Материал: Общая химия с физкалом
Количественной характеристикой состояния равновесия служит величина, называемая константа химического равнове-
сия, которая является выражением закона действующих масс для обратимых систем.
Для процесса аА + bВ ↔ сС + dD константа равновесия, записанная через концентрации имеет вид:
[C]c[D]d
Кс [A]a [B]b
, где [A], [B], [C], [D] – равновесные
концентрации в моль/л; а, b, c, d – стехиометрические коэффициенты.
Для газовых систем записывают константу равновесия через давления
|
|
|
P |
c P |
d |
K |
p |
|
C |
D |
|
|
a P |
b |
|||
|
|
P |
|||
|
|
|
|||
|
|
|
A |
B |
|
смеси.
, где Р – парциальные давления газов в
Для концентрированных растворов и неидеальных газов пользуются константой равновесия, записанной через активные
концентрации:
|
|
|
a |
c |
a |
d |
K |
|
|
C |
D |
||
a |
|
|
||||
|
a |
a |
b |
|||
|
|
a |
||||
|
|
|
||||
|
|
|
A |
B |
||
|
|
|
|
|
Константа равновесия связана с энергией Гиббса соотношением, называемым изотермой химической реакции:
∆Gо = -RTlnK.
Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентраций веществ. Таким образом, при постоянной температуре константа равновесия обратимой реакции - величина постоянная, показывающая отношение произведения равновесных концентраций (давлений, активностей) продуктов реакции к произведению равновесных концентраций (активностей, давлений) исходных веществ, при этом все концентрации возведены в степень стехиометрических коэффициентов.
Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции связаны между собою. Изменение концентрации любого из этих веществ влечет за собою изменения
51
концентрации всех остальных веществ; в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между ними вновь отвечает константе равновесия. Численное значение константы равновесия характеризует выход данной реакции. Например, при К>>1 выход реакции велик, потому что при этом равновесии концентрации продуктов реакции много больше концентраций исходных веществ. При К<<1, выход реакции мал, т.к. при этом равновесии концентрации продуктов реакции много меньше концентраций исходных веществ.
В гетерогенных системах в выражение константы равновесия, так же как и в выражение закона действующих масс, входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Содержание веществ твердой фазы учитывается в значении константы равновесия, т.к. является величиной постоянной и в выражение константы равновесия не пишется.
Запишем константы равновесия процессов:
1) Для гомогенной реакции: 4НС1г + О2 г ↔ 2Н2Ог + 2С12 г
Kc
[H2O]2 [Cl 2 ]2 [HCl ]4 [O2 ]
;
|
|
|
P |
2 |
P |
2 |
|
|
|
|
|
|
|
||
K |
|
|
Н О |
С1 |
|||
|
|
|
2 |
|
2 |
||
|
|
|
|
|
|
||
|
P |
|
P |
4 |
P |
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
НС1 |
O |
||
|
|
|
|
|
|
|
2 |
3) Для гетерогенной реакции: MgО кр + СО2 г = MgСО3 кр
K |
|
|
1 |
|
|
c |
[CO |
] |
|||
|
|
||||
|
|
|
|||
|
|
|
2 |
|
Kp |
1 |
|
|
PCO2 |
ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ III. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Выберите один правильный ответ
1. МАТЕМАТИЧЕСКОЕВЫРАЖЕНИЕ ЗАКОНА ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС ДЛЯ РЕАКЦИИ: 2NО Г + О2 Г = 2NО2 Г
|
|
|
|
1) V |
k CNO |
2) V |
k CNO |
|
|
|
2 |
52
3)V k C2 NO CO2
|
|
4) |
V |
k CO2
2. |
КОНСТАНТА СКОРОСТИ РАВНА 4 Л2/МОЛЬ2, КОНЦЕНТ- |
||||
|
РАЦИЯ ВЕЩЕСТВА А – 0,05 МОЛЬ/Л, ВЕЩЕСТВА В – |
||||
|
