Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Тихоокеанский государственный университет»

Л. В. Сеничева

В. А. Яргаева

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ:

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Утверждено

издательско-библиотечным советом университета

в качестве учебного пособия

Хабаровск

Издательство ТОГУ

2008

УДК 541.1(076.5)

ББК Г5

С311

Р е ц е н з е н т ы:

кафедра химии

Дальневосточного государственного гуманитарного университета

(завкафедрой канд. хим. наук, доц. Л. Д. Литвищенко);

доцент кафедры химии

Дальневосточного государственного медицинского университета

канд. хим. наук, чл.-кор. МАНЭБ В. А. Немов

Н а у ч н ы й р е д а к т о р

канд. хим. наук, доц. Т. Б. Панасюк

Сеничева Л. В.

С311 Физическая химия: химическое равновесие : учеб. пособие /

Л. В. Сеничева, В. А. Яргаева. – Хабаровск : Изд-во Тихоокеан.

гос. ун-та, 2008. – 83 с.

ISBN 978-5-7389-0676-3 В учебном пособии представлены теоретические основы химического

равновесия, достаточно полно отражающие содержание этого раздела физической

химии, методические рекомендации к выполнению трех лабораторных работ,

девять многовариантных заданий с примерами решения задач, три типа тестовых

заданий для самоподготовки и допуска к лабораторным работам, примеры тестов

итогового контроля знаний студентов.

Издание предназначено для студентов технологических специальностей

(ХПД, ХТПЭ, ООС, ЛП и др.), изучающих в высшем учебном заведении

химическое равновесие в курсе физической химии, а также в других учебных

химических или технологических дисциплинах, в которых рассматриваются

обратимые процессы.

УДК 541.1(076.5)

ББК Г5

© Тихоокеанский государственный

университет, 2008

© Сеничева Л. В., Яргаева В. А., 2008

Л.В. Сеничева

В.А. Яргаева

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ:

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ВВЕДЕНИЕ

Настоящее пособие является первым опытом комплексного рассмот-

рения одного из важных разделов физической химии – химического

равновесия.

В пособии рассматривается химическое равновесие теоретически – на

основе законов химической термодинамики, экспериментально – при

выполнении лабораторных работ и практически – путем решения

многовариантных задач. На каждом этапе изучения химического

равновесия предлагается тест-контроль: по тестам на соответствие

определяется степень усвоения и закрепления теоретического материала;

по тестам в открытой форме проверяется готовность студента к

выполнению лабораторной работы; по тестам итогового контроля

оценивается знание основ химического равновесия.

Для самостоятельной работы студентов предлагаются многовариант-

ные задания с примерами решения задач. Многовариантные задания

используются в учебном процессе при изучении физической химии на

протяжении многих лет. Термодинамические расчеты выполняются с

использованием справочной литературы. При любых расчетах физические

величины берутся с соответствующими единицами измерения, принятыми

в Международной системе единиц (СИ). В некоторых расчетах

допускаются внесистемные единицы: грамм, литр, градус Цельсия,

атмосфера и др., которые в настоящее время часто используют в

лабораториях.

Лабораторные работы подобраны таким образом, чтобы они

отличались по типу обратимой химической реакции или обратимого

физико-химического процесса и по методам экспериментального изучения

химического равновесия. Теоретические основы каждой лабораторной

работы рассматриваются по единому алгоритму.

В приложениях пособия приведены фундаментальные физические

постоянные и некоторые физико-химические величины, необходимые при

решении задач и обработке экспериментальных данных.

Для более глубокого изучения химического равновесия студенты могут

воспользоваться учебной литературой, а также справочниками, приведен-

ными в библиографическом списке настоящего пособия.

Пособие составлено в соответствии с программой раздела химического

равновесия в курсе физической химии.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОГО

РАВНОВЕСИЯ

Химическое равновесие – это состояние системы, в которой протекает

обратимый процесс одновременно в прямом и обратном направлениях с

одинаковой скоростью. Состав системы в результате такого процесса не

меняется во времени, если условия его протекания остаются постоянными.

Равновесные концентрации (или парциальные давления) реагирующих

веществ численно могут быть разными, но их соотношение, называемое

константой равновесия, всегда одинаково при постоянной температуре.

В термодинамике под химическим равновесием понимается наиболее

устойчивое при данных условиях состояние системы. Для его

характеристики используют термодинамические функции, путем расчета

которых можно, не прибегая к эксперименту, вычислить константу

равновесия, определить оптимальные условия проведения обратимого

процесса с целью повышения выхода продукта реакции.

Развитие теории химического равновесия явилось толчком к

разработке новых технологических схем таких производств, как получение

аммиака, метанола, синтетического каучука и других веществ, химическая

переработка нефтепродуктов, металлургия и т. д.

1.1. ТИПЫ РАВНОВЕСИЙ В ХИМИЧЕСКИХ СИСТЕМАХ

Химические равновесия могут быть разными по механизму, но всегда

являются результатом протекания обратимой химической реакции или

обратимого физико-химического процесса и характеризуются величиной

константы химического равновесия.

Обратимые химические реакции в зависимости от фазового

(агрегатного) состояния реагирующих веществ могут быть:

- газообразными, если реакция протекает в газовой фазе:

H2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г);

- жидкофазными, если реакция протекает между жидкими веществами:

С2H5OH(ж) + СH3COOH(ж) ⇄ CH3COOC2H5(ж) + H2O(ж)

или между веществами, находящимися в растворе:

NН4ОН(р) + Н(р)+ ⇄ NH4

+(p) + H2O(р);

- твердофазными, протекающими по типу топохимических реакций в

твердой фазе на границе раздела «твердое исходное вещество – твердый

продукт реакции»:

СuSO4 5H2O(т) ⇄ CuSO4 3H2O(т) + 2H2O(г); - гомогенными, если все реагирующие вещества находятся в одной фазе:

N2(г) + 3H2(г) ⇄ 2NH3(г); - гетерогенными, если реагирующие вещества находятся в разных фазах:

СO2(г) + C(графит) ⇄ 2СО(г). Количественной характеристикой химического равновесия,

достигаемого при протекании таких реакций, является константа

равновесия (табл. 1.1).

