Принципът на Льо Шателие се прилага за. Принципът на Льо Шателие

Основните етапи на биографията

Льо Шателие е роден в Париж в семейството на минен инженер. От ранна възраст баща му вдъхва на сина си интерес към науката. Майка, възпитана в строгост и дисциплина под мотото „Редът е една от най-съвършените форми на цивилизация“. Льо Шателие получава основното и средното си образование в Rolland College, като в същото време учи във Военната академия.

Получава образование в Политехническото училище, по-късно - във Висшето минно училище в Париж. По време на следването си Льо Шателие работи за A.E. Сейнт Клер Девил в лабораторията, посещава лекции в College de France. Той обичаше природните науки, древните езици, религиозните въпроси.

Работил е като минен инженер в Безансон и в Париж.

През 1875 г. се жени.

От 1878 до 1919 г. - професор във Висшето минно училище и почти едновременно (1898-1907) - професор в College de France.

1886 - Кавалер на Ордена на Почетния легион.

Между 1907 и 1925 г Работил е в Парижкия университет като асистент и ръководител на катедрата по химия.

През 1898 г. той наследява Пол Шютценберг в Collège de France, където преподава неорганична химия.

1907 г. - главен инспектор на мините.

От 1907 г. е член на Парижката академия на науките.

През 1916 г. Лондонското кралско общество удостоява Льо Шателие с медала на Дейви.

От 1931 г. - президент на Френското химическо дружество. Бил е член на много академии на науките и научни дружества, включително чуждестранен член-кореспондент на Санкт Петербургската академия на науките и почетен член на Академията на науките на СССР.

Льо Шателие умира през 1936 г. на 85-годишна възраст.

Научна дейност

Основните научни постижения включват:

1. Той изучава процесите на горене, запалване, експлозии, детонация на огнеупорен газ (заедно с F. Mallar и P.E.M. Berthelot).
2. Той предложи метод за определяне на топлинния капацитет на газовете при високи температури.
3. Изучава химични и технологични процеси в металургията.
4. Той формулира закона за изместване на химическото равновесие, според който равновесието в равновесна система под външно въздействие ще се измести в посока, противоположна на това действие (принципът на Льо Шателие).
5. Той проектира термоелектричен пирометър, който дава възможност да се определи температурата на телата по техния цвят; създава металографски микроскоп, който помага за изследване на непрозрачни тела, подобрява методологията за изследване на структурата на металите и сплавите.
6. Той потвърди аналогията между разтвори и сплави, като изследва температурния режим на кристализация на системи, състоящи се от два метала и две соли.
7. Изучава методите за получаване и свойствата на циментите, изследва проблемите на изпичането на цимент и неговото втвърдяване. Той създава теорията за "кристализацията" - теорията за втвърдяването на цимента.
8. Той изведе термодинамично уравнение, което установява връзката между температурата на процеса на разтваряне, разтворимостта и топлината на сливане на веществото.
9. Изобретява платинено-родиевата термодвойка.
10. Той открива условията за синтез на амоняк.

Температурен ефект

При всяка обратима реакция една от посоките съответства на екзотермичен процес, а другата на ендотермичен.

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

Предната реакция е екзотермична, а обратната е ендотермична.

Влиянието на промяната на температурата върху положението на химичното равновесие се подчинява на следните правила: Когато температурата се повиши, химическото равновесие се измества в посока на ендотермичната реакция, когато температурата намалява, в посока на екзотермичната реакция.

Влияние на налягането

При всички реакции, включващи газообразни вещества, придружени от промяна в обема поради промяна в количеството вещество при прехода от изходните вещества към продуктите, положението на равновесие се влияе от налягането в системата.

