Вираз константи рівноваги. реакцій та розрахунок хімічної рівноваги
Усі хімічні реакції можна розділити на оборотніі незворотні.До оборотних відносяться такі реакції, які за певної температури з помітною швидкістю протікають у двох протилежних напрямках - прямому та зворотному. Оборотні реакції протікають не до кінця, жодна з реагуючих речовин не витрачається повністю. Прикладом може бути реакція
У певній області температури ця реакція оборотна. Знак « » є знаком оборотності.
Необоротні реакції - це реакції, які протікають лише одному напрямі остаточно, тобто. до повного витрачання однієї з реагуючих речовин. Прикладом незворотної реакції може бути реакція розкладання хлорату калію:
Утворення хлорату калію з хлориду калію та кисню у звичайних умовах неможливе.
Стан хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги
Запишемо рівняння деякої оборотної реакції у загальному вигляді:
На момент початку реакції концентрації вихідних речовин А та В були максимальними. У результаті реакції вони витрачаються, та його концентрація зменшується. При цьому відповідно до закону чинних мас швидкість прямої реакції
буде зменшуватись. (Тут і далі стрілка нагорі позначає напрямок процесу.) У початковий момент концентрації продуктів реакції D і Е дорівнювали нулю. У ході реакції вони збільшуються, швидкість зворотної реакції зростає від нуля відповідно до рівняння:
На рис. 4.5 представлено зміну швидкостей прямої та зворотної
реакції у часі. Після закінчення часу т ці швидкості зрівня- -» 
Рис. 4.5.Зміна швидкості прямої (1) і зворотної (2) реакції в часі: - відсутність каталізатора: ..........- за наявності каталізатора
Такий стан називається хімічною рівновагою. Хімічна рівновага є найбільш стійким, граничним станом мимовільного перебігу процесів.Воно може продовжуватися як завгодно довго, якщо не змінювати зовнішні умови. У ізольованих системах може рівноваги ентропія системи сягає максимуму і залишається постійної, тобто. dS = 0. У ізобарно-ізотермічних умовах рушійна сила процесу, енергія Гіббса, при рівновазі набуває мінімального значення і далі не змінюється, тобто. dG = 0.
Концентрації учасників реакції стані рівноваги називаються рівноважними.Як правило, їх позначають формулами відповідних речовин, укладених у квадратні дужки, наприклад, рівноважна концентрація аміаку позначається на відміну від вихідної, нерівноважної концентрації C^NH^.
Оскільки швидкості прямого та зворотного процесів у стані рівноваги рівні, прирівняємо і праві частини рівнянь (4.44) та
- -^ i-
- (4.45), замінивши позначення концентрацій: А: [А]" "[В]" = ? [D] /; . Швидкість зворотної реакції: 2 = k 2 2 .
Якщо H 2 і I 2 - вихідні речовини, то перший момент швидкість прямої реакції визначається їх початковими концентраціями, а швидкість зворотної реакції дорівнює нулю. У міру витрати H 2 і I 2 і утворення HI швидкість прямої реакції зменшується, а швидкість зворотної реакції зростає. Через деякий час обидві швидкості зрівнюються, й у системі встановлюється хімічна рівновага, тобто. число молекул, що утворюються і витрачаються, HI в одиницю часу стає однаковим.
Оскільки при хімічній рівновазі швидкості прямої та зворотної реакцій дорівнюють V 1 = V 2 , то k 1 = k 2 2 .
Оскільки k 1 і k 2 при цій температурі постійні, їх відношення буде постійним. Позначаючи його через K отримаємо:
К – називається константою хімічної рівноваги, а наведене рівняння – законом мас (Гульдберга - Ваалі).
У випадку для реакції виду аА+bB+…↔dD+eE+… константа рівноваги дорівнює
. Для взаємодії між газоподібними речовинами часто користуються виразом, у якому реагенти представлені рівноважними парціальними тисками p. Для згаданої реакції 
.Стан рівноваги характеризує ту межу, до якої в умовах реакція протікає мимовільно (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
Співвідношення між рівноважними концентраціями залежить від цього, які речовини беруться як вихідних (наприклад, H 2 і I 2 чи HI), тобто. до стану рівноваги можна підійти з обох боків.
Константа хімічної рівноваги залежить від природи реагентів та від температури; від тиску (якщо воно надто високе) та від концентрації реагентів константа рівноваги не залежить.
