Как найти исходные концентрации веществ если известны равновесные

ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ,КАТАЛИТИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, КАТАЛИЗАТОР.
1.Почему скорость большинства химических реакций в обычных условиях с течением времени уменьшается? Можно ли провести реакцию так, чтобы скорость ее оставалась постоянной? Что для этого нужно сделать?
2.Изменится ль скорость реакции йода с водородом, если в реакционную смесь ввести аргон? Ответ поясните.
3.Как изменится скорость реакции А + В = С, протекающей в газовой фазе в одну стадию, если а) концентрацию вещества А увеличить в 2 раза; б) концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза; в) концентрации каждого из этих веществ увеличить в 2 раза; г) концентрацию вещества А уменьшить в 2 раза, а концентрацию вещества В увеличить в 2 раза; д) увеличить в 2 раза давление в реакторе?
4.В смеси водорода с кислородом при комнатной температуре объемные доли газов не меняются неопределенно долго. Можно ли считать, что в этой смеси установилось химическое равновесие?
5.В интервале температур от 30 до 80 °С скорость некоторой реакции увеличивалась в 2 раза при нагревании на каждые 10 °С. Определите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции при увеличении температуры от 35 до 55 °С.
6.Как вы думаете, почему скоропортящиеся продукты хранят в холодильнике?

Изучая предыдущие параграфы этой главы, вы познакомились с закономерностями протекания тех реакций, которые протекают самопроизвольно ("сами по себе" , без постоянного дополнительного воздействия извне). Все эти реакции стремятся к состоянию равновесия, определяемому сочетанием энергетического и энтропийного факторов. Однако в некоторых случаях можно провести реакции, самопроизвольное протекание которых невозможно. Примером таких реакций являются реакции электролиза.
Если к противоположным граням кристалла хлорида натрия приложить металлические пластины, подключить их через амперметр к источнику электрического напряжения и замкнуть цепь, то электрического тока в цепи не будет — кристаллический хлорид натрия диэлектрик, то есть вещество, которое электрический ток не проводит. Катионы и анионы в ионном кристалле прочно связаны между собой ионной связью (электростатическими силами) и не могут свободно перемещаться.
Если те же пластины погрузить в расплав хлорида натрия (t_пл 800°) и включить источник электрического напряжения, то амперметр покажет, что в цепи протекает электрический ток. Что же происходит?
В расплаве соли ионы Na и Cl, оставаясь связанными ионной связью, хаотически движутся. Одна из погруженных в раствор пластин заряжена отрицательно (в данном случае она называется катодом), а другая — положительно (в данном случае она называется анодом). В соответствии с основным свойством заряженных частиц катионы Na начинают притягиваться к отрицательно заряженному катоду, а анионы Cl — к положительно заряженному аноду. Возникает направленное движение заряженных частиц — электрический ток. Если к расплаву приложено достаточное напряжение, то электроны с катода переходят к притянувшимся ионам Na (" разряжаются" ), при этом образуются атомы натрия:

K: Na + e — = Na.

Притянувшиеся к аноду ионы Cl, отдают свои " избыточные" электроны аноду (тоже " разряжаются" ), а образующиеся атомы хлора соединяются в молекулы:

A: 2Cl — 2e — = Cl₂.

В результате на катоде образуется натрий, а на аноде выделяется газообразный хлор.

Несмотря на то, что процессы образования продуктов реакции разделены в пространстве, можно записать уравнение этой реакции (так, как мы это делали для обычных ОВР):

Буква " Э" над знаком равенства означает, что реакция протекает при электролизе.

Само слово " электролиз" может быть переведено как " разложение электричеством" .
Электролизу могут быть подвергнуты все ионные соединения (оксиды, гидроксиды, соли), если они плавятся без разложения.
Ионные соединения, содержащие сложные ионы, также подвергаются электролизу, но при этом протекают значительно более сложные процессы.
Подвижные ионы присутствуют не только в расплавах ионных соединений, но и в их растворах (см. главу XI), и даже в некоторых твердых веществах. В этих химических системах тоже возможны электролитические реакции.

ЭЛЕКТРОЛИЗ, КАТОД, АНОД.
Какие из следующих веществ могут быть подвергнуты электролизу: BaCl₂, SiO₂, Na₂S, Al₂O₃, NaOH, H₂SO₄, Cu(OH)₂, CaCO₃?
Укажите причины, по которым остальные вещества ему не подвергаются.
2.Составьте электронные уравнения полуреакций и химические уравнения электролиза выбранных вами веществ.
1. Примеры реакций соединения, разложения, замещения и обмена.
2. Окислительно-восстановительные реакции.

Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору

Как найти начальные концентрации зная равновесные

Зная величины констант равновесия и используя стехиометрические соотношения реакции (закон сохранения массы), рассчитывают равновесный состав продуктов по следующей схеме.

Пишут уравнение реакции.

2. Пишут под формулами уравнения начальные концентрации исходных веществ (в моль/л). Если начальные концентрации продуктов реакции не оговариваются в условии задачи, они обычно принимаются равными нулю.

3. Принимают, что в ходе реакции до состояния равновесия прореагировало x моль/л какого-либо вещества. Обычно за x принимают изменение концентрации того реагента, стехиометрический коэффициент при котором в уравнении реакции наименьший, чтобы избежать дробных коэффициентов при неизвестном x. Например, прореагировало x моль/л вещества А.

4. По уравнению реакции определяют изменение концентраций других веществ.

5. Определяют равновесные концентрации веществ. При протекании реакции в прямом направлении до состояния равновесия происходит уменьшение концентраций исходных веществ и увеличение концентраций продуктов реакции.

по уравнению 1 b c 1

концентраций x b x c x x

6. Пишут выражение закона действующих масс. Подставляют в него найденные значения равновесных концентраций.

,

7. Решают уравнение. При этом учитывают, что отрицательный корень не имеет физического смысла, и убыль концентрации исходного вещества не может быть больше величины самой концентрации (начальная концентрация исходного вещества не может быть меньше его остаточной равновесной концентрации).

Находят равновесные концентрации.

4. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Истинное химическое равновесие является динамическим и подвижным: изменение внешних условий (температуры, давления, концентраций реагирующих веществ) ведет к смещению равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

Характер влияния внешних факторов на равновесные системы выражает принцип Ле Шателье.

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то смещение равновесия происходит в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет эффект внешнего воздействия.

4.1. Изменение концентраций

Равновесное состояние в системе

характеризуется (для одной и той же температуры) константой равновесия:

.

Если, например, в систему добавить водород, т.е. увеличить его концентрацию, то скорость прямой реакции увеличится (в соответствии с законом действующих масс):

_пр = k_пр [H₂] [I₂], _пр  _обр,

равновесие сместится вправо. Концентрация йодоводорода будет увеличиваться, а концентрация водорода и йода будет уменьшаться. Процесс будет протекать до тех пор, пока не установится новое равновесие. Новые равновесные концентрации всех компонентов будут другими, но соотношение между ними, определяемое константой равновесия, останется постоянным.

Если в систему ввести дополнительное количество йодоводорода, то скорость обратной реакции увеличится:

_обр = k_обр [HI] 2 , _обр  _пр ,

равновесие сместится влево.

В соответствии с принципом Ле Шателье:

— при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества;

— при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Удаление из системы продуктов (или продукта) реакции ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции, а уменьшение концентрации исходных (или исходного) веществ, приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакции.

Как определить равновесную концентрацию вещества

Зная величины констант равновесия и используя стехиометрические соотношения реакции (закон сохранения массы), рассчитывают равновесный состав продуктов по следующей схеме.

Пишут уравнение реакции.

2. Пишут под формулами уравнения начальные концентрации исходных веществ (в моль/л). Если начальные концентрации продуктов реакции не оговариваются в условии задачи, они обычно принимаются равными нулю.

3. Принимают, что в ходе реакции до состояния равновесия прореагировало x моль/л какого-либо вещества. Обычно за x принимают изменение концентрации того реагента, стехиометрический коэффициент при котором в уравнении реакции наименьший, чтобы избежать дробных коэффициентов при неизвестном x. Например, прореагировало x моль/л вещества А.

4. По уравнению реакции определяют изменение концентраций других веществ.

5. Определяют равновесные концентрации веществ. При протекании реакции в прямом направлении до состояния равновесия происходит уменьшение концентраций исходных веществ и увеличение концентраций продуктов реакции.

по уравнению 1 b c 1

6. Пишут выражение закона действующих масс. Подставляют в него найденные значения равновесных концентраций.

,

7. Решают уравнение. При этом учитывают, что отрицательный корень не имеет физического смысла, и убыль концентрации исходного вещества не может быть больше величины самой концентрации (начальная концентрация исходного вещества не может быть меньше его остаточной равновесной концентрации).

Находят равновесные концентрации.

4. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Истинное химическое равновесие является динамическим и подвижным: изменение внешних условий (температуры, давления, концентраций реагирующих веществ) ведет к смещению равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

Характер влияния внешних факторов на равновесные системы выражает принцип Ле Шателье.

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то смещение равновесия происходит в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет эффект внешнего воздействия.

4.1. Изменение концентраций

Равновесное состояние в системе

характеризуется (для одной и той же температуры) константой равновесия:

.

Если, например, в систему добавить водород, т.е. увеличить его концентрацию, то скорость прямой реакции увеличится (в соответствии с законом действующих масс):

_пр = k_пр [H₂] [I₂], _пр  _обр,

равновесие сместится вправо. Концентрация йодоводорода будет увеличиваться, а концентрация водорода и йода будет уменьшаться. Процесс будет протекать до тех пор, пока не установится новое равновесие. Новые равновесные концентрации всех компонентов будут другими, но соотношение между ними, определяемое константой равновесия, останется постоянным.

Если в систему ввести дополнительное количество йодоводорода, то скорость обратной реакции увеличится:

_обр = k_обр [HI] 2 , _обр  _пр ,

равновесие сместится влево.

В соответствии с принципом Ле Шателье:

— при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества;

— при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Удаление из системы продуктов (или продукта) реакции ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции, а уменьшение концентрации исходных (или исходного) веществ, приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакции.

Задачник по общей и неорганической химии

5. Химическое равновесие

5.1. Состояние химического равновесия

Теоретическая часть

характеризуется наступлением состояния истинного химического равновесия. В этом состоянии выполняется (по определению) условие неизменности во времени молярных концентраций реагентов и продуктов, называемых равновесными концентрациями.

В отличие от молярной концентрации некоторого вещества В (с_В) в любом неравновесном состоянии системы равновесная концентрация того же вещества обозначается квадратными скобками [В].

Для обратимой химической реакции, протекающей при некоторой температуре, устанавливаются любые, но постоянные равновесные концентрации [А], [В], [С], [D]. Они не зависят друг от друга, а определяются только положением состояния равновесия.
В соответствии с законом действующих масс состояние равновесной химической системы характеризуется константой равновесия:

Выражение (5.2) позволяет рассчитать K_С по известным равновесным концентрациям всех веществ гомогенной газофазной реакции (5.1), а также для гомогенной реакции в растворе, например

или концентрацию одного из веществ по известным равновесным концентрациям остальных веществ и K_С.

Пример 1. При некоторой температуре в системе

равновесные концентрации веществ равны соответственно 0,04, 0,12 и 0,06 моль/л. Рассчитать K_С реакции.

Ответ. Для данной реакции K_С = 0,54.

Если по условию задачи известна равновесная концентрация только одного продукта из нескольких, то перед расчетом K_С необходимо вычислить незаданные равновесные концентрации продуктов по выражению

Пример 2. При некоторой температуре в системе

равновесные концентрации С₂Н₆, О₂ и СО₂ составили соответственно 0,22, 1,34 и 0,57 моль/л. Рассчитать K_С реакции.

Ответ. Для данной реакции K_С = 0,11.

Для гетерогенных реакций, в которых при данной температуре среди реагентов и продуктов присутствуют (помимо газов) отдельные фазы твердых и жидких веществ, равновесные концентрации твердых и жидких веществ в выражение для константы равновесия не входят ввиду их постоянства во всей области существования данных агрегатных состояний этих веществ.

Действительно, равновесная концентрация некоторого жидкого вещества В или твердого вещества С есть отношение их плотности (ρ_В или ρ_С) к молярной массе (М_В или М_С):

поэтому концентрации В_(ж) и С_(т) постоянны и не зависят от присутствующего количества этих веществ в реакции.

Для некоторой гетерогенной обратимой реакции

выражение для константы равновесия имеет вид

Состояние истинного равновесия в химической системе (5.1) называют также динамическим, поскольку в ней протекает двусторонняя реакция в прямом направлении (А и В — реагенты, С и D — продукты) и обратном (А и В — продукты, С и D — реагенты). Кроме того, подход к состоянию равновесия при некоторой температуре может осуществляться как в прямом, так и в обратном направлении (рис. 5.1, поля 1 и 2). При этом кривые зависимости соотношения неравновесных концентраций веществ (составлено аналогично выражению 5.2) от времени сходятся в точке, отвечающей (по оси абсцисс) значению KС для данной реакции.