Влиянието на налягането върху положението на равновесието се подчинява на следните правила: С увеличаване на налягането равновесието се измества в посока на образуване на вещества (или изходни продукти) с по-малък обем; когато налягането намалява, равновесието се измества в посока на образуване на вещества с голям обем:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Така при прехода от изходните вещества към продуктите обемът на газовете намалява наполовина. Това означава, че с повишаване на налягането, равновесието се измества към образуването на NH 3, както се вижда от следните данни за реакцията на синтез на амоняк при 400°C:

Влияние на концентрацията

Влиянието на концентрацията върху състоянието на равновесие се подчинява на следните правила:

• С увеличаване на концентрацията на едно от изходните вещества, равновесието се измества в посока на образуване на реакционни продукти;
• С увеличаване на концентрацията на един от реакционните продукти, равновесието се измества в посока на образуване на изходните вещества.

Бележки

Фондация Уикимедия. 2010 г.

Вижте какво представлява "принципът на Ле Шателие-Браун" в други речници:

Принципът на Льо Шателие Браун (1884), ако върху система в стабилно равновесие се въздейства отвън, променяйки някое от условията на равновесие (температура, налягане, концентрация, външно електромагнитно поле), тогава в ... ... Wikipedia

Принципът на Льо Шателие Браун (1884), ако върху система в равновесие се въздейства отвън, променяйки някое от условията (температура, налягане, концентрация), тогава равновесието се измества по такъв начин, че да намали промяната. Анри ... ... Уикипедия

Принципът на Льо Шателие-Браун- Le Šateljė ir Brauno principas statusas T sritis chemija apibrėžtis Principas, pagal kurį pusiausviroji sistema, kintant išorės sąlygoms, pati mažina išorės poveikį. atitikmenys: engl. Принципът на Le Chatellier Braun рус. Принципът на Льо Шателие-Браун... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

Анри Луи Льо Шателие Анри Луи Льо Шателие (фр. Henri Louis Le Chatelier; 8 октомври 1850, Париж 17 септември 1936, Miribel les Echelles) френски физик и химик. Съдържание 1 Биография ... Уикипедия

След като разгледахме как промяната в концентрациите на реагентите влияе на състоянието на равновесие, нека продължим да разглеждаме ефекта от промените в температурата и налягането върху равновесието.

Повишаването на температурата ускорява всички химични реакции като цяло, но това ускорение е различно за различните реакции. В повечето случаи скоростта на предната и обратната реакция не се променя с еднакъв брой пъти и една от тях започва да протича по-бързо. Въпреки това, натрупването на продукти от доминиращата реакция, от една страна, и намаляването на веществата, участващи в нея, от друга, постепенно изравняват скоростта на двата процеса. Така отново се установява равновесие, но при различни концентрации на всяко от веществата, отколкото преди. От това следва, че всяка температура съответства на своето собствено състояниеравновесие, както, например, всяка температура има свой собствен .

Посоката, в която се измества равновесието с промяна на температурата, се определя от закона на Вант Хоф, който се прилага за всяка равновесна система:

Ако температурата на една система в равновесие се промени, когато температурата се повиши, равновесието се измества в посока на процеса, който протича с поглъщането на топлина, а когато температурата намалява, то се измества в обратна посока.

По отношение на обратимите химични процеси това означава, че повишаването на температурата причинява изместване на равновесието към ендотермична реакция, намаляването на температурата измества равновесието в обратна посока.

Да дадем примери.

Йодидът се разлага при нагряване до йод и. Реакцията е обратима и при високи температури протича отляво надясно с поглъщане на топлина:

2HJ⇄H 2 + J 2 - 12 kcal

С повишаване на температурата равновесието се измества надясно, концентрациите на водород и йод в сместа се увеличават и концентрацията на йодородния йодид намалява.

Всяко обратимо разлагане в химията се нарича дисоциация.Ако този процес е причинен от нагряване, той се нарича термична дисоциация.

Подобно на водородния йодид, много други се дисоциират при нагряване. Във всички такива случаи повишаването на температурата, в съответствие със закона на Van't Hoff, се увеличава (т.е. относителното количество на разложената материя), измествайки равновесието към образуването на продукти на дисоциация.