Таблица 1.1 Типы обратимых химических и физико-химических процессов

№

п/п Название

обратимого

процесса

Пример обратимого процесса

Константа химического

равновесия

Обозна-

чение Название

1 Химическая

реакция Н2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г) К

Константа

равновесия

2 Гидратация и

дегидратация

вещества

CaCl2(т) + 6Н2О(ж) ⇄

⇄ CaCl2 · 6Н2О(т)

Кгидр

Константа

гидратации

вещества

3 Электролитичес-

кая диссоциация

электролита NH4OH(р) ⇄ NH4

+ (р) + ОН

– (р) Кд

Константа

диссоциации

электролита

4 Диссоциация

малораство-

римого

электролита

AgCl(т) ⇄ Ag+

(р) + Cl–

(р) ПР (L)

Произведение

растворимости

вещества

5 Диссоциация

комплексного

соединения (иона)

[Fe(CN)6]3–

(р) ⇄

⇄ [Fe(CN)5] 2–

( р) + CN

–(р)

Кн

Константа

нестойкости

вещества

6 Гидролиз соли Cu

2+(р) + H2O(ж) ⇄

⇄ [CuOH]+(р) + Н

+(р)

Кг Константа

гидролиза соли

7 Диссоциация

воды H2O(ж) ⇄ H+

(p) + OH–

(p) Кв

Ионное

произведение

воды

8 Ионно-обменная

адсорбция

Катионит H+

(т) + Na+

(р) ⇄

⇄ Катионит Na+(т) + Н+

(р)

Кобм Константа

ионного обмена

9 Обмен ионов на

поверхности

стеклянного

электрода

Стекло Na+

(т) + Н+

(р) ⇄

⇄ Стекло Н+(т) + Na+

(р)

Кобм Константа

ионного обмена

Особое место в ряду химических равновесий занимают равновесия в

водных растворах электролитов. Под действием полярных молекул воды

или с их участием в таких растворах устанавливаются различные ионные

или ионно-молекулярные равновесия, количественной характеристикой

которых являются константы равновесия, отличающиеся по названию и по

обозначению от просто константы равновесия (см. табл. 1.1).

Подобно химическому равновесию рассматриваются равновесия в

других обратимых процессах, например, таких как гидратация и

дегидратация кристаллогидратов, ионно-обменная адсорбция, фазовые

равновесия, термическое разложение карбонатов и т. д. (см. табл. 1.1).

1.2. УСЛОВИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Химическое равновесие – это динамичное состояние системы, в

которой протекают одновременно две противоположно направленные

реакции: прямая () со скоростью

и обратная () со скоростью

.

Через некоторое время эти скорости становятся равными (

) , тогда в

системе установится химическое равновесие.

Допустим, в гомогенной системе протекает обратимая реакция при

constТ , constP и при начальных концентрациях исходных веществ,

равных С0(А) и С0(В), со скоростью )bа (BC(A)Ckυ00

по уравнению

вида

аА + bB ⇄ qQ + dD.

С течением времени в этой системе произойдут следующие изменения:

- уменьшатся концентрации исходных веществ до Ct(А), Ct(В);

- понизится скорость прямой реакции до

)B(C)A(Ck bta

t

;

- увеличатся концентрации продуктов реакции до Сt(Q), Сt(D);

- повысится скорость обратной реакции до

)D(C)Q(Ck dtq

t

;

- через время t выравняются скорости прямой и обратной реакций:

и станут постоянными концентрации всех реагирующих веществ:

Сi = const;

- в системе установится химическое равновесие с постоянными равно-

весными концентрациями реагирующих веществ: С(A), С(В), С(Q), С(D),

соотношение которых также будет постоянным и равным константе

равновесия при данной температуре.

Химическое равновесие в системе установится при любых начальных

концентрациях реагирующих веществ, которые могут быть только

исходными, или только продуктами, или теми и другими одновременно.

Равновесные концентрации реагирующих веществ могут различаться

численно при разных способах задаваемого начального состава системы, но

соотношение их всегда будет постоянным при Т = const и равным константе

равновесия.

Обратимую химическую реакцию можно провести в двух

противоположных направлениях. Например, гомогенную обратимую

химическую реакцию

образование H2(г) + I2(г) 2HI(г) разложение

можно провести в направлении прямой реакции образования HI,

сопровождающейся увеличением концентрации HI, а также в направлении

обратной реакции разложения HI, приводящей к уменьшению

концентрации HI. Через какое-то время концентрации HI выравняются,

т. е. в системе установится равновесие. Разные пути достижения равнове-

сия в одной и той же системе подтверждают истинность достигнутого

равновесия, что очень важно при расчете константы равновесия.

Химическое равновесие является подвижным, так как оно легко

самопроизвольно восстанавливается при прекращении внешнего

воздействия (Сi, рi, Т, Р), т. е. переходит в новое состояние равновесия.

Этот переход принято называть смещением равновесия.

Химическое равновесие и возможность самопроизвольного перехода

системы в это состояние при данных условиях количественно оцениваются

величинами изменения термодинамических функций (табл. 1.2).