В реакции (5.1), протекающей в прямом направлении, значения [С] и [D] будут максимальными концентрациями продуктов, а [A] и [В] минимальными остаточными концентрациями реагентов. Следовательно, K_С фактически определяет равновесный (максимально возможный в данных условиях) выход каждого продукта.

Равновесный выход продукта отношение количества продукта в состоянии равновесия обратимой реакции (n_равн) к стехиометрическому количеству этого продукта в той же, но необратимой реакции (n_стех) или отношение соответствующих концентраций. Так, для реакции (5.1) имеем:

Если значение K_С велико, то произведение [С] с x [D] d много больше произведения [A] a x [B] b , т. е. в системе преобладает прямое направление реакции и равновесные концентрации продуктов намного больше, чем равновесные концентрации реагентов, а потому выход продуктов С и D велик.
Аналогично при очень малом значении K_С преобладает обратное направление реакции и выход продуктов С и D прямой реакции незначителен.
При K_С = 1 преобладание прямого и обратного направления реакции отсутствует.

Если сложная химическая реакция осуществляется в два или большее число этапов, для которых известны значения K_С, то константу равновесия этого процесса можно выразить через K_С этапов, например (все вещества — газы):

В расчетных задачах этого раздела предполагается, что подход к состоянию равновесия обратимой реакции осуществляется за счет ее прямого направления. В начальный момент реакции, протекающей по реакции (5.1), концентрации газообразных реагентов имеют некоторые (любые заданные) значения с_0А и с_0В, а концентрации газообразных продуктов равны нулю (с_0С = с_0D = 0).

Если в реакции участвуют жидкие и твердые вещества, то считается, что они полностью нелетучи и потому не имеют никакой концентрации в газовой фазе.

При протекании реакции в прямом направлении до состояния равновесия происходит уменьшение концентраций газообразных реагентов и увеличение концентраций газообразных продуктов, определяемые по закону сохранения выражениями:

Эти выражения позволяют рассчитать равновесные концентрации веществ по начальным концентрациям реагентов при известном значении K_С (и наоборот).

Пример 3. При некоторой температуре в системе

равновесная концентрация О₂ составила 0,2 моль/л. Определите начальную концентрацию реагента.

Ответ. Начальная концентрация NO₂ была равна 0,45 моль л.

Выражение для [NO₂] выведено и подставлено в расчетную формулу из закона действующих масс (5.2):

Пример 4. При Т = const рассчитайте равновесные концентрации газообразных веществ в системе

если начальная концентрация СО составляла 0,16 моль л.

Ответ. Равновесные концентрации СO и СO₂ равны соответственно 0,1 и 0,06 моль л.

Указанную систему уравнений можно было решить и относительно [СO₂], а затем вычислить значение [СO]:

Пример 5. При Т = const рассчитайте равновесные концентрации реагента и продуктов в системе

если начальное количество PCl₅ было 6 моль, а объем реактора составляет 5 л.

Решая квадратное уравнение, получаем: [Cl₂]₁ = + 0,2 моль/л (реальный корень); [Cl₂]₂ = 0,24 моль/л (нереальный корень);

Ответ. Равновесные концентрации Cl₂, PCl₅ и PCl₃ составляют 0,2, 1,0 и 0,2 моль л соответственно.

Обратите внимание на то, что один из корней квадратного уравнения всегда будет нереальным, т.е. его значение будет либо отрицательным (а такие значения концентраций не имеют химического смысла), либо положительным, но дающим для реагента неравенство [ ] > с (а начальная концентрация реагента, по определению, не может быть меньше его остаточной равновесной концентрации). В этом примере значение нереального корня отрицательное.

В системе A(г)+2В(г)С(г) равновесие концентрации равны:

[A]=0,6 моль/л, [В]=1,2 моль/л, [С]=2,16 моль/л.

Найдите константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Из уравнения видны, что 1 моль вещества А образует 1 моль вещества С, значит 2,16 моля образуется на 2,16 моль А.

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Понятие химического равновесия

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние температуры на химическое равновесие

Влияние давления на химическое равновесие

Влияние концентрации на химическое равновесие

Константа химического равновесия

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Понятие химического равновесия

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Такое равновесие называется еще подвижным или динамическим равновесием.

Признаки химического равновесия

1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия):

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции ΔH, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону.