0,2 МОЛЬ/Л. СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ А Г + 2В Г → АВ2 Г |
||||
|
РАВНА |
|
|
|
|
|
1) 0 |
2) 0,008 |
3) 0,8 |
4) 0,004 |
|
3. |
СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ 2SO2Г + |
О2Г = 2SO3Ж |
ПРИ |
||
|
УВЕЛИЧЕНИИ ДАВЛЕНИЯ В СИСТЕМЕ В 2 РАЗА |
|
|||
1)увеличится в 8 раза
2)уменьшится в 16 раз
3)уменьшится в 8 раз
4)не изменится
4.СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ 3Н2 Г + N2 Г = 2NH3 Г ПРИ УВЕЛИЧЕНИИ КОНЦЕНТРАЦИИ Н2 В 3 РАЗА
1)увеличится в 3 раза
2)увеличится в 9 раз
3)увеличится в 18 раз
4)увеличится в 27 раз
5.ЕСЛИ ПРИ УВЕЛИЧЕНИИ ТЕМПЕРАТУРЫ ОТ 30ОС ДО 60ОС СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ УВЕЛИЧИЛАСЬ В 27 РАЗ, ТО ТЕМПЕРАТУРНЫЙ КОЭФФИЦИЕНТ СКОРОСТИ РАВЕН
1) 3 2) 2 3) 4 4) 2.73
6. ПРИ ТЕМПЕРАТУРЕ 20ОС РЕАКЦИЯ (ТЕМПЕРАТУРНЫЙ КОЭФФИЦИЕНТ РАВЕН 4) ПРОТЕКАЕТ ЗА 16 МИН, СЛЕДОВАТЕЛЬНО, ДЛЯ ОКОНЧАНИЯ РЕАКЦИИ ЗА15C
ТЕМПЕРАТУРУ |
ГАЗООБРАЗНОЙ |
СМЕСИ |
НАДО |
|
ПОВЫСИТЬ ДО…ОС |
|
|
||
1) 50 |
2) 30 |
3) 40 |
4) |
20 |
7. РАВНОВЕСИЕ В СИСТЕМЕ N2(Г) + O2(Г) 2NO(Г) |
Н > 0, |
|||
БУДЕТ СМЕЩАТЬСЯ В СТОРОНУ ПРОДУКТА РЕАКЦИИ ПРИ
53
1)увеличении концентрации кислорода
2)увеличении давления
3)уменьшении давления
4)понижении температуры
8. В СИСТЕМЕ Fe2O3 (ТВ) + 3CO (Г) 2Fe (ТВ) + 3CO2 (Г)
СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ НЕ ВЛИЯЕТ
1)увеличение концентрации СО
2)уменьшение температуры
3)увеличение давления
4)уменьшение концентрации CO2
Н < 0, НА ВПРАВО
9. РАВНОВЕСИЕ В СИСТЕМЕ ЗО2(Г) 2О3(Г) Н > 0, СМЕСТИТСЯ ВПРАВО ПРИ УМЕНЬШЕНИИ:
1)температуры
2)давления
3)концентрации O2
4)концентрации O3
10.ДЛЯ УВЕЛИЧЕНИЯ ВЫХОДА ПРОДУКТА РЕАКЦИИ:
N2 Г + 3Н2 Г ↔ 2NH3 Г Н < 0,
НЕОБХОДИМО
1)повысить температуру
2)повысить давление
3)повысить концентрацию NН3
4)уменьшить концентрацию N2
11.СМЕЩЕНИЮ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ВПРАВО В
СИСТЕМЕ С02(Г) + C(TB) 2СО(Г) |
Н > 0, БУДЕТ |
СПОСОБСТВОВАТЬ |
|
1)уменьшение температуры
2)уменьшение давления
3)увеличение концентрации СО
4)уменьшение концентрации CO2
12.РЕАКЦИЯ ПРОТЕКАЕТ ПО УРАВНЕНИЮ: NО + С12 ↔ NОС12 ИЗВЕСТНЫ РАВНОВЕСНЫЕ КОНЦЕНТРАЦИИ
54
(МОЛЬ/Л): |
[NO] = 0,1; [Cl2] = 0,4; [NOCl2] = 4. |
||
КОНСТАНТА |
РАВНОВЕСИЯ |
ДАННОЙ |
РЕАКЦИИ |
РАВНА |
|
|
|
1) 0,01 |
2) 100 |
3) 0,16 |
4) 16 |
|
Ответы к тесту на стр. 207 |
|
|
Тестовые задания для самоконтроля по теме III на стр. 293 Ответы к тестовым заданиям для самоконтроля по теме III на стр. 313
ТЕМА IV. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. ПОВЕДЕНИЕ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ
4.1. Понятие об электролитах и неэлектролитах. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации, константа ионизации. Закон разбавления Оствальда
Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам также относится большинство неорганических веществ: соли, кислоты, основания, а также некоторые органические вещества: карбоновые кислоты и их соли, соли аминов.
Неэлектролиты – вещества, растворы которых не проводят электрический ток. Это большинство органических веществ.
Электролитическая диссоциация – это процесс распада на ионы электролита при растворении в воде или расплав-лении.
Для количественной характеристики силы электролита - глубины распада электролита на ионы в результате взаимодействия вещества и растворителя используются две величины:
степень диссоциации (ионизации) - ;
константа ионизации - Кион.
55