Пример за реакция, която протича с отделяне на топлина, е реакцията на образуване на серен анхидрид от серен анхидрид и кислород:

2SO 2 + O 2 ⇄ 2SO3+46 kcal

В този случай повишаването на температурата измества равновесието наляво, тъй като обратната реакция очевидно протича с поглъщане на топлина (виж, например, стр. 73). За да се измести равновесието надясно, т.е., за да се увеличи съдържанието на SO 3 в реакционната смес, е необходимо да се понижи температурата.

Законът на Вант Хоф е само частен случай на по-общ закон, който определя влиянието на различни фактори върху една равновесна система и е известен като

Принципът на Льо Шател Приложен към химичното равновесие, този принцип може да бъде формулиран по следния начин.

Ако промените едно от условията, при които системата е в състояние на химическо равновесие, като температура, налягане или концентрация, равновесието се измества в посоката на реакцията, която противодейства на промяната.

Прилагайки този принцип в случай на промяна на температурата, виждаме, че повишаването на температурата трябва да измести равновесието в посока на реакция, която понижава температурата и следователно продължава с поглъщането на топлина. Понижаването на температурата причинява изместване на равновесието към реакция, която протича с отделяне на топлина.

Изместване на равновесието с промяна в налягането чрез компресиране на смес от реагиращи вещества може да се осъществи, когато газообразни вещества участват в реакцията. В този случай, според принципа на Льо Шателие, равновесието трябва да се измести към реакцията, която отслабва направената промяна, т.е. намалява налягането, ако е увеличено, и се увеличава, ако е намалено. Но в затворено пространство при постоянна температура промяна в налягането в резултат на реакция може да настъпи само ако реакцията е придружена от промяна в общия брой молекули на газообразните вещества. Например, реакцията на образуване на азотен диоксид от азотен оксид и кислород при висока температура е обратима и не стига до края:

2NO + O 2 ⇄ 2NO 2

Тъй като само две молекули азотен диоксид се образуват от две молекули азотен оксид и една молекула кислород, очевидно е, че превръщането на азотен оксид и кислород в азотен диоксид в затворен съд ще доведе до намаляване на налягането. Обратната реакция - разлагането на азотен диоксид в азотен оксид и - ще бъде придружена от повишаване на налягането. Следователно, ако при стационарно равновесие компресираме газовата смес и по този начин увеличим налягането, тогава, съгласно принципа на Льо Шателие, равновесието след компресия ще започне да се измества надясно и налягането отново ще намалее. Обратно, ако позволим на сместа да поеме повече обем и по този начин да намалим налягането, равновесието ще се измести наляво, което ще доведе до повторно повишаване на налягането. Така стигаме до следното заключение:

При повишаване на налягането равновесието се измества към образуването на по-малък брой газови молекули, при намаляване на налягането - към образуване на по-голям брой молекули.

Ясно е, че ако по време на реакцията броят на молекулите на газообразните вещества не се промени, както например по време на реакцията

CO 2 + H 2 ⇄ CO + H 2 O

тогава нито повишаването, нито намаляването на налягането нарушават равновесието.

И накрая, лесно е да се види, че изместването на равновесието с промяна в концентрациите на реагиращите вещества също се подчинява на принципа на Льо Шателие. Наистина, когато увеличим концентрацията на едно от веществата, участващи в равновесието, равновесието винаги се измества към реакцията, която понижава концентрацията на същото вещество. Например, при реакцията между въглероден диоксид и водород, увеличаването на концентрацията на въглероден диоксид измества равновесието към образуването на въглероден оксид и водна пара и концентрацията на въглероден диоксид отново намалява. Напротив, намаляването на концентрацията на едно от веществата причинява изместване на равновесието към образуването на това вещество.

Въвеждането на катализатор в равновесна система не променя състоянието на равновесие, тъй като катализаторът еднакво ускорява както предната, така и обратната реакция. Въпреки това ролята на катализаторите в обратимите реакции е много важна. При ниски температури, поради ниската скорост на реакцията, равновесието между взаимодействащите вещества обикновено се установява много бавно. Отнема много време да се изчака образуването на значително количество реакционни продукти. Възможно е, разбира се, да се ускори настъпването на равновесие чрез повишаване на температурата, но ако продуктът, който ни интересува, се образува с отделянето на топлина, тогава ще се получи много малко, тъй като при висока температура равновесието ще бъде силно изместен в обратна посока. Използването на катализатори дава възможност да се ускори настъпването на равновесие без повишаване на температурата и по този начин да се получи същото количество вещество, но за по-кратко време.

Николаевско средно училище

Публичен урок:

„Химическо равновесие.

Принципът на Льо Шателие.

Подготвено от:

учител по химия

Сафонова Н.В.

тема: „Химическо равновесие. Принципът на Льо Шателие.

Цели на урока: обобщават и задълбочават познанията за обратимите химични реакции, химичното равновесие и условията за неговото изместване. Помислете за принципа на Льо Шателие.

План на урока.

1. Проверка на домашното: класификация на химичните реакции.

2. Обяснение на новия материал.

3. Затвърждаване на изучаваното

4. Домашна работа.

5. Резултатите от урока.

Проверка на домашната работа.

1) Как се класифицират химичните реакции? Дайте имена според различни критерии за класификация:

Отговор: Според броя и състава на реагентите и реакционните продукти: изомеризация, комбиниране, разлагане, заместване и обмен;

Чрез промяна на степените на окисление: OVR и без промяна чл. ДОБРЕ.;

Според топлинния ефект: екзо- и ендотермичен;

По фазов (агрегатен) състав: хомо- и хетерогенни;

Според участието на катализатора: каталитичен и некаталитичен;

По посока: необратими и обратими и т.н.

2) Студентите получават задачи и провеждат реакции в микролаборатории.

Лабораторна работа.

Извършвайте реакции, посочете знаци, съставете уравнения в молекулярна и йонна форма, посочете вида на всяка реакция, коя от тях отива до края? Добавете 2-3 капки от всеки реагент към епруветките.

а) натриев карбонат + солна киселина →

б) натриев хидроксид (добавете капка фенолфталеин) + сярна киселина →

в) меден(II) сулфат + натриев хидроксид →

г) железен(III) хлорид + сярна киселина →

Отговор: това са обменни реакции, при първата реакция се отделя газ, във втората се образува вода (слабо дисоцииращо вещество), при третата се утаява утайка, а четвъртата е обратима, не се наблюдават признаци на реакцията. Според правилото на Бертоле, обменните реакции, протичащи в разтворите, завършват само ако образуват утайка, газ или вода.

3) Определете обратими и необратими реакции.

Отговор: обратими реакции - реакции, протичащи във взаимно противоположни посоки, необратими - протичат само в една посока, с пълно превръщане на изходните вещества.

Обяснение на новия материал:

Установихме, че реакцията

2FeCl 3 + 3Н 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + 6HCl

2Fe 3+ +6Cl - +6H + +3SO4 2- 2Fe 3+ +3SO4 2- +6H + +6Cl -

е обратимо, учениците се канят да прочетат уравнението на директната и обратната реакция.

В началния етап скоростта на предната реакция значително надвишава скоростта на обратната реакция, но идва момент, когато скоростите им се изравняват.

Нарича се състоянието на система, при което скоростта на предната реакция е равна на скоростта на обратната реакцияхимичен баланс.

Химическото равновесие единамичен (мобилен), тъй като когато се случи, и предната, и обратната реакция протичат едновременно с една и съща скорост.

При постоянно температура, налягане, равновесие на обратима реакция може да продължи неопределено време.

Принципът на Льо Шателие.

Много малко реакции са необратими. Повечето промишлени синтези се основават на обратими реакции.