В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO₂. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O₂ вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO₂. Увеличение концентрации NO₂ смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении инертного газа равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

константа химической реакции К_с есть отношение:

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ΔG_T о = – RTlnK (2)

Примеры решения задач

Задача 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO _(г) + O_{2 (г)}→2CO_{2 (г)} составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,32 моль/л, [CO₂] = 0,16 моль/л. Определите константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O₂, если исходная смесь не содержала СО₂.

Решение.

Во второй строке под С_{прореагир} понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO₂, причем, С_исходн= С_{прореагир} + С_равн.

Задача 2. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса

Решение.

ΔG₂₉₈ о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10 3 Дж.

lnK = 33,42·10 3 /(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H₂ , I₂ и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H_2.

Тогда, К = (2х) 2 /((1-х)(2-х))

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Задача 4. Используя справочные данные, определите температуру, при которой константа равновесия процесса: H_2(г) + HCOH_(г) →CH₃OH_(г) становится равной 1. Принять, что ΔН о _Т » ΔН о ₂₉₈, а ΔS о _T » ΔS о ₂₉₈.

Решение.

Если К = 1, то ΔG о _T = — RTlnK = 0;

ΔН о ₂₉₈ = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 10 3 Дж;

ΔS о ₂₉₈ = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;

Задача 5. Для реакции SO_2(Г) + Cl_2(Г) →SO₂Cl_2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию SO₂Cl₂, если исходные концентрации SO₂, Cl₂ и SO₂Cl₂ равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO_2.

Решая это уравнение, находим: x₁ = 3 и x₂ = 1,25. Но x₁ = 3 не удовлетворяет условию задачи.

Следовательно, [SO₂Cl₂] = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.

Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением количества
газообразных веществ, то равновесие сместится вправо в реакции 3.

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:

составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H₂] = 0,6 моль/л, [Br₂] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

К = 4; исходная концентрация HBr составляет 1,5 моль/л.

3. Для реакции H_2(г) + S_(г) →H₂S_(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определите равновесные концентрации H₂ и S, если исходные концентрации H₂, S и H₂S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

[H₂] = 0,5 моль/л; [S] = 1,5 моль/л.

4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса

становится равной 1. Примите, что ΔН о _Т≈ΔН о ₂₉₈, а ΔS о _T≈ΔS о ₂₉₈

5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:

6. Для реакции 2С₃Н_8(г) → н-С₅Н_12(г)+СН_4(г) при температуре 1000 К константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию н-пентана, если исходная концентрация пропана равна 5 моль/л.

7. При температуре 500 К константа равновесия процесса:

равна 3,4·10 -5 . Вычислите Δ G о ₅₀₀.

8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С₆Н_14(г)+ 2С₃Н_6(г)+Н_2(г) равна 8,71. Определите ΔG о _f,800(С₃Н_6(г)), если ΔG о _f,800(н-С₆Н_14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО_(г) + Cl_2(г) →СO₂Cl_2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO₂Cl_2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО_(г) и Cl_2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО_2(г) + О_2(г) →2SO_3(г) составляли: [SО₂ ]=0,10 моль/л, [О₂]=0,16 моль/л, [SО₃]=0,08 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации SО₂ и О₂.

К=4,0; исходная концентрация SО₂ составляет 0,18 моль/л;
исходная концентрация О₂ составляет 0,20 моль/л.

Расчет равновесного состава продуктов химической реакции

Зная величины констант равновесия при данных условиях и используя стехиометрические соотношения реакции (закон сохранения массы), рассчитывают равновесный состав продуктов по следующей схеме.

1. Пишут уравнение реакции.

2. Пишут под формулами уравнения начальные концентрации исходных веществ (в моль/л). Если начальные концентрации продуктов реакции не оговариваются в условии задачи, они обычно принимаются равными нулю.

состояние [А]0 [В]0 [С]0 0

по уравнению 1 b c 1

концентраций x b x c x x

состояние [А]0 x [В]0 – bx [С]0 + c x x

3. Принимают, что в ходе реакции до состояния равновесия прореагировало x моль/л какого-либо вещества. Обычно за x принимают изменение концентрации того реагента, стехиометрический коэффициент при котором в уравнении реакции наименьший, чтобы избежать дробных коэффициентов при неизвестном x. Например, прореагировало x моль/л вещества А.

4. По уравнению реакции определяют изменение концентраций других веществ.