Вплив на константу рівноваги температури, ентальпійного та ентропійного факторів. Константа рівноваги пов'язана із зміною стандартного ізобарно-ізотермічного потенціалу хімічної реакції ∆G o простим рівнянням ∆G o =-RT ln K.
З нього видно, що більшим негативним значенням ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), то рівноважної суміші переважають вихідні речовини. Зазначене рівняння дозволяє за величиною ∆G o обчислити К, а потім і рівноважні концентрації (парціальний тиск) реагентів. Якщо врахувати, що ∆G o =∆Н o -Т∆S o , то після деякого перетворення отримаємо
. На цьому рівняння видно, що константа рівноваги дуже чутлива до зміни температури. Вплив на константу рівноваги природи реагентів визначає її залежність від ентальпійного та ентропійного факторів.Принцип Ле Шательє
Стан хімічної рівноваги зберігається за даних постійних умов час. При зміні умов стан рівноваги порушується, тому що при цьому швидкості протилежних процесів змінюються в різній мірі. Однак через деякий час система знову приходить у стан рівноваги, але вже відповідає новим умовам, що змінилися.
Усунення рівноваги залежно від зміни умов у загальному вигляді визначається принципом Ле-Шательє (або принципом рухомої рівноваги): якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, впливати ззовні шляхом зміни будь-якої з умов, що визначають положення рівноваги, воно зміщується в напрямку того процесу, протікання якого послаблює ефект виробленого впливу.
Так, підвищення температури викликає усунення рівноваги у напрямі того з процесів, протягом якого супроводжується поглинанням тепла, а зниження температури діє у протилежному напрямку. Подібно до цього підвищення тиску зміщує рівновагу в напрямку процесу, що супроводжується зменшенням обсягу, а зниження тиску діє в протилежний бік. Наприклад, у рівноважній системі 3Н 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 кДж підвищення температури посилює розкладання H 3 N водень і азот, так як цей процес ендотермічний. Підвищення тиску зміщує рівновагу у бік освіти H 3 N, тому що при цьому зменшується обсяг.
Якщо систему, що у стані рівноваги, додати деяку кількість якогось із речовин, що у реакції (чи навпаки, видалити із системи), швидкості прямий і зворотної реакцій змінюються, але поступово знову зрівнюються. Іншими словами, система знову приходить до стану хімічної рівноваги. У цьому новому стані рівноважні концентрації всіх речовин, присутніх в системі, відрізнятимуться від початкових рівноважних концентрацій, але співвідношення між ними залишиться тим самим. Таким чином, у системі, яка перебуває у стані рівноваги, не можна змінити концентрацію однієї з речовин, не викликавши зміни концентрацій решти.
Відповідно до принципу Ле Шательє введення в рівноважну систему додаткових кількостей якогось реагенту викликає зсув рівноваги в тому напрямку, при якому концентрація цієї речовини зменшується і відповідно збільшується концентрація продуктів її взаємодії.
Вивчення хімічної рівноваги має значення як теоретичних досліджень, так вирішення практичних завдань. Визначаючи положення рівноваги щодо різних температур і тисків, можна вибрати найбільш сприятливі умови проведення хімічного процесу. При остаточному виборі умов проведення процесу враховують їх вплив на швидкість процесу.
приклад 1.Обчислення константи рівноваги реакції за рівноважними концентраціями реагуючих речовин.
Обчисліть константу рівноваги реакції А+В 2С, якщо рівноважні концентрації [А] = 0,3 моль · л -1; [В]=1,1моль∙л -1; [С]=2,1моль∙л -1 .
Рішення.Вираз константи рівноваги цієї реакції має вид: . Підставимо сюди вказані за умови завдання рівноважні концентрації: =5,79.
Приклад 2. Обчислення рівноважних концентрацій реагуючих речовин. Реакція протікає за рівнянням А+2С.
Визначте рівноважні концентрації речовин, що реагують, якщо вихідні концентрації речовин А і В відповідно дорівнюють 0,5 і 0,7 моль∙л -1 , а константа рівноваги реакції К р =50.