В производството, разбира се, те се интересуват от преобладаващия поток на директната реакция. Възниква проблемът: как да се измести химическото равновесие в посока на директна реакция. Този проблем е решен през втората половина на 19 век.

Френският химик Анри Льо Шателие през 1885 г. извежда, а немският физик Фердинанд Браун през 1887 г. обосновава общия закон за изместване на химическото равновесие в зависимост от външни фактори, който сега е известен катоПринципът на Льо Шателие:

Ако системата, която е в състояние на химическо равновесие, бъде подложена на някакъв удар (за промяна на концентрацията, температурата, налягането), тогава равновесието се измества в посока, която помага за отслабване на това въздействие.

Този принцип може да се нарече принцип"Направете обратното и ще постигнете целта си."

И сега нека разгледаме по-отблизо как можете да промените химическото равновесие, като използватеконцентрация, температура, налягане.

Концентрация.

Помислете за обменната реакция между железен (III) хлорид и амониев тиоцианат:

FeCl 3 + 3NH 4 CNSFe (СNS) 3 + 3NH 4 Cl

Появява се характерен кървавочервен цвят поради наличието на Fe(CNS) молекули 3 .

Полученият в чаша разтвор се излива по равно в 3 епруветки;

1-стандартен;

2-добавете разтвор на NH 4 ЦНС - цветът се засилва, равновесието се измества надясно, към образуването на железен (III) тиоцианат Fe (CNS) 3 ;

3-добавете кристален NH 4 Cl, разбъркайте със стъклена пръчка. Цветът на разтвора отслабва с разтварянето на амониевия хлорид, което показва изместване на равновесието наляво, в посока на образуване на железен (III) хлорид и амониев тиоцианат.

Заключаваме:

* с увеличаване на концентрацията на реагентите, химичното равновесие на системата се измества към образуването на реакционни продукти;

* с увеличаване на концентрацията на реакционните продукти, химичното равновесие на системата се измества към образуването на изходни вещества.

P.S. Можете да разгледате ефекта от концентрацията на примера на реакцията

3C 6 H 5 OH + FeCl 3 (C 6 H 5 O) 3 Fe + 3HCl

Лилаво

Когато се добави HCl, цветът изчезва, тъй като равновесието на химическата реакция се измества наляво и комплексът: железен (III) фенолат се разрушава.

температура.

Процесът на разлагане на азотната киселина протича при нормални условия на светлина, така че разтвор на азотна киселина и безводна HNO 3 боядисани в кафяво (примес NO 2 - кафяв газ). Този процес е балансиран.

4HNO3 4NO2 + O2 +2H2O -Q

Равновесието на реакцията може да бъде изместено вдясно с помощта на температурата.

В хода на директна реакция топлината се абсорбира, за да се измести равновесието надясно (Vpr> Vrev, V е скоростта на химическа реакция), трябва да увеличите температурата, след което системата ще се охлади и ще започне ендотермичния процес, т.е. директна реакция.

Добавете индикатора за метилово оранжево и загрейте епруветката с азотна киселина. Цветът се променя от розово до оранжево, което показва неутрална среда и киселинно разлагане.

Ако реакцията е ендотермична, тогава при нагряване Vpr>Var.

Ако реакцията е екзотермична, тогава при нагряване Vrev> Vpr.

* Ако системата се нагрява, тогава в голяма степен ще се осъществи реакция, която ще поеме (погълне) тази топлина; ендотермична реакция.

* Ако охладите системата, тогава в голяма степен ще тръгне реакция, която ще освободи тази топлина; т. е. екзотермична реакция.

налягане.

На пример за окисляване на серен оксид (4) до серен анхидрид. 2SO 2+O2 2SO3+Q

3V 2V

ТАКА 3 - в производствени условия (при високи t и p) е в газообразно състояние.

Налягането е пряко свързано с обема (p~v)

Директната реакция протича с намаляване на налягането (броя на моловете газообразни вещества).

За да се осъществи директна реакция, е необходимо да се направи обратното, т.е. увеличете налягането, така че системата след това да го понижи.