Таблица 1.2

Термодинамическое условие химического равновесия

№

п/п

Условия

протекания

реакции

Термодинамическая

функция

Критерии

самопроизвольной

реакции

Критерий

равновесия

1 Т = const

P = const

Энергия

Гиббса rG G r min

rG < O

rG = O

2 Т = const

V = const

Энергия

Гельмгольца rA А r min

rA < О

rA = О

В практике изучения химического равновесия наиболее часто

рассчитывается изменение энергии Гиббса rG по следующим причинам:

- химические реакции чаще протекают в системах при Т = const,

P = const, чем при Т = const, V = const;

- термодинамические свойства многих веществ, приведенные в спра-

вочниках, рассчитаны при Т = 298 К; Р = 1,01 · 105 Па;

- константа химического равновесия связана с изменением энергии

Гиббса ΔGr простой зависимостью.

Таким образом, общими условиями устойчивого химического

равновесия являются следующие:

1. Динамичность равновесия, т. е. протекание прямой и обратной ре-

акций с равными скоростями:

это кинетическое условие химичес-

кого равновесия;

2. Неизменность равновесного состава системы Сi = const при посто-

янстве внешних параметров Т, Р, V = const – это концентрационное усло-

вие химического равновесия;

3. Минимальное постоянное значение энергии Гиббса Gr или энергии

Гельмгольца Ar: ΔGr = 0 или ΔAr = 0 – это термодинамическое условие

химического равновесия;

4. Подвижность равновесия, т. е. возможность смещения равновесия

при изменении параметров системы: Т, Р, Сi, pi;

5. Возможность подхода к состоянию равновесия с двух противопо-

ложных сторон: со стороны прямой и со стороны обратной реакции.

1.3. ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС

На основе изучения кинетики обратимых химических реакций,

протекающих при постоянной температуре, К. Гульдберг и П. Вааге

сформулировали закон действующих масс для химического равновесия:

Соотношение равновесных концентраций реагирующих веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции равно константе равновесия при Т = const.

Математически закон действующих масс записывается в виде константы

равновесия, выраженной через равновесные концентрации или другие

величины, характеризующие состав системы, при достижении равновесия как

со стороны прямой (Кпр), так и со стороны обратной (Кобр) реакции (табл. 1.3).

Таблица 1.3

Выражение закона действующих масс для реакции типа аА + bB ⇄ qQ + dD

Путь достижения

равновесия Константа равновесия

Соотношение

констант равновесия

Прямая реакция

Обратная реакция

Kпр = )B(C)A(C

)D(C)Q(Cba

dq

Кобр = )D(C)Q(C

)B(C)A(Cdq

ba

обрпр

К

1K

Константы равновесия, выраженные любым способом, зависят от

температуры и природы реагирующих веществ и не зависят от

равновесного состава системы. Однако способ выражения состава системы

влияет на численное значение константы равновесия (табл. 1.4).

Таблица 1.4

Влияние способа выражения состава системы на вид константы равновесия

при Т = const для гомогенной реакции типа аА + bB ⇄ qQ + dD

Тип

системы

Равновесный состав системы Выражение

константы

равновесия

Соотношение

констант

равновесия

Способ

выражения

состава

Соотношение

составов

Идеальная

система

Концентрация

Сi, моль/м3

рi = Сi · R T

рi = хi · P

b

B

a

A

d

D

q

Q

cCC

CCK

Kp = Kc(R T)

Kp = Kx · Р

Парциальное

давление рi, Па bB

a

A

d

D

q

Q

ppp

ppK

Молярная доля

хi

b

B

a

A

d

D

q

Q

xxx

xxK

Реальная

система

Активность

аi, моль/м3

i = i · Ci

fi = i pi

b

B

a

A

d

D

q

Q

αα

ααK

b

B

a

A

d

D

q

Q

cγγ

γγKK

b

B

a

A

d

D

q

Q

pfγγ

γγKK

Фугитивность

fi, Па bB

a

A

d

D

q

Q

fff

ffK

Примечания: 1. = (q + d) – (a + b) изменение числа молей газообразных ве-

ществ в ходе реакции.

2. i – коэффициент активности или фугитивности вещества.

3. Р – общее давление в системе.

Все уравнения для констант равновесия (см. табл. 1.4) являются мате-

матическим выражением закона действующих масс.

Константы химического равновесия Кс и Кр (К и Кf) безразмерны для

реакций, идущих без изменения числа молей газообразных реагирующих

веществ: = 0. При 0 единицами измерения Кр (Кf )являются

единицы давления, Кс (К) – единицы концентрации, взятые в степени .

Константа химического равновесия Кх безразмерна, так как молярные

доли являются относительными величинами, и в отличие от констант,

выраженных другим способом, зависит от общего давления в системе.

В случае гетерогенных обратимых реакций в выражение константы

химического равновесия входят равновесные парциальные давления или

концентрации газов, или концентрации растворённых веществ,

участвующих в реакции, так как активности твердых веществ или

жидкостей при одновременном участии газов принимаются равными

единице.

Например, для реакции С(графит) + СО2(г) ⇄ 2СО(г) 2CO

2

COp

p

pK .

Закон действующих масс имеет большое значение в учении о

химическом равновесии. Из него следует, что в системе, в которой

протекает обратимая реакция:

- соотношение равновесных величин, характеризующих состав системы

при Т = const, является постоянным и равным константе равновесия;

- константа равновесия не зависит от того, какие из реагирующих ве-

ществ будут исходными веществами, а какие – продуктами реакции;

- константа равновесия не зависит от начального состава исходных ве-

ществ;

- для расчета константы равновесия достаточно экспериментально оп-

ределить равновесную концентрацию одного из реагирующих веществ.

1.4. УРАВНЕНИЕ ИЗОТЕРМЫ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.

ВЛИЯНИЕ СОСТАВА СИСТЕМЫ НА НАПРАВЛЕНИЕ

ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Система, в которой протекает химическая реакция, содержит несколько

компонентов, каждый из которых характеризуется своим химическим

потенциалом:

i = i0 + RT ln рi или i = i

0 + RT lnCi , (1.1)

где i и i0 – химический потенциал i-го компонента при заданных и ста-

ндартных условиях соответственно, Дж/моль; R = 8,31 Дж/(моль · К) мо-

лярная газовая постоянная; Т – температура, К; рi – исходное парциальное

давление компонента, Па; Ci – исходная концентрация компонента,

моль/м3.