5. Определяют равновесные концентрации веществ. При протекании реакции в прямом направлении до состояния равновесия происходит уменьшение концентраций исходных веществ и увеличение концентраций продуктов реакции.

6. Пишут выражение закона действующих масс. Подставляют в него найденные значения равновесных концентраций.

7. Решают уравнение с одним неизвестным. При этом учитывают, что отрицательный корень не имеет физического смысла, и убыль концентрации исходного вещества не может быть больше величины самой концентрации (начальная концентрация исходного вещества не может быть меньше его остаточной равновесной концентрации).

8. Находят равновесные концентрации.

Приведенная схема расчета может быть применена также для

определения исходных (начальных) молярных концентраций, если известны равновесные концентрации реагентов.

Как решать 23 задание ЕГЭ по химии

BY

Как решать задание 23 в ЕГЭ по химии в 2022-2023? Установить исходную концентрацию веществ, найти известное вещество, по которому будут проводиться расчеты. Затем провести расчеты по уравнению реакции и найти неизвестные концентрации.

Особенности задания

Как решать новое задание 23 в ЕГЭ по химии, которое появилось только в 2022 году? Разумеется, хорошенько подготовившись – аналогов этой задаче до сих пор не было, в 2023 году она будет использоваться лишь второй раз. Поэтому важно заранее получить максимум информации о том, как можно найти правильный ответ.

Прежде чем разбираться, как решать номер 23 в ЕГЭ по химии, отметим, что задание относится к повышенному уровню сложности. Соответственно, за правильное решение можно заработать два первичных балла. На выполнение отводится в среднем 5-7 минут.

В задании проверяются ваши знания и умения в следующих областях:

• Обратимые и необратимые химические реакции;
• Химическое равновесие и его смещение под воздействием различных факторов;
• Расчеты количества вещества, его массы или объема газов по известному количеству вещества, массе или объему одного из участвующих в реакции веществ.

Если вкратце: вот как делать 23 задание на ЕГЭ по химии: проанализировать исходные данные и установить известные концентрации вещества. После этого произвести расчеты по уравнению реакции и вычислить неизвестные вещества.

Демонстрационные задания

А теперь на практике покажем, как решать задачи 23 в ЕГЭ по химии – используем несколько демонстрационных вариантов. Помните, что нет никакой гарантии, что именно эти задачки попадутся в вашем комплекте заданий. Но ими можно руководствоваться как примером.

Итак, первый вариант решения 23 номера ЕГЭ по химии.

В замкнутый реактор поместили газообразную смесь оксида азота (II) с кислородом и нагрели. В результате протекания обратимой реакции 2NO(г) + O2(г) ⇄ 2NO2(г) в системе установилось равновесие.

Используя данные, приведенные в таблице, определите равновесные концентрации оксида азота (II) (Х) и кислорода (Y).

На основании приведенных данных рассказываем, как решать 23 задание ЕГЭ по химии:

Сначала производим базовый расчет: исходя из приведенной информации, следует, что в реакторе не было NO2, а значит, исходная концентрация NO2 равна нулю.

Известное вещество (с известной исходной и равновесной концентрацией) – это NO2, которого образовалось 0,2 моль.

Теперь переходим к стехиометрическим расчетам. Подставляем нужные цифры:

• 2NO(г) + O2(г) ⇄ 2NO2(г)
• 0,2 + 0,1 ⇄ 0,2

Из уравнения реакции становится ясно, что прореагировали 0,2 моль NO и 0,1 моль О2.

Наконец, переходим к окончательным расчетам. Еще раз представим перед собой таблицу и подставим нужные значения:

Итого, получаем следующий ответ:

• х = 0,5 – 0,2 = 0,3
• у = 0,8 – 0,1 = 0,7

Еще один разбор 23 задачи ЕГЭ по химии 2022-2023. Хороший пример, который может помочь вам разобраться.

В реактор для синтеза метанола постоянного объема поместили водород и угарный газ. В результате протекания обратной химической реакции 2Н2(г) + СО(г) ⇄ СН3ОН(г) в системе установилось химическое равновесие.

Используя данные, приведенные в таблице, определите равновесную концентрацию угарного газа (Х) и исходную концентрацию водорода (Y).

Решение демо 23 задания ЕГЭ по химии 2022 выглядит так:

Так как в первоначальный момент в системе не было метанола (а в состоянии равновесия метанола стало 0,4 моль), соответственно, изменения в ходе реакции по метанолу будет равно +0,4 моль.