Увеличаването на налягането води до изместване на равновесието към реакция с по-малък брой молекули.

2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

за изместване на равновесието надясно е необходимо:

1) вземете излишък от едно от изходните вещества;

2) вземете температурата възможно най-ниска (при производствени условия ~ 400С);

3) увеличаване на налягането.

След това класът е поканен да гледа филма „Динамичната природа на химичното равновесие“, който обсъжда процеса на окисляване на серен диоксид, т.е. 2SO реакция 2+O2 2SO3+Q

След гледане класът е помолен да отговоривъпрос: Как катализаторът влияе на химичното равновесие? По кой път В 2 O 5

измества равновесието на реакцията?

Отговор: Катализаторът не влияе на химическото равновесие, той еднакво ускорява както предната, така и обратната реакция.

Можете да разгледате ефекта от натиска на примера на реакцията:

2NO+O2 2NO2+Q

НЕ - безцветен газ, НЕ 2 - кафяв газ

Предлага се и гледане на филмов фрагмент от този процес.

Студентско съобщение.

Най-често принципът на Льо Шателие се използва за намиране на условия, които увеличават добива на желания продукт. По-рядко говорим за това как да намалим добива на вреден продукт.

В човешкото тяло протичат биохимични процеси, които също могат да се регулират по принципа на Льо Шателие. Понякога в резултат на такава реакция в тялото започват да се произвеждат вещества - отрови, които причиняват определено заболяване. Как да предотвратим този процес?

Нека си припомним такъв метод на лечение като хомеопатията. Методът се състои в използването на много малки дози от тези лекарства, които в големи дози предизвикват признаци на заболяване при здрав човек. Как действа лекарството-отрова в този случай?

Продуктът от нежелана реакция се въвежда в тялото и според принципа на Льо Шателие равновесието се измества към изходните вещества.

Процесът, който причинява болезнени смущения в тялото, отшумява.

(От „Химия в училище“ № 2-93, статия: Тушина Е. Н. Принципът на Льо Шателие и някои методи на лечение).

3. Затвърждаване на наученото.

1) Кои реакции се наричат ​​обратими?

2) Кое състояние на системата се нарича равновесно?

3) Защо химическото равновесие е динамично?

4) Разкажете ни за принципа на Льо Шателие.

5) Какви фактори влияят на химичното равновесие?

6) Химическо равновесие в системата

2NO (g) + O 2 (g) 2НЕ

Състоянието на химическо равновесие се поддържа при тези постоянни условия по всяко време. При промяна на условията състоянието на равновесие се нарушава, тъй като в този случай скоростите на противоположните процеси се променят в различна степен. След известно време обаче системата отново идва в състояние на равновесие, но вече съответстващо на новите променени условия.

Изместването на равновесието в зависимост от промените в условията обикновено се определя от принципа на Льо Шателие (или принципа на движещото се равновесие): ако една система в равновесие е повлияна отвън чрез промяна на някое от условията, които определят положението на равновесие, тогава тя се измества в посока на процеса, чийто ход отслабва ефекта на произведения ефект.

По този начин повишаването на температурата предизвиква изместване на равновесието в посока на тази на процесите, чийто ход е придружен от поглъщане на топлина, а намаляването на температурата действа в обратна посока. По същия начин увеличаването на налягането измества равновесието в посока на процес, придружен от намаляване на обема, а намаляването на налягането действа в обратна посока. Например, в равновесната система 3H 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ, повишаването на температурата засилва разлагането на H 3 N на водород и азот, тъй като този процес е ендотермичен. Увеличаването на налягането измества равновесието към образуването на H 3 N, тъй като обемът намалява.