Допустим, в системе при Т = const, Р = const протекает гомогенная

газовая реакция по уравнению общего вида:

аА + bB ⇄ qQ + dD. Изменение энергии Гиббса Gr такой реакции с учетом химического

потенциала каждого компонента i вычисляется по формуле

Gr(T) = I νi = (q · Q + d · D) – (a · A + b · B). (1.2)

Подставив одно из уравнений (1.1) в уравнение (1.2) и сделав

математические преобразования, получим уравнение зависимости Gr от

начальных парциальных давлений всех реагирующих веществ при

заданных температуре и давлении в системе:

Gr(Т) = Gr0(Т) + RT ·

)B(p)A(p

)D(p)Q(pln

b0

a0

d0

q0

, (1.3)

где Gr0(Т) – стандартная энергия Гиббса химической реакции (химичес-

кое сродство) при температуре Т, Дж; р0(А), р0(В), р0(Q), р0(D) – началь-

ные парциальные давления реагирующих веществ, Па.

Под химическим сродством понимается способность веществ вступать в

химическое взаимодействие при заданной температуре.

Анализ уравнения (1.3)

1. Gr(Т) = 0, т. е. в системе установилось химическое равновесие, из

чего следует:

- парциальные давления реагирующих веществ стали равновесными:

рА, рB, рQ, рD;

- соотношение равновесных парциальных давлений должно быть пос-

тоянным и равным константе равновесия Кр:

bB

aA

dD

qQ

ppp

ppK

;

- уравнение (1.3) примет вид

Gr0(Т) = RT ln Kp. (1.4)

По уравнению (1.4) можно рассчитать константу равновесия Кр, если

давление измеряется в атмосферах. Энергию Гиббса Gr0(Т) предваритель-

но вычисляют по термодинамическим уравнениям при температуре Т.

Если единицей измерения давления является Па, то в уравнение (1.4)

вводится поправочный коэффициент (1 атм = 1,0132 · 105 Па):

Gr0(Т) = RT · ln Kp + RT · ln 1,0132 · 10

5 .

(1.4а)

2. Gr(Т) 0, т. е. система неравновесна.

Тогда при подстановке уравнения (1.4) в уравнение (1.3) получится

уравнение изотермы химической реакции, протекающей при Р = const,

T = const:

Gr(Т) = RT ln Kp + RT · )B(p)A(p

)D(p)Q(pln

b0

a0

d0

q0

,

(1.5)

где Кр – константа равновесия обратимой химической реакции, выражен-

ная через парциальные давления, Па

.

С целью упрощения вида уравнения (1.5) обозначим )B(p)A(p

)D(p)Q(pb0

a0

d0

q0

= П

iP.

Тогда уравнение (1.5) примет вид

Gr(Т) = RT ln Kp + RT ∙ ln ПiP

. (1.5а)

Уравнения изотермы химической реакции (1.5) и (1.5а) выражают вли-

яние заданных начальных парциальных давлений реагирующих веществ,

т. е. состава системы, на направление протекания химической реакции и

возможность смещения равновесия в сторону прямой или обратной реак-

ции при изменении этого состава (табл. 1.5). Таблица 1.5

Влияние начального состава системы на направление смещения равновесия

реакции вида аА + bB ⇄ qQ + dD на основе уравнения изотермы реакции

Изменение

начального

состава

системы

Соотношение между

начальным составом

системы и константой Кp

Знак

изменения

Gr(T)

Направление

смещения

равновесия

( или )

р0(А)

р0(В) )B(p)A(p

)D(p)Q(pln

b0

a0

d0

q0

> ln Kp Gr(T) > 0

р0(А)

р0(В) )B(p)A(p

)D(p)Q(pln

b0

a0

d0

q0

< ln Kp Gr(T) < 0

p0(Q)

p0(D) )B(p)A(p

)D(p)Q(pln

b0

a0

d0

q0

> ln Kp Gr(T) > 0

p0(Q)

p0(D) )B(p)A(p

)D(p)Q(pln

b0

a0

d0

q0

< ln Kp Gr(T) < 0

p0(i) = pi (равновесные

давления) )B(p)A(p

)D(p)Q(pln

b

0

a

0

d

0

q

0

= ln Kp Gr(T) = 0

Нет

смещения

равновесия

Уравнение изотермы химической реакции аА + bB ⇄ qQ + dD при V = const, T = const аналогично уравнению (1.5) и имеет вид

Ar(Т) = RT ln Kc + RT · )B(C)A(C

)D(C)Q(Cln

b0

a0

d0

q0

,

(1.6) где Ar(Т) изменение энергии Гельмгольца химической

реакции, Дж;

Кс – константа химического равновесия реакции, выраженная через конце-

нтрации, (моль/м3)

Δ; С0(А), С0(В), С0(Q), С0(D) – начальные концентрации

реагирующих веществ, моль/м3.

Введём обозначение )B(C)A(C

)D(C)Q(Cb0

a0

d0

q0

= П

iC, тогда уравнение (1.6) примет

вид

Ar(Т) = RT ln Kc + RT · ln ПiC. (1.6а)

При равновесии (Аr = 0) из уравнения (1.6а) получим уравнение, анало-

гичное уравнению (1.4):

Аr0(Т) = RT ln Kc , (1.7)

где Аr0(Т) – стандартная энергия Гельмгольца химической реакции (хи-

мическое сродство) при температуре Т, Дж.

Уравнения изотерм химической реакции (1.5) и (1.6) позволяют опре-

делить направление смещения равновесия при изменении начального сос-

тава системы (см. табл. 1.5). Уравнения изотерм химических реакций

(1.4) и (1.7) используются для определения константы равновесия при по-

стоянной температуре, если предварительно рассчитаны Gr0(Т) и Аr

0(Т).

