)

б) 2 N₂O_(г) + S_(т) D 2 N_2(г) + SO_2(г)

{n(N₂O)} < {n(N₂) + n(SО₂)} (¬)

в) N_2(г) + H_2(г) + 2 C_(т) D 2 HCN_(г)

{n(N₂) + n(H₂)} = n(HCN) (смещения нет)

При решении  расчетных задач данного раздела  следует иметь ввиду, что при  переходе из одного состояния равновесия (исходного по условию) к другому (конечному) под влиянием внешних воздействий начальные концентрации продуктов уже не равны нулю. То же наблюдается и для реакций, которые еще не пришли к состоянию равновесия, но уже протекают.