Ако определено количество от веществата, участващи в реакцията, се добави към система, която е в равновесие (или обратно, отстранена от системата), тогава скоростите на правата и обратната реакция се променят, но постепенно отново стават равни. С други думи, системата отново идва в състояние на химическо равновесие. В това ново състояние равновесните концентрации на всички вещества, присъстващи в системата, ще се различават от първоначалните равновесни концентрации, но съотношението между тях ще остане същото. По този начин в система в равновесие е невъзможно да се промени концентрацията на едно от веществата, без да се предизвика промяна в концентрациите на всички останали.

В съответствие с принципа на Льо Шателие, въвеждането на допълнителни количества реагент в равновесната система причинява изместване на равновесието в посоката, в която концентрацията на това вещество намалява и съответно концентрацията на продуктите от неговото взаимодействие се увеличава .

Изучаването на химичното равновесие е от голямо значение както за теоретичните изследвания, така и за решаването на практически проблеми. Чрез определяне на положението на равновесие за различни температури и налягания може да се изберат най-благоприятните условия за провеждане на химичен процес. При окончателния избор на условия на процеса се взема предвид и тяхното влияние върху скоростта на процеса.

Пример 1Изчисляване на равновесната константа на реакцията от равновесните концентрации на реагентите.

Изчислете равновесната константа на реакцията A + B 2C, ако равновесните концентрации [A] = 0,3 mol ∙ l -1; [B]=1,1 mol∙l -1; [C] \u003d 2,1 mol ∙ l -1.

Решение.Изразът за равновесната константа за тази реакция е: . Нека заместим тук равновесните концентрации, посочени в условието на задачата: =5.79.

Пример 2. Изчисляване на равновесни концентрации на реагентите. Реакцията протича съгласно уравнението A + 2B C.

Определете равновесните концентрации на реагентите, ако началните концентрации на вещества А и В са съответно 0,5 и 0,7 mol∙l -1 и равновесната константа на реакцията K p =50.

Решение.За всеки мол от вещества А и В се образуват 2 мола вещество С. Ако намаляването на концентрацията на веществата А и В се обозначи с X mol, тогава увеличението на концентрацията на веществото ще бъде 2X mol. Равновесните концентрации на реагентите ще бъдат:

C A \u003d (o.5-x) mol ∙ l -1; C B \u003d (0,7-x) mol ∙ l -1; C C \u003d 2x mol ∙ l -1

x 1 = 0,86; x 2 = 0,44

Според условието на задачата е валидна стойността x 2. Следователно, равновесните концентрации на реагентите са:

C A = 0,5-0,44 = 0,06 mol ∙ l -1; C B = 0,7-0,44 = 0,26 mol ∙ l -1; C C \u003d 0,44 ∙ 2 = 0,88 mol ∙ l -1.

Пример 3Определяне на промяната в енергията на Гибс ∆G o на реакцията по стойността на равновесната константа K p. Изчислете енергията на Гибс и определете възможността за реакцията CO+Cl 2 =COCl 2 при 700K, ако равновесната константа е Kp=1,0685∙10 -4. Парциалното налягане на всички реагиращи вещества е еднакво и е равно на 101325 Pa.

Решение.∆G 700 = 2,303∙RT.

За този процес:

Тъй като ∆Go<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

Пример 4. Изместване на химическото равновесие. В каква посока ще се измести равновесието в системата N 2 + 3H 2 2NH 3 -22 kcal:

а) с повишаване на концентрацията на N 2;

б) с повишаване на концентрацията на Н 2;

в) при повишаване на температурата;

г) когато налягането намалява?

Решение.Увеличаването на концентрацията на вещества от лявата страна на уравнението на реакцията, според правилото на Льо Шателие, трябва да предизвика процес, който има тенденция да отслабва ефекта, да доведе до намаляване на концентрациите, т.е. равновесието ще се измести надясно (случаи a и b).

Реакцията на синтез на амоняк е екзотермична. Повишаването на температурата причинява изместване на равновесието наляво - към ендотермична реакция, която отслабва удара (случай c).

Намаляването на налягането (случай d) ще благоприятства реакцията, водеща до увеличаване на обема на системата, т.е. към образуването на N 2 и H 2 .