Далее необходимо определить, сколько угарного газа было потрачено на реакцию. Концентрация угарного газа в ходе реакции уменьшается, из уравнения реакции следует, что n(CH3ОН):n(CO) = 1:1. Отсюда следует, что n(CO) = n(CH3ОН) = 0,4 моль.

Равновесную концентрацию угарного газа можно посчитать так: [СО]равн = [СО]исх – [CO]измен = 2 моль/л = 0,4 моль/л = 1,6 моль/л.

Первая часть разбора 23 задания ЕГЭ по химии 2022г. окончена, теперь посчитаем второе неизвестное значение:

Из уравнения реакции следует, что n(CH3ОН):n(Н2) = 1:2, отсюда следует, что n(Н2) = 2n(CH3ОН) = 2х0,4 = 0,8 моль.

Концентрация водорода в ходе реакции уменьшается. Чтобы найти исходную концентрацию водорода: [H2]исх – [H2]измен = 1,2 моль/л.

[H2]исх = [H2]измен + [H2]равн = 1,2 моль/л + 0,8 моль/л = 2 моль/л.

Ответ: х = 1,6 моль/л, у = 2 моль/л.

Как вам такое объяснение 23 задания ЕГЭ по химии 2022 года? Как видите, задачи действительно сложные – нужно знать довольно много вещей и свободно оперировать химическими формулами. Что может быть довольно сложно, если на уроках вы уделяли недостаточно внимания этим темам. Хорошо, что еще есть время на подготовку!

Решение задачи 23 в ЕГЭ по химии 2022-2023 вполне доступно каждому. Конечно, если вы понимаете смысл нужных понятий и умеете пользоваться вычислениями по химическим формулам и уравнениям. Задание это новое, поэтому лучше прорешать все доступные демонстрационные варианты перед экзаменом, чтобы хорошенько подготовиться!

Задачи на константу равновесия

, кДж/моль

Оценить возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении и значение константы равновесия.

Решение.

Рассчитаем стандартную энергию Гиббса реакции по первому следствию из закона Гесса:

 SО₃  NO  NO₂  SO₂  32 кДж.

 0, следовательно, процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении.

Величину K_c найдем из уравнения изотермы Вант-Гоффа:

ΔG 0 _р-и = — RTlnK_c= — 8,31∙T ∙2,303 lgK_c

Отсюда: lgK_c = — ΔG 0 _р-и /19,15T = 32000/(19,15∙298) = 5,6.

K_c  1, т. е. при данной температуре равновесие данной реакции сильно смещено в сторону образования продуктов реакции.

2. Для равновесной реакции: N₂  3H₂ ⇄ 2NH₃ имеются следующие данные:  92,4 кДж,  197,8 Дж/К.

1) Рассчитать: а) температуру, при которой система находится в равновесии (K_c  1);

б) значение константы равновесия при 298 К.

2) Указать направление смещения равновесия при повышении (понижении) температуры.

При К_с  1 стандартная энергия Гиббса равна нулю. Тогда из соотношения: получим:

Для данной реакции зависимость энергии Гиббса от температуры выглядит следующим образом:

При стандартной температуре (298 К):

Значение К_с при данной температуре найдем из соотношения:

lgK_{c 298} = — ΔG 0 ₂₉₈ /19,15T = 33400/(19,15∙298) = 5,9.

Проведенный расчет показывает, что:

Это означает, что при понижении температуры равновесие смещается в прямом направлении.

Аналогичный вывод можно сделать и исходя из принципа Ле Шателье. Действительно реакция образования аммиака – экзотермическая (  0), следовательно при повышении температуры равновесие смещается в сторону обратной реакции (разложения аммиака), а при понижении температуры – в сторону прямой реакции (синтеза аммиака).

3. Для реакции CO_2(газ)  H_2(газ) ⇄ CO_(газ)  H₂O_(пар) константа равновесия равна 1. Исходные концентрации веществ составили: С₀(СO₂) = 0,2 моль/л; С₀(H₂) = 0,8 моль/л. Рассчитать, при каких концентрациях всех четырех веществ установилось равновесие.

Обозначим концентрации С(СО₂) и С(Н₂), вступивших в реакцию, через «х», т. е. С(СO₂)_{прореаг.}  С(H₂)_{прореаг.}  х моль/л.

CO_2(газ)  H_2(газ) ⇄ CO_(газ)  H₂O_(пар)