1.5. УРАВНЕНИЯ ИЗОБАРЫ И ИЗОХОРЫ ХИМИЧЕСКОЙ

РЕАКЦИИ. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА КОНСТАНТУ

ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ И НАПРАВЛЕНИЕ

ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

На основе уравнений Гиббса – Гельмгольца, определяющих влияние

температуры на изменение термодинамических потенциалов (ΔGr и ΔAr), и

уравнений изотермы химической реакции Я. Вант-Гофф вывел уравнения

изобары и изохоры химической реакции в дифференциальной форме.

Уравнение изобары 2

rp

RT

H

dT

Klnd . (1.8)

Уравнение изохоры 2

rc

RT

U

dT

Klnd . (1.9)

Наиболее часто используется уравнение изобары химической реакции

(1.8), анализ которого представлен в табл. 1.6.

Таблица 1.6

Влияние температуры на величину константы равновесия

и направление смещения равновесия на основе уравнения

изобары химической реакции

Тип реакции

Знак

Нr Знак

dT

Klnd p Изменение

температуры

Изменение

Кр

Направление

смещения

равновесия

Экзо-

термическая Н < 0

dT

Klnd p < 0 T ↑

T ↓

Kp ↓

Kp ↑

Эндо-

термическая Н > 0

dT

Klnd p > 0 Т ↑

Т ↓

Кр ↑

Кр ↓

Без выделения

или

поглощения

теплоты

Н 0

dT

Klnd p 0 Т ↑

Т ↓

Кр = const

Kp = const

Нет

смещения

равновесия

Уравнения (1.8) и (1.9) устанавливают связь между константой

равновесия (Кр или Кс), температурой и изменениями энтальпии ΔHr (при

Р = const) или внутренней энергии ΔUr (при V = const) химической

реакции. Поэтому уравнения (1.8) и (1.9) применяют для установления

влияния температуры на величину константы равновесия и на направление

смещения равновесия в сторону прямой () или в сторону обратной ()

реакции (см. табл. 1.6).

Для расчета константы равновесия при заданной Т или теплового

эффекта реакции в интервале температур дифференциальное уравнение

изобары химической реакции (1.8) интегрируют. Для более точных

расчетов ΔHr(Т) используют уравнение Кирхгофа, учитывающее влияние

температуры на величину ΔHr(Т).

При интегрировании уравнения изобары химической реакции (1.8)

можно получить два вида интегральных уравнений:

CRТ

HKln r

p

; (1.10)

21

r

1p

2p

T

1

T

1

R

H

)T(K

)T(Kln . (1.11)

Уравнение (1.10) используют для построения графика в координатах

ln Кр = f(1/T), имеющего вид прямой линии, по тангенсу угла наклона кото-

рого определяют ΔHr реакции графическим методом (рис. 1.1).

Рис. 1.1. Зависимость ln Kp от T

1 для экзотермических (12)

и эндотермических (12

) реакций

Из уравнения (1.10) следует, что R

H r = tg или R

H 'r = tg ′,

которые рассчитываются по уравнениям

tg = b

=

12

1p2p

/T1/T1

)(TKln)(TKln

=

R

H r или

tg ′ =

b

=

12

1p2p

T/1T/1

)(TKln)(TKln

=

R

H 'r

.

Величины tg или tg ′ всегда определяют по отношению отрезков

а и b или а′ и b

′, взятых в единицах масштаба на рис. 1.1.

Уравнение (1.11) используют для расчета Нr, если известны константы равновесия при двух температурах, или для расчета константы

2

ln Kp2

1 a

ln Kp1 b

1 ’

b’ 2

310T

1 lnKp1’ 1T

1

lnKp2’

1Т1

2T

1

2T

'1

a

0

равновесия при одной температуре, если известны константа равновесия при другой температуре и изменение энтальпии реакции.

Уравнение изохоры химической реакции (1.9) интегрируют, а затем применяют подобно уравнению изобары химической реакции, только

вместо изменения энтальпии Нr используют изменение внутренней

энергии Ur, рассчитываемое по уравнению Ur = Hr RT.

1.6. ВЛИЯНИЕ ДАВЛЕНИЯ

НА КОНСТАНТУ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

И НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Давление влияет на величину константы равновесия Кх, которая выражена через молярные доли xi реагирующих веществ в газовой смеси

(см. табл. 1.4). Молярную долю i-го газа вычисляют по формуле i

ii

n

nx

.

Давление окажет влияние на химическое равновесие, если оно

приведет к изменению молярных долей газообразных веществ. Это

возможно сделать при введении в реакционную смесь инертных газов (Аr,

He и др.), не участвующих в реакции, или при изменении числа молей

газообразных веществ в ходе реакции.

Уравнение, выражающее влияние общего давления на константу равно-

весия Kx через изменение числа молей газообразных веществ ν в реакции,

имеет вид

PdP

Klndx

. (1.12)

Анализ уравнения (1.12) представлен в табл. 1.7. Таблица 1.7

Влияние давления на величину константы равновесия

и на направление смещения равновесия реакции аА + bB ⇄ qQ + dD Изменение числа

моль газов в

ходе реакции

ν

Знак

производной

dP

Klnd x

Измене-

ние

давления

Р

Изменение

константы

равновесия

Кх

Направление

смещения

равновесия

ν > 0 dP

Klnd x < 0

dP

Klnd x < 0

Р↑

Р↓

Kх↓

Kх↑

ν < 0 dP

Klnd x > 0

dP

Klnd x > 0

Р ↑

Р ↓

Кх ↑

Кх ↓

ν = 0

dP

Klnd x = 0

dP

Klnd x = 0

Р ↓

Р ↑

Кх = const

Кх = const

Нет

смещения

равновесия

Как следует из табл. 1.7, в обратимых процессах с участием

газообразных веществ при повышении давления (Р↑) равновесие всегда

смещается в сторону уменьшения числа молекул газа в ходе реакции, при

этом объем системы становится меньше (V↓), а при уменьшении давления

(Р↓) равновесие смещается в сторону увеличения числа молекул газа

(ν > 0) и увеличения объема системы (V↑).

При очень высоких давлениях ( порядка 10310

4 атм) равновесие в

конденсированных системах также смещается в сторону уменьшения их

объема (V↓), в направлении образования веществ с большей плотностью,

более твердых и прочных. Например, при высоких давлениях графит

переходит в более твёрдый, прочный и тяжёлый алмаз, H2O(т) (лед)

превращается в другие кристаллические модификации льда с плотностью

больше единицы.

1.7. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

При изменении внешних параметров (рi, Ci, P, T) возможно смещение

равновесия в сторону прямой или обратной реакции или сохранение

состояния равновесия в неизменном виде. Направление смещения

химического равновесия можно определить двумя путями: по принципу

Ле Шателье и по термодинамическим уравнениям, которые являются

количественным выражением этого принципа.

1.7.1. Определение направления смещения равновесия

по принципу Ле Шателье

Формулировка принципа Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать воздействие путем изменения концентрации, температуры или давления, то равновесие сместится в сторону, противодействующую произведенному изменению.

По сути принцип Ле Шателье называют принципом противодействия

системы, в которой протекает обратимый процесс, внешнему воздействию.

Например: дана гетерогенная обратимая химическая реакция

С(графит) + СО2(г) ⇄ 2CO(г).

Рассмотрим, как изменятся параметры системы при протекании этой

обратимой реакции.

Характеристика прямой () реакции:

- эндотермическая (Нr 0), температура в системе уменьшается (Т);

- число молекул газа ν увеличивается (ν > 0), давление в системе повы-

шается (Р);

- исходное вещество СО2 расходуется: его концентрация уменьшается

(С(СО2) );

- продукт реакции СО образуется: его концентрация увеличивается

(С(СО));

- исходное вещество С(графит) твёрдое, его концентрация не изменяется.

Характеристика обратной () реакции:

- экзотермическая (Нr 0), температура в системе увеличивается (Т);

- число молекул газа ν уменьшается (ν 0), давление в системе пони-

жается (Р);

- исходное вещество СО2 образуется: его концентрация увеличивается

(С(СО2));

- продукт реакции СО расходуется: его концентрация уменьшается

(С(СО));

- исходное вещество С(графит) твёрдое, его концентрация не изменяется.

Направление смещения равновесия заданной обратимой реакции при

изменении Сi, T и P в соответствии с принципом Ле Шателье как

принципом противодействия представлено в виде табл. 1.8.

Таблица 1.8

Смещение равновесия по принципу Ле Шателье

Внешнее

воздействие

Ответ системы

на внешнее воздействие

Направление

смещения равновесия

С(СО2)

С(СО)

m(C(графит))или

Р

Т

С(СО2)

С(СО)

C(C(графит)) = const

Р

Т

Нет смещения

равновесия

Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье химическое

равновесие смещается:

- в сторону прямой реакции при повышении концентрации исходных

веществ и при отведении продуктов реакции из системы;

- в сторону обратной реакции при понижении концентрации исходных

веществ и повышении концентрации продуктов реакции;

- в сторону меньшего числа молекул газа при повышении давления в

системе и в сторону большего числа молекул газа при понижении

давления;

- в сторону эндотермической реакции при повышении температуры и в

сторону экзотермической реакции при понижении температуры.

1.7.2. Определение направления смещения равновесия

на основе термодинамических уравнений

Каждому параметру, влияющему на состояние равновесия,

соответствует определённое термодинамическое уравнение (1.5), (1.6),

(1.8), (1.9) или (1.12). По этим уравнениям можно оценить, как надо

изменить параметр, чтобы сместить равновесие в нужном направлении.

Особенности влияния каждого из параметров (Сi, pi, T, P) на направление

смещения химического равновесия в соответствии с этими уравнениями

рассмотрены в табл. 1.5, 1.6, 1.7.

1.8. МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ КОНСТАНТЫ

ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Основной количественной характеристикой обратимых химических

реакций является константа равновесия К, по величине которой можно

оценить целесообразность проведения реакции при заданных условиях

(табл. 1.9).

Таблица 1.9

Соотношение между величиной константы равновесия

и выходом продукта реакции

№

п/п

Величина константы

химического

равновесия К

Смещение равновесия

в сторону прямой (→)

или обратной () реакции

Выход продукта

реакции , %

1 К 1 100

2 К 1 ⇄ 0 100

3 К 1 0

Константу химического равновесия можно рассчитать теоретически по

справочным данным или на основе экспериментальных данных.

Теоретические методы расчета константы равновесия

1. Термодинамический расчет константы равновесия на основе термо-

динамических свойств реагирующих веществ. Это наиболее используемый

метод расчета.

2. Расчет константы равновесия на основе закономерностей статисти-

ческой термодинамики. Этот метод используют для расчета константы

равновесия более простых реакций с участием ограниченного числа

веществ.

3. Расчет константы равновесия по справочным эмпирическим данным

и зависимостям, если для исследуемого вещества отсутствуют в справоч-

нике термодинамические величины: энтальпия, энергия Гиббса образова-

ния, абсолютная энтропия и теплоемкость.

4. Определение константы равновесия методом сравнительного расчета,

т. е. путем сравнения константы равновесия исследуемой реакции с конс-

тантами равновесия однотипных реакций, идущих с участием однотипных

химических соединений, по эмпирическим формулам вида

lg Ky = lg Kх + ,

где Ку и Кх – константы равновесия неизвестной и однотипной реакции

соответственно; и – эмпирические коэффициенты для однотипных

реакций, например, таких, как разложения карбонатов металлов (II),

образования оксидов металлов (III) и др.

Экспериментальные методы определения константы равновесия

1. Определение равновесных концентраций реагирующих веществ ме-

тодом химического или физико-химического анализа с последующим

расчетом константы равновесия по закону действующих масс. Основными

трудностями этого метода являются сложность достижения истинного

равновесия и невозможность сохранения постоянства концентрации

раствора во время отбора пробы и проведения анализа.

2. Определение физико-химической величины, прямо пропорциональ-

ной концентрации раствора. Например, измерение плотности, показателя

преломления, электрической проводимости, оптической плотности или pH

исследуемого раствора. По зависимости измеренной величины от состава

раствора рассчитывают равновесную концентрацию исследуемого вещест-

ва, а затем считают равновесные концентрации других реагирующих ве-

ществ и константу равновесия. Преимуществами этого метода определе-

ния константы равновесия являются проведение анализа без отбора проб и

постоянство концентрации раствора в процессе измерения.

3. Определение константы равновесия методом потенциометрии, т. е.

методом измерения электродвижущей силы (ЭДС) гальванического

элемента, в котором протекает окислительно-восстановительная реакция.

Константу химического равновесия Kр рассчитывают по формуле

ln Kр RT

EFn e ,

где Е – ЭДС гальванического элемента, В; F = 96 485 Кл/моль – постоян-

ная Фарадея; nе – число электронов, участвующих в реакции.

ЭДС гальванического элемента измеряют методом потенциометрии

или рассчитывают по разности потенциалов окислителя и восстановителя.

1.8.1. Термодинамический расчет константы

химического равновесия

Константу химического равновесия можно рассчитать по любому из

термодинамических уравнений (1.4), (1.4а), (1.7), (1.10), (1.11) или (1.12),

рассмотренных в настоящем пособии. Выбор уравнения для расчета

химического равновесия зависит от условий протекания обратимого

физико-химического процесса.

Из вышеперечисленных термодинамических уравнений для расчета

константы равновесия воспользуемся уравнением (1.4), из которого

следует, что

RT

TΔGlnK

0

rp или

RT

TGexpK

0

rp . (1.13)

Из уравнения (1.13) видно, что для расчета константы равновесия Кр надо

предварительно рассчитать изменение энергии Гиббса )T(G0

r , используя

уравнения химической термодинамики, представленные в табл. 1.10.

Таблица 1.10

Термодинамические уравнения, необходимые для расчета

изменения энергии Гиббса )T(G0

r при Т = const

№

п/п

Термодинамическое уравнение

Название

Математическое выражение

1 Уравнение Гиббса

в интегральной форме

TSTTHTG 0r0

r

0

r

2 Уравнение Кирхгофа

для расчета изменения энтальпии

реакции при Т = const

T

298

p

0

r

0

r dTΔC298ΔHTΔH

3 Уравнение для расчета изменения

энтропии реакции при Т = const

T

298

p0

r

0

r dTT

ΔC298ΔSTΔS

4 Эмпирическое уравнение зависимости

теплоемкости реакции от температуры 22

pT

c'TΔcTΔbΔaΔC

Сделав необходимые математические преобразования уравнений,

представленных в табл.1.10, получим общее уравнение для расчета

стандартного изменения энергии Гиббса реакции при Т = const:

.dT

T

/ТΔсTΔсTΔbΔaT

dT/TΔсTΔсTΔbΔa298STΔ298ΔHTΔG

T

298

2'2

T

298

2'20

r

0

r

0

r

(1.14)

Расчет )T(G0

r по уравнению (1.14) достаточно сложный и очень

трудоемкий. Поэтому )T(G0

r чаще рассчитывают по методу Темкина

Шварцмана, используя вместо интегралов термические коэффициенты, не

зависящие от природы вещества, по уравнению вида

298STΔ298ΔHTΔG 0r0r

0r Т(М0Δа + М1∙Δb + М2∙Δc + М–2∙Δc). (1.15)

М. И. Темкин и Л. А. Шварцман рассчитали термические коэффициен-

ты М0, М1, М2, М–2, входящие в уравнение (1.15), и составили справочные

таблицы значений этих коэффициентов в широком диапазоне температур.

При расчете )T(G0

r можно учитывать все члены уравнения (1.15) или

некоторые из них в зависимости от необходимой точности получаемой

величины )T(G0

r . Точность расчета )T(G0

r зависит от принятого

приближения при расчете изменения теплоемкости pΔC в ходе реакции

(табл. 1.11). Таблица 1.11

Уравнения расчета ΔG 0r (Т) при разных приближениях расчета ΔСр

№

п/п

Уравнение для расчета

pC при разных

приближениях

Уравнение для расчета )T(G0

r

1 ΔСр = Δа + Δb ∙ Т +

2

2

T

'ΔcTΔc

Уравнение (1.15)

2 TΔbΔaΔCр Δb)МΔaT(М298STΔ298ΔHTΔG 100

r

0

r

0

r

3 ΔaΔCp

298ΔCΔC pp

ΔaTМ298STΔ298ΔHTΔG 00

r

0

r

0

r

(298)ΔCTМ298STΔ298ΔHTΔG p00

r

0

r

0

r

4 0ΔCp 298ST298HTG0

r

0

r

0

r

Примечания: 1. Самый точный расчет в п. 1.

2. Наименее точный расчет в п. 4.

Величину константы равновесия Кр, вычисленную по уравнению (1.13),

можно пересчитать в другие константы равновесия в соответствии с

заданным способом выражения состава системы по соответствующим

уравнениям (см. табл. 1.4).