Пример 5Колко пъти ще се промени скоростта на предните и обратните реакции в системата 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r), ако обемът на газовата смес намалее три пъти? В каква посока ще се измести равновесието на системата?

Решение.Нека обозначим концентрациите на реагиращи вещества: = но, =б,=отСпоред закона за масовото действие скоростите на предната и обратната реакция преди промяна в обема са

v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2

След намаляване на обема на хомогенна система с коефициент три, концентрацията на всеки от реагентите ще се увеличи с коефициент три: 3а,[O 2] = 3b; = 3s.При нови концентрации на скоростта v "np на директната и обратната реакция:

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .

Следователно скоростта на предната реакция се е увеличила 27 пъти, а обратната - само девет пъти. Равновесието на системата се е изместило към образуването на SO 3 .

Пример 6Изчислете колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията, протичаща в газовата фаза с повишаване на температурата от 30 до 70 0 С, ако температурният коефициент на реакцията е 2.

Решение.Зависимостта на скоростта на химическа реакция от температурата се определя от емпиричното правило на Van't Hoff по формулата

Следователно скоростта на реакцията при 70°C е 16 пъти по-висока от скоростта на реакцията при 30°C.

Пример 7Равновесната константа на хомогенна система

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) при 850 ° C е 1. Изчислете концентрациите на всички вещества в равновесие, ако началните концентрации са: [CO] ISC = 3 mol / l, [H 2 O] ISH \u003d 2 mol / l.

Решение.При равновесие скоростите на правата и обратната реакция са равни, а съотношението на константите на тези скорости е постоянно и се нарича константа на равновесието на дадената система:

V np= К 1[CO][H20]; V o b p = ДА СЕ 2 [CO2][H2];

В условието на задачата са дадени началните концентрации, докато в израза K rвключва само равновесните концентрации на всички вещества в системата. Да приемем, че към момента на равновесие концентрацията [СО 2 ] Р = х mol/l. Според уравнението на системата броят на образуваните молове водород в този случай също ще бъде х mol/l. Същият брой молитви (Х mol / l) CO и H 2 O се изразходват за образуването на хмолове CO 2 и H 2. Следователно, равновесните концентрации на всичките четири вещества (mol / l):

[CO 2] P = [H 2] p \u003d Х;[CO] P = (3 – x); P =(2-x).

Познавайки равновесната константа, намираме стойността Х,и след това началните концентрации на всички вещества:

; x 2 \u003d 6-2x-3x + x 2; 5x \u003d 6, l = 1,2 mol / l.

По този начин, желаните равновесни концентрации: [CO 2 ] P = 1,2 mol/l; [H2] p = 1,2 mol/l; [CO] P = 3 - 1,2 = 1,8 mol/l; [H 2 O] P = 2- 1,2 = 0,8 mol / l.

Пример 8Ендотермичната реакция на разлагане на фосфорен пентахлорид протича съгласно уравнението

PC1 5 (d) PC1 3 (d) + C1 2 (d); ∆H = +92,59 kJ.

Как се променя: а) температурата; б) налягане; в) концентрация с цел изместване на равновесието в посока на директна реакция - разлагане на PCl 5?

Решение.Изместването или изместването на химичното равновесие е промяна в равновесните концентрации на реагентите в резултат на промяна в едно от условията на реакцията. Посоката, в която се е изместило равновесието, се определя съгласно принципа на Льо Шателие: а) тъй като реакцията на разлагане на PC1 5 е ендотермична (∆Н > 0), за изместване на равновесието към директната реакция е необходимо да се повиши температурата : б) тъй като в тази система разлагането на PC1 5 води до увеличаване на обема (от една газова молекула се образуват две газообразни молекули), то за изместване на равновесието към директна реакция е необходимо да се намали налягането; в) изместването на равновесието в посочената посока може да се постигне както чрез увеличаване на концентрацията на PC1 5, така и чрез намаляване на концентрацията на PCl 3 или C1 2 .