Принцип Ле Шателье

По этому уравнению, зная константы равновесия при двух разных температурах, можно рассчитать rH реакции. Для обратимой химической реакции константа равновесия Keq может быть выражена через константы скорости прямых и обратных реакций. Н+ + ОН– также можно записать константу равновесия К = /. Расчеты константы равновесия очень важны для практики. 2NH3 выражение для константы равновесия записывается в виде K = 2 равн/3равнравн.

В некоторых случаях (в зависимости от способа выражения) константа равновесия может являться функцией не только температуры, но и давления. Далее приведено термодинамическое описание химического равновесия и описана связь Keq со стандартной энергией Гиббса процесса. Величина Keq{\displaystyle K_{eq}} ничего не говорит о скоростях реакций, но она описывает состав системы в состоянии равновесия. Согласно принципу Ле Шателье, если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия.

При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем

C – константа интегрирования. Рассчитать rG реакции образования NH3 при парциальных давлениях N2, H2 и NH3, равных 3 атм, 1 атм и 4 атм соответственно.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях

Из уравнения видно, что слева 3 моль газов, а справа — 2. Значит, сместив равновесие вправо, кол-во моль газов уменьшится и давление снизится. При увеличении температуры равновесие должно сместиться таким образом, чтобы скомпенсировать это увеличение, т.е. в ту сторону, которая повлечет за собой снижение температуры.

Исходные концентрации А и В равны 0,05моль/дм3. По принципу Ле-Шателье равновесие сместится вправо, т.е. СО начнет расходоваться. Это значит, что реакция достигла положения равновесия, а неизменяющиеся со временем концентрации веществ называются равновесными. Доказать протекание прямой и обратной реакций после достижения равновесия можно множеством способов. Например, твердое вещество быстрее всего растворяется, если его поместить в чистый растворитель, когда система далека от равновесия, в данном случае – от насыщенного раствора.

Когда раствор становится насыщенным, система достигает состояния равновесия, при этом скорости растворения и кристаллизации равны, а масса осадка со временем не меняется. Графики, показывающие, как система приближается к равновесию (такие графики называются кинетическими кривыми), приведены на рисунках. Следовательно, в замкнутом объеме после достижения равновесия концентрация паров воды будет в 800 раз больше, чем водорода (здесь концентрации можно заменить пропорциональными им давлениями).

Таким образом, для обратимых реакций роль катализатора заключается только в более быстром достижении равновесия. В любом случае равновесие будет смещаться до тех пор, пока не наступит новое положение равновесия, которое соответствует новым условиям.

С другой стороны, если в левой и правой частях уравнения имеется неодинаковое число газообразных молекул, то равновесие в такой системе можно сместить и путем изменения давления. При повышении давления равновесие смещается в ту сторону, где число газообразных молекул меньше (и таким способом как бы «противодействует» внешнему давлению).

Если число молей продуктов реакции равно числу молей исходных веществ (Δn=0{\displaystyle \Delta n=0}), то Kp=Kx{\displaystyle K_{p}=K_{x}}. При этом следует помнить, что энергия Гиббса — функция состояния системы, то есть она не зависит от пути процесса, от механизма реакции, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. В частности, в качестве таких промежуточных реакций часто используют реакции образования соединений из элементов.

2HBr, СО + Н2О(г) СО2 + Н2), то давление не влияет на положение равновесия

Повышение (или понижение) температуры сдвигает равновесие в сторону реакции, протекающей с поглощением (выделением) теплоты. 500 K. fGoдля CO(г) и CH3OH(г) при 500 К равны –155.41 кДж. моль–1 и –134.20 кДж. моль–1 соответственно. KP = 1.64 10–4 при 400o C. Какое общее давление необходимо приложить к эквимолярной смеси N2 и H2, чтобы 10% N2 превратилось в NH3? Газы считать идеальными. 25oC равна Kp = 0.143. Рассчитать давление, которое установится в сосуде объемом 1 л, в который поместили 1 г N2O4 при этой температуре.

KP = 1.83 10–2 при 698.6 К. Сколько граммов HI образуется при нагревании до этой температуры 10 г I2 и 0.2 г H2 в трехлитровом сосуде? В какую сторону реакция будет идти самопроизвольно при этих условиях? Определить стандартную энтальпию реакции в этом температурном интервале. То есть, прямая реакция. В ]= (2 — x) моль/л. HCl + NaOH = NaCl + H2O, и если вещества были взяты в нужных пропорциях, раствор имеет нейтральную реакцию и в нем не остается даже следов соляной кислоты и гидроксида натрия.

При этом равновесие смещается так, чтобы теплота поглощалась, т.е. в сторону эндотермической реакции. Следует отметить, что при изменении температуры изменяется и константа равновесия реакции, тогда как при изменении только давления она остается постоянной.

А также: