Меню

2co o2 2co2 при повышении давления и температуры

2co o2 2co2 при повышении давления и температуры

Укажите, как повлияет:

а) повышение давления;

б) повышение температуры;

в) увеличение концентрации кислорода на равновесие системы:

а) Изменение давления смещает равновесие реакций с участием газообразных веществ (г). Определим объёмы газообразных веществ до и после реакции по стехиометрическим коэффициентам:

По принципу Ле Шателье, при увеличении давления , равновесие смещается в сторону образовани я веществ, занимающих меньший о б ъ ём, следовательно равновесие сместится вправо, т.е. в сторону образования СО2, в сторону прямой реакции (→) .

б) По принципу Ле Шателье, при повышении температуры , равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (- Q ), т.е. в сторону обратной реакции – реакции разложения СО2 (←) , т.к. по закону сохранения энергии:

Q — 2 CO (г) + O 2 (г) ↔ 2 CO 2 (г) + Q

в) При увеличении концентрации кислорода равновесие системы смещается в сторону получения СО2 (→) т.к. увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции.

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе:

если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [ SO 2 ]= a ,2 ] = b , [ SO 3 ] = с. Согласно закону действия масс скорости v прямой и обратной реакции до изменения объема:

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [ SO 2 ] = 3 а , [О 2 ] = 3 b ; [ SO 3 ] = 3 с . При новых концентрациях скорости v прямой и обратной реакции:

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO 3 .

Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 о С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

Следовательно, скорость реакции ν Т 2 при температуре 70 о С больше скорости реакции ν Т 1 при температуре 30 о С в 16 раз.

Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы:

при 850 о С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО] исх =3 моль/л, [Н 2 О] исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО 2 ] р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей ( х моль/л) СО и Н 2 О расходуется для образования по х молей СО 2 и Н 2 . Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ:

Зная константу равновесия, находим значение х , а затем исходные концентрации всех веществ:

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО] р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

Пример 4. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе

2CO (г) + O2 (г) ↔ 2CO2 (г) составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,32 моль/л, [CO2] = 0,16 моль/л. Определить константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O2, если исходная смесь не содержала СО2.

1). Так как в условии задачи даны равновесные концентрации, то константа равновесия равна 2:

2). Если исходная смесь не содержала СО2, то на момент химического равновесия в системе образовалось 0,16 моль СО2.

На образование 0,16 моль СО2 затрачено:

υисходное = υпрореагировавшее + υравновесное

υисходное (СО)=0,16 +0,2 = 0,36 моль

Пример 5. Определить 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 образовалось x моль/л HI

Читайте также:  Внутреннее давление в шинах грузовых автомобилей

Решая это уравнение, получаем, что равновесная концентрация HI равна 1,33 моль/л.

Пример 6. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

PCl 5 (г) = РС l 3 (г) + С l 2 (г); Δ Н = + 92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения PCl 5 ?

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесно, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl 5 эндотермическая ( Δ Н > 0) то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РСl 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС l 5 , так и уменьшением концентрации РСl 3 или Сl 2 .

Источник

Какое требуется оказать воздействие на систему 2co+o2 2co2 чтобы сместить состояние равновесия вправо?

задача с универа,я 1 курс,не знала что будет химия,в школе ее не учила,срочно нужна помощь. желательно с условием и нормальным решением

Если видите взаимодействие с кислородом, то, весьма вероятно, что это горение.

Это как раз тот случай. То есть, чтобы реакция пошла, нужно поджечь исходную смесь газов.

Есть два варианта, это повышение давления, при этом равновесие смести вправо, тк это смешение в сторону уменьшения объема ситемы, так же можно увеличить количество O2, что сместить равновесие в сторону расхода этого самого О2.

Есть функция, описывающая зависимость ускорения от скорости a(v). Как её преобразовать в зависимость ускорения от времени а(t)?

ускорение — по определению производная по времени, значит пишем

Получился диффур первого порядка. Если время не входит явно в функцию a(v), то в нем легко разделяются переменные, то есть его можно переписать как

и проинтегрировать. Если повезет, то интеграл dv/a(v) берется.

Тогда получится некая новая функция F(v) = t + C, C — константа, которую нужно определить из начальных условий.

Если еще раз повезет, то это уравнение можно разрешить относительно v в явном виде и получить что-то вроде v = V(t)

ну а после этого продифференцировать по времени и получить a(t)

В каком направлении протекает 2n2+o2=2n2o в стандартных условиях?как и почему изменится константа равновесия при повышении температуры?

При добавлении O2 равновесие смещается в направлении реакции при стандартных условиях, и в результате которой концентрация этого вещество уменьшиться.

А при повышении температуры равновесие смещается в направлении реакции ведущяя к поглощению теплоты.

Найти массу если известно центробежная сила, r и скорость?

Центростремительное, а оно же центробежное ускорение (в случае вращательного движения), только направленно в противоположную сторону, равно: a = v²/r. Тогда по второму закону Ньютона найдем массу:

F = ma, m = F/a = rF/v².

Если Вселенная расширяется, то разве не должен у неё быть центр, из которого она расширяется и который сам находится в неподвижности?

Не обязательно. Представьте себе двумерное пространство на поверхности какой-то эластичной пленки, например, куска резины, который равномерно растягивают во все стороны. У него нет центра, просто вся поверхность расширяется. Или двумерная же поверхность надувающегося мыльного пузыря: все точки расходятся друг от друга.

Расширение Вселенной — это именно расширение Вселенной, самого пространства, а не механическое разбегание звезд друг от друга.

Но вы можете принять за неподвижный центр любую произвольную точку пространства и считать для удобства каких-то вычислений, что вся остальная Вселенная разбегается от нее. Это будет чистой условностью, конечно — за точку отсчета можно принять любые другие координаты.

Источник

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Материалы портала onx.distant.ru

Понятие химического равновесия

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние температуры на химическое равновесие

Влияние давления на химическое равновесие

Читайте также:  Можно ли принять аспирин при повышенном давлении

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 Кс 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:

ΔGT о = – RTlnK (2)

Примеры решения задач

Задача 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO (г) + O2 (г)→2CO2 (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.

Вещество CO O2 CO2 Сисходн, моль/л 0,52 0,48 Спрореагир,моль/л 0,32 0,16 0,16 Сравн, моль/л 0,2 0,32 0,16

Читайте также:  Графическая зависимость давления в цилиндре

Во второй строке под Спрореагир понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO2, причем, Сисходн= Спрореагир + Сравн.

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 H2.

Вещество H2 I2 HI
сисходн., моль/л 1 2
спрореагир., моль/л x x 2x
cравн., моль/л 1-x 2-x 2x

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: H2(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 SO2(Г) + Cl2(Г) →SO2Cl2(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 SO2.

Вещество SO2 Cl2 SO2Cl2
cисходн., моль/л 2 2 1
cпрореагир., моль/л x x х
cравн., моль/л 2-x 2-x x + 1

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 H2(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 2С3Н8(г) → н-С5Н12(г)+СН4(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-С6Н14(г)+ 2С3Н6(г)2(г) равна 8,71. Определите ΔG о f,8003Н6(г)), если ΔG о f,800(н-С6Н14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО(г) + Cl2(г) →СO2Cl2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO2Cl2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО(г) и Cl2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО2(г) + О2(г) →2SO3(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.

Источник

Adblock
detector