1.8.2. Расчет константы химического равновесия

в статистической термодинамике

В статистической термодинамике для установления связи между

термодинамическими свойствами системы, состоящей из множества

частиц, и свойствами самих частиц вводятся функции:

- приведённая энергия Гиббса

T

G 000

T, рассчитанная на основе

спектроскопических исследований для некоторых веществ при разных

температурах;

- тепловой эффект реакции 0

0 при абсолютном нуле температур,

определяемый на основе калориметрических измерений.

По справочным величинам этих термодинамических функций для

идеальных газов можно рассчитать константу химического равновесия

обратимой химической реакции по уравнению

TT

G

R

1TKln

0

0

0

0

0

T0 . (1.16)

1.8.3. Экспериментальное определение константы

химического равновесия

Экспериментальное исследование с целью определения равновесного

состава системы, в которой протекает обратимая химическая реакция,

предшествует расчету константы химического равновесия по закону

действующих масс.

Принципы выбора анализируемого вещества и метода определения его равновесной концентрации рассмотрены в табл. 1.12 и 1.13.

Равновесный состав системы определяют различными методами

химического и физико-химического анализа; причем достаточно

определить в обратимом процессе концентрацию только одного из

реагирующих веществ, обладающего характерным свойством аналити-

ческим сигналом (см. табл. 1.12). Таблица 1.12

Выбор анализируемого вещества

на примере предлагаемых обратимых процессов

Краткое ионно-молекулярное

уравнение обратимого процесса

Аналитический

сигнал

Анализируемое вещество

Формула Характерное

свойство

3(p)(p)

3

(p) Fe(SCN)SCN3Fe

Окраска

раствора

Fe(SCN)3 Темно-красный

цвет

2(p)

2

(p)(p)

3

(p) IFe2I2Fe2

Окраска

раствора

I2

Бурый цвет

(p)(p)22

(p) HMgOHOHMg Реакция

среды

H+ Кислотность

раствора

(p)3(p)2

3(p) OHHCOHOНCO Реакция

среды OH

–

Щелочность

раствора )р(4(p)(p)4 OHNHOHNH

Реакция

среды

OH– Щелочность

раствора 23(p)

2

(p))к(3 COCaCaCO Электрическая

проводимость

раствора

Сa2+

2

3CO

Электрическая

проводимость

раствора

Таблица 1.13

Выбор метода определения концентрации анализируемого вещества

на примере предлагаемых в табл. 1.12 процессов

Аналити-

ческий

сигнал

Метод

исследования

Измеряемая величина Зависимость измеряемой

величины от концентрации

анализируемого вещества В Символ Название

Окраска

раствора

Колориметрия Визуально

Фотоэлектро-

колориметрия

А Оптическая

плотность

А = ε l См(В)

Реакция

среды

pH-метрия pH Водородный

показатель pH = lg C(H

+)

pOH = 14 pH

pOH = lg C(OH–)

Электри-

ческая

проводи-

мость

Кондукто-

метрия æ

Удельная

электричес-

кая

проводи-

мость

æ = λ Сэк(В)

Кислотно-

основные

Кислотно-

основное

V(Т) Объем

титранта

Сэк(В) ∙ V(В) = Сэк(Т) ∙ V(Т)

свойства титрование

Примечание: ε – молярный коэффициент поглощения; l – толщина поглощающего

слоя, м; λ – молярная электрическая проводимость раствора, См ∙ м2/моль; См(В) –

молярная концентрация раствора, моль/м3; Сэк(В), Сэк(Т) – молярные концентрации

эквивалентов анализируемого вещества и титранта, моль/м3.

Концентрация анализируемого вещества или физико-химическая

величина, пропорциональная его концентрации, через какой-то

промежуток времени становится постоянной. Из этого следует, что в

системе установилось равновесие: Сi = const при Т = const.

Расчет равновесной концентрации анализируемого вещества

выполняется по математическому уравнению, лежащему в основе метода

анализа (см. табл. 1.13).

Расчет равновесных концентраций других реагирующих веществ

выполняют на основе уравнения химической реакции исходя из молярных

соотношений этих веществ по алгоритму (табл. 1.14).

Таблица 1.14

Алгоритм расчета равновесного состава системы объемом V м3

Уравнение реакции 3А + 2

1B ⇄ 2Д

Реагирующие вещества А В Д

Молярные соотношения веществ 3

2

1

2

Количество исходных веществ n0(А) и

n0(В), моль

3 5,0

2

1

Количество продукта реакции n(Д), моль х

Количество вступивших в реакцию веществ

nx(А) и nx(B), моль 2

3х = 1,5х

4

1х = 0,25х

Равновесное количество веществ n(А), n(B)

и n(Д), моль 3 1,5х 0,5 – 0,25х х

Равновесная концентрация реагирующих

веществ С (А), С (В), С (Д), моль/м3

V

х5,13

V

х25,05,0

V

x

Пример расчета равновесной концентрации вещества А на основе

молярных соотношений веществ в уравнении химической реакции

3А + 2

1В ⇄ 2Д.

Пусть вещества А и В взяты в стехиометрических соотношениях и к

моменту равновесия образовалось х моль вещества Д.

На основе уравнения реакции составим пропорцию:

из 3 моль вещества А образовалось 2 моль вещества Д;

из nх моль вещества А образовалось х моль вещества Д.

Из пропорции следует, что вступило в реакцию вещества А

nх(А) = 2

3х моль.

Тогда после реакции (при равновесии) останется моль вещества А:

х

2

33(A)n3n(A) x = 3 1,5х.

Аналогично рассчитывают количество вещества В, вступившего в

реакцию nx(B) и оставшегося после реакции n(B).

Константу равновесия данной реакции Кс рассчитывают на основе

закона действующих масс (см. табл. 1.4) по уравнению

.

)В(5,0

C)А(3С

)Д(Cc

K2

Подставляя равновесные концентрации реагирующих веществ,

рассчитанные по алгоритму (