Рішення.На кожен моль речовин А і В утворюється 2 моль речовини С. Якщо зниження концентрації речовин А і позначити через Х моль, то збільшення концентрації речовини буде дорівнює 2Х моль. Рівноважні концентрації реагуючих речовин:
С А =(о,5-х)моль ∙л -1; С = (0,7-х)моль∙л -1 ; З З =2х моль∙л -1
х 1 = 0,86; х 2 = 0,44
За умовою завдання справедливе значення х 2 . Звідси рівноважні концентрації речовин, що реагують, рівні:
С А = 0,5-0,44 = 0,06 моль ? л -1; З В = 0,7-0,44 = 0,26 моль∙л -1; З =0,44∙2=0,88моль∙л -1 .
приклад 3.Визначення зміни енергії Гіббса ∆G o реакції за значенням константи рівноваги К р. Розрахуйте енергію Гіббса та визначте можливість перебігу реакції СО+Cl 2 =COCl 2 при 700К, якщо константа рівноваги дорівнює Кр=1,0685∙10 -4 . Парціальний тиск всіх реагуючих речовин однаковий і дорівнює 101325Па.
Рішення.∆G 700 =2,303∙RT
.Для цього процесу:
Оскільки ∆Gо<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
Приклад 4. Усунення хімічної рівноваги. У якому напрямку зміститься рівновага в системі N 2 +3H 2 2NH 3 -22ккал:
а) зі збільшенням концентрації N 2 ;
б) зі збільшенням концентрації Н 2 ;
в) у разі підвищення температури;
г) при зменшенні тиску?
Рішення.Збільшення концентрації речовин, які у лівої частини рівняння реакції, за правилом Ле-Шателье має викликати процес, прагне послабити наданий вплив, призвести до зменшення концентрацій, тобто. рівновага зміститься вправо (випадки а та б).
Реакція синтезу аміаку – екзотермічна. Підвищення температури викликає усунення рівноваги вліво - у бік ендотермічної реакції, що послаблює вказану дію (випадок в).
Зменшення тиску (випадок р) сприятиме реакції, яка веде збільшення обсягу системи, тобто. у бік освіти N 2 та Н 2 .
Приклад 5.У скільки разів зміниться швидкість прямої та зворотної реакції в системі 2SO 2 (г) + Про 2 (г) 2SO 3 (r) якщо об'єм газової суміші зменшиться втричі? В який бік зміститься рівновага системи?
Рішення.Позначимо концентрації реагуючих речовин: = а, =b,=с.Відповідно до закону чинних мас, швидкості прямої та зворотної реакцій до зміни обсягу рівні
v пр = Ка 2 b, v обр = К 1 з 2
Після зменшення обсягу гомогенної системи втричі концентрація кожної з реагуючих речовин збільшиться втричі: = 3а,[Про 2] = 3b; = 3с.При нових концентраціях швидкості v" np прямої та зворотної реакцій:
v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .
; 
Отже, швидкість прямої реакції збільшилася у 27 разів, а зворотної – лише у дев'ять разів. Рівновага системи змістилося у бік освіти SO 3 .
Приклад 6.Обчисліть, у скільки разів збільшиться швидкість реакції, що протікає в газовій фазі, при підвищенні температури від 30 до 70 0 С, якщо коефіцієнт температури температури дорівнює 2.
Рішення.Залежність швидкості хімічної реакції від температури визначається емпіричним правилом Вант-Гоффа за формулою
Отже, швидкість реакції при 70°З більшої швидкості реакції при 30°С у 16 разів.
Приклад 7.Константа рівноваги гомогенної системи
СО(г) + Н 2 О(г) СО 2 (г) + Н 2 (г) за 850°С дорівнює 1. Обчисліть концентрації всіх речовин при рівновазі, якщо вихідні концентрації: [ЗІ] ІСХ = 3 моль/л, [Н 2 Про] ІСХ = 2 моль/л.
Рішення.При рівновазі швидкості прямої та зворотної реакцій рівні, а відношення констант цих швидкостей постійно називається константою рівноваги даної системи:
V np = До 1[ЗІ][Н 2 Про]; V o б p = До 2 [З 2] [Н 2];
За умови завдання дано вихідні концентрації, тоді як у вираз До рвходять лише рівноважні концентрації всіх речовин системи. Припустимо, що на момент рівноваги концентрація [СО 2 ] Р = хмоль/л. Відповідно до рівняння системи кількість молей водню, що утворився, при цьому буде також хмоль/л. За стільки ж молей (хмоль/л) СО і Н 2 Про витрачається для освіти хмолей СО 2 та Н 2 . Отже, рівноважні концентрації всіх чотирьох речовин (моль/л):
[З 2 ] Р = [Н 2 ] р = х;[ЗІ] Р = (3-х); P = (2-х).
Знаючи константу рівноваги, знаходимо значення х,а потім вихідні концентрації всіх речовин:
; х 2 = 6-2х-3х + х 2; 5х = 6, л = 1,2 моль/л.Навчальні питання
Стан рівноваги
Константа рівноваги
Розрахунок рівноважних концентрацій
Усунення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє
Стан рівноваги
Реакції, що протікають за тих самих умов одночасно в протилежних напрямках, називаються оборотними.
Розглянемо оборотну реакцію, яка протікає у закритій системі
Швидкість прямої реакції описується рівнянням:
пр = kпр [A] [B],де
пр – швидкість прямої реакції;kпр – константа швидкості прямої реакції.
З часом концентрації реагентів Аі Узменшуються, швидкість реакції падає (рис.1, крива
пр).Реакція між Аі Упризводить до утворення речовин Cі Dмолекули яких при зіткненнях можуть знову дати речовини Аі У.
Швидкість зворотної реакції описується рівнянням:
обр = k
обр [С] [D],де
обр - швидкість зворотної реакції;kобр - константа швидкості зворотної реакції.
У міру того, як концентрації речовин Cі Dзростають, швидкість зворотної реакції зростає (рис.1, крива
обр).
Рис.1. Зміна швидкостей прямої та зворотної реакцій у часі
Через деякий час швидкості прямої та зворотної реакцій стають рівними:
пр = 
обрТакий стан системи називається станом рівноваги .
У стані рівноваги концентрації всіх учасників перестають змінюватися у часі . Такі концентрації називаються рівноважними .
Хімічна рівновага – це динамічна рівновага.Незмінність концентрацій речовин, присутніх у закритій системі, є наслідком хімічних процесів, що безперервно йдуть. Швидкості прямої і зворотної реакції не дорівнюють нулю, а нулю дорівнює швидкість процесу, що спостерігається.
Рівність швидкостей прямої та зворотної реакцій – це кінетична умова хімічної рівноваги.
2. Константа рівноваги
При рівності швидкостей прямої та зворотної реакції
пр = 
обрсправедлива рівність
kпр [A] [B] = kобр [С] [D],
де [ A], [B], [З], [D] – рівноважні концентрації речовин.
Оскільки константи швидкостей не залежать від концентрацій, рівність можна записати інакше:
Відношення констант швидкостей прямої та зворотної реакцій ( k пр / k обр ) називають константою хімічної рівноваги:
Справжня хімічна рівновага може встановлюватися лише у тому випадку, якщо рівноважні всі елементарні стадії механізму реакції. Якими б складними не були механізми прямої та зворотної реакцій, але в стані рівноваги вони повинні забезпечити стехіометричний перехід вихідних речовин у продукти реакції і назад. Це означає, що алгебраїчна сума всіх стадій процесу дорівнює стехиометрическому рівняння реакції, тобто. Стехіометричні коефіцієнти є сумою молекулярностей всіх стадій механізму.
Для складної реакції
aA + bB cC + dD
До с =
Для однієї і тієї ж температури відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції в ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам, до твору рівноважних концентрацій вихідних речовин у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам, становить постійну величину.
Це друге формулювання закону чинних мас.
У вираз константи рівноваги гетерогенної реакції входять лише концентрації речовин, що знаходяться в рідкій або газоподібній фазі, оскільки концентрації твердих речовин залишаються, як правило, постійними.
Наприклад, вираз для константи рівноваги наступної реакції
СО 2 (г) + С(тв) 2СО(г)
записується так:
Доз =
.Рівняння константи рівноваги показує, що за умов рівноваги концентрації всіх речовин, що у реакції, пов'язані між собою. Чисельне значення константи рівноваги визначає, яким має бути співвідношення концентрацій всіх речовин, що реагують при рівновазі.
Зміна концентрації будь-якого з цих речовин тягне у себе зміни концентрацій решти речовин. У результаті встановлюються нові концентрації, але співвідношення з-поміж них знову відповідає константі рівноваги.
Величина константи рівноваги залежить від природи реагуючих речовин та температури.
Константа рівноваги, виражена через молярні концентрації реагуючих речовин ( Доз) і константа рівноваги, виражена через рівноважний парціальний тиск ( Дор) (див. «Основи хімічної термодинаміки»), пов'язані між собою співвідношеннями:
Дор= ДозRT , Kc = Дор / (RT) ,
де – зміна числа газоподібних молей у реакції.
Стандартна зміна енергії Гіббса дорівнює
G Т = - RT ln Kp,
G Т = H – T S.
Після прирівнювання правих частин рівнянь:
- RT ln Kp = H – T S
ln K р = - H / ( RT) + S/ R .
Рівняння як встановлює вид залежності константи від температури, а й показує, що константа визначається природою реагуючих речовин.
Константа рівноваги не залежить від концентрацій (як і константа швидкості реакції), механізму реакції, енергії активації, від присутності каталізаторів. Зміна механізму, наприклад, при введенні каталізатора не впливає на чисельне значення константи рівноваги, але, звичайно, змінює швидкість досягнення рівноважного стану.
Поняття хімічної рівноваги
Рівноважним вважається стан системи, що залишається незмінним, причому цей стан не обумовлено дією будь-яких зовнішніх сил. Стан системи реагуючих речовин, при якому швидкість прямої реакції стає рівною швидкості зворотної реакції, називається хімічною рівновагою. Така рівновага називається ще рухливім або динамічнимрівновагою.
Ознаки хімічної рівноваги
1. Стан системи залишається незмінним у часі за збереження зовнішніх умов.
2. Рівноваги є динамічним, тобто зумовлено протіканням прямої та зворотної реакції з однаковими швидкостями.
3. Будь-яка зовнішня дія викликає зміну в рівновазі системи; якщо зовнішній вплив знімається, система знову повертається у вихідний стан.
4. До стану рівноваги можна підійти із двох сторін – як із боку вихідних речовин, і із боку продуктів реакції.
5. У стані рівноваги енергія Гіббса досягає свого мінімального значення.
Принцип Ле Шательє
Вплив зміни зовнішніх умов на положення рівноваги визначається принципом Ле Шательє (принципом рухомої рівноваги): якщо на систему, що знаходиться в стані рівноваги, виробляти якесь зовнішнє вплив, то в системі посилиться те з напрямків процесу, яке послаблює ефект цього впливу, і положення рівноваги зміститься в тому ж напрямку.
Принцип Ле Шательє застосовується не тільки до хімічних процесів, але і до фізичних, таких як кипіння, кристалізація, розчинення і т.д.
Розглянемо вплив різних чинників на хімічну рівновагу з прикладу реакції окислення NO:
2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г); H про 298 = - 113,4 кДж/моль.
Вплив температури на хімічну рівновагу
При підвищенні температури рівновага зсувається у бік ендотермічної реакції, при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції.
Ступінь усунення рівноваги визначається абсолютною величиною теплового ефекту: чим більше за абсолютною величиною ентальпія реакції H, тим значніший вплив температури стан рівноваги.
У аналізованої реакції синтезу оксиду азоту (IV ) підвищення температури змістить рівновагу у бік вихідних речовин.
Вплив тиску на хімічну рівновагу
Стиснення зміщує рівновагу в напрямку процесу, що супроводжується зменшенням обсягу газоподібних речовин, а зниження тиску зсуває рівновагу в протилежний бік. У прикладі в лівій частині рівняння знаходиться три обсяги, а в правій - два. Так як збільшення тиску сприяє процесу, що протікає зі зменшенням обсягу, то при підвищенні тиску рівновага зміститься вправо, тобто. у бік продукту реакції - NO 2 . Зменшення тиску змістить рівновагу у зворотний бік. Слід звернути увагу, що, якщо в рівнянні оборотної реакції число молекул газоподібних речовин у правій і лівій частинах рівні, то зміна тиску не впливає на положення рівноваги.
Вплив концентрації на хімічну рівновагу
Для аналізованої реакції введення в рівноважну систему додаткових кількостей NO або O 2 викликає зміщення рівноваги у тому напрямі, у якому концентрація цих речовин зменшується, отже, відбувається зсув рівноваги у бік освіти NO 2 . Збільшення концентрації NO 2 зміщує рівновагу у бік вихідних речовин.
Каталізатор однаково прискорює як пряму, і зворотну реакції і тому впливає зміщення хімічного рівноваги.
