Задачи с использованием закона Вант-Гоффа

Пример 1

Как изменится скорость гомогенной реакции при повышении температуры от 670 до 970 при температурном коэффициенте, равном четырём?

Решение

Запишем формулу закона Вант-Гоффа:

.

Подставим известные данные: =430/10 =43 = 64, где t2-конечная температура (970), а t1-начальная температура (670). Следовательно при повышении температуры от 670 до 970 скорость гомогенной реакции увеличится в 64 раза.

Пример 2

Рассчитайте, чему равен температурный коэффициент скорости, если известно, что при понижении температуры от 1500 до 1200 скорость реакции уменьшилась в 27 раз.

Решение

Запишем формулу закона Вант-Гоффа

и выразим из неё :

. Подставим данные = =3,

где t2=120, t1=150 (температура понижается ), а отношение конечной скорости к начальной, т. к. при уменьшении температуры скорость уменьшается.

______________________________________________________________________

СОВЕТ: помните, что значение не должно выходить за пределы 2-4

1.2.3 Задачи с использованием закона объёмных отношений

Формулировка закона: если в реакцию вступают газообразные вещества и такие же вещества образуются в результате реакции, то их обёмы относятся друг к другу как небольшие целые числа, равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции перед формулами этих веществ. Например, для гомогенной реакции aA + bB = cC + dDформула будет выглядеть следующим образом:

.

Этот закон относится к основным законам химии и может быть использован в химической кинетике применительно к концентрации.

Пример 1

Реакция идет по уравнению 2Н2(г)+O2(г)=2Н2O(г). Концентрации исходных веществ до начала реакции были [Н2]=0,06 моль/л, [O2]=0,02 моль/л. вычислите концентрации этих веществ в момент, когда [Н2O]=0,01 моль/л.

Решение

В этой реакции Н2(г) и O2(г) относятся к исходным веществам, концентрация которых с течением времени уменьшается по мере того, как эти вещества расходуются, а Н2O(г) – к продуктам реакции, концентрация которых с течением времени увеличивается по мере того, как эти вещества образуются. Из закона объёмных отношений следует, что один объём О2 взаимодействует с двумя объёмами Н2и при этом образуется два объёма Н2O, т. е. если получается 0,01 моль/л Н2O, то расходуется столько же Н2 и в два раза меньше О2. В виде формулы это можно записать следующим образом:

: отсюда x=0,01 моль/л,

где обр-образованное и изр-израсходованное;

: отсюда x=0,005 моль/л.

Таким образом концентрации этих веществ в момент, когда [Н2O]=0,01 моль/л будет равна: [H2]=[H2]нач-[H2]изр=0,06-0,01=0,05моль/л и [O2]=[O2]нач-[O2]изр=0,02-0,005=0,015 моль/л (где нач- начальная концентрация веществ).

Пример 2

До начала реакции концентрации исходных веществ в гомогенной системе K+2L=3M+Fбыли равны: [K]=0,5 моль/л, [L]=0,12 моль/л. Найдите концентрации всех веществ на тот момент времени, когда концентрация Lуменьшилась в три раза.

Решение

При уменьшении концентрации Lв три раза, на данный момент времени она будет равна [L] = [L]нач / 3 = 0,12 / 3 =0,4 моль/л. Следовательно, в ходе реакции израсходовалось некоторое количество вещества L:[L]изр = [L]нач-[L] = 0,12 – 0,4 = 0,8 моль/л. В случае определения концентрации вещества К следует помнить, что вещество Lне расходуется само по себе, а вступает в реакцию с К в соотношении 2 к 1,т. е. , отсюда х = 0,4 моль/л.

Значит, на данный момент времени концентрация вещества Кбудет равна [К] = [К]нач - [К]изр = 0,5 – 0,4.= 0,1 моль/л. Также по закону объёмных отношений можно найти и концентрации образованных веществ MиF:

, отсюда х = 0,12 моль/л.

Концентрацию вещества F можно найти таким же образом по концентрации K или L, а можно и полученной концентрации М:

, отсюда х = 0,4 моль/л

Поскольку не были даны исходные концентрации этих веществ, то мы можем считать, что начальная концентрация продуктов реакции равна нулю. Следовательно, на тот момент времени, когда концентрация Lуменьшилась в три раза, концентрации других веществ будут равны: [К] = 0,1 моль/л;[M] = 0,12 моль/л; [F] =0,4 моль/л.

______________________________________________________________________

СОВЕТ: в формулу закона необходимо подставлять не начальные или конечные концентрации для исходных веществ, а именно израсходованные, прореагировавшие.

2 Химическое равновесие

В химических реакциях исходные вещества не всегда полностью превращаются в продукты реакции. Это происходит потому, что по мере накопления продуктов реакции могут создаваться условия для протекания обратимой реакции в противоположном направлении. Например, если смешать пары иода с водородом при температуре 200°С, то произойдет реакция:

Однако известно, что йодистый водород уже при нагревании до 180 °С начинает разлагаться на иод и водород:

.

Понятно, что в этих условиях не произойдет ни полного разложения НI, так как продукты реакции способны вновь реагировать между собой, ни полного образования йодистого водорода.

Основные понятия и законы

Обратимаяхимическая реакция – это реакция, в ходе которой происходят превращения как в прямом, так и в обратном направлениях, Первым, кто четко сформулировал представление об обратимости химических реакций, был К.Бертолле (1799). Участвуя в Египетской экспедиции Бонапарта, он обратил внимание на образование карбоната натрия в соляных озерах и пришел к заключению, что карбонат натрия образуется в результате взаимодействия между насыщенным раствором хлорида натрия и растворенным карбонатом кальция. Этот процесс обратен проводимой в лаборатории реакции между карбонатом натрия и растворенным хлоридом кальция с образованием карбоната кальция.

При написании уравнений обратимых реакций вместо знака равенства ставят две противоположно направленные стрелки. Уравнение рассмотренной выше обратимой реакции запишется следующим образом:

Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой (константа скорости прямой реакции k1), справа налево — обратной (константа скорости обратной реакции k2).

В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходуемых на образование продуктов реакции. И наоборот, обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. Следовательно, скорость прямой реакции уменьшается, а обратной — увеличивается. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными.

Рисунок 4 - График изменения скоростей прямой и обратной реакций во времени 1

 

V V1- скорость прямой реакции

V2- скорость обратной реакции

V1=V2 – состояние химического

равновесия

V1 V1=V2

 
 


V2

 

t(время)

Рисунок 5 - График изменения скоростей прямой и обратной реакций во времени 2

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Положение равновесия можно определить, зная скорости прямой и обратной реакций. Уравнение обратимой реакции имеет вид

согласно закону действующих масс, скорости прямой реакции u1 и обратной u2 соответственно запишутся следующим образом:

В равновесии скорости прямой и обратной реакций равны:

k1[A]m[B]n= k2[C]p[D]q.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций. Преобразуем эту формулу и получим:

.

 

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции, т. е. численное значение константы равновесия характеризует тенденцию к осуществлению реакции или, другими словами, характеризует выход данной реакции. Так, при К >> 1 выход реакции велик (равновесие смещено в сторону прямой реакции ), так как при этом

Понятно, что при К << 1 выход реакции мал (.равновесие смещено в сторону обратной реакции ).