При введенні до рівноважної системи (при Р = const ) інертного газу концентрації реагентів (парціальний тиск) зменшуються. Оскільки аналізований процес окислення NO йде зі зменшенням обсягу, то при додаванні ін
Константа хімічної рівноваги
Для хімічної реакції:
2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г)
константа хімічної реакції До є відношення:
(12.1)У цьому рівнянні квадратних дужках – концентрації реагують речовин, які встановлюються при хімічному рівновазі, тобто. рівноважні концентрації речовин.
Константа хімічної рівноваги пов'язана із зміною енергії Гіббса рівнянням:
G T про = - RTlnK. (12.2).
Приклади розв'язання задач
При певній температурі рівноважні концентрації у системі 2CO(г) + O 2 (г) 2CO 2 (г) становили: = 0,2 моль/л = 0,32 моль/л = 0,16 моль/л. Визначити константу рівноваги при цій температурі та вихідні концентрації CO та O 2 якщо вихідна суміш не містила СО 2 .
.2CO (г) + O 2(г) 2CO 2(г).
У другому рядку під з прореагір розуміється концентрація вихідних речовин, що прореагували, і концентрація утворюється CO 2 , причому, з вихідн = з прореагір + з рівн .
Використовуючи довідкові дані, розрахувати константу рівноваги процесу3 H 2(Г) + N 2 (Г) 2 NH 3 (Г) при 298 До.
G 298 про = 2 · ( - 16,71) кДж = -33,42 · 10 3 Дж.
G T про = - RTlnK.
lnK = 33,42 · 10 3 / (8,314 × 298) = 13,489. K = 7,21×10 5 .
Визначити рівноважну концентрацію HI у системіH 2(г) + I 2(г) 2HI (г) ,
якщо за деякої температури константа рівноваги дорівнює 4, а вихідні концентрації H 2 , I 2 і HI рівні, відповідно, 1, 2 та 0 моль/л.
Рішення. Нехай на деякий час прореагувало x моль/л H 2 .
.Вирішуючи це рівняння, отримуємо x = 0,67.
Значить, рівноважна концентрація HI дорівнює 2 0,67 = 1,34 моль/л.
Використовуючи довідкові дані, визначити температуру, за якої константа рівноваги процесу: H 2(г) + HCOH (г) CH 3 OH (г) стає рівною 1. Прийняти, що Н о Т » Н о 298 , а S про T » S про 298 .Якщо К = 1, то G про T = - RTlnK = 0;
G про T » Н о 298 - Т D S про 298 . Тоді;
Но 298 = -202 - (- 115,9) = -86,1 кДж = - 86,1× 10 3 Дж;
S про 298 = 239,7 - 218,7 - 130,52 = -109,52 Дж / К;
Для реакції SO 2(Г) + Cl 2(Г) SO 2 Cl 2(Г) при певній температурі константа рівноваги дорівнює 4. Визначити рівноважну концентрацію SO 2 Cl 2 , якщо вихідні концентрації SO 2 , Cl 2 і SO 2 Cl 2 рівні 2, 2 та 1 моль/л відповідно.
До.Рішення. Нехай на деякий час прореагувало x моль/л SO 2 .
SO 2(Г) + Cl 2(Г) SO 2 Cl 2(Г)
Тоді отримуємо:
.Вирішуючи це рівняння, знаходимо: x 1 = 3 та x 2 = 1,25. Але x 1 = 3 не задовольняє умову задачі.
Отже, = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.Завдання для самостійного вирішення
12.1. У якій із наведених реакцій підвищення тиску змістить рівновагу вправо? Відповідь обґрунтувати.
1) 2 NH 3 (г) 3 H 2 (г) + N 2 (г)
2) ZnCO 3 (к) ZnO (к) + CO 2 (г)
3) 2HBr (г) H 2 (г) + Br 2 (ж)
4) CO 2 (г) + C (графіт) 2CO (г)
12.2.При певній температурі рівноважні концентрації у системі
2HBr (г) H 2 (г) + Br 2 (г)
становили: = 0,3 моль/л = 0,6 моль/л = 0,6 моль/л. Визначити константу рівноваги та вихідну концентрацію HBr.
12.3.Для реакції H 2(г)+ S (г) H 2 S (г) при певній температурі константа рівноваги дорівнює 2. Визначити рівноважні концентрації H 2 та S, якщо вихідні концентрації H 2 , S та H 2 S рівні, відповідно, 2, 3 та 0 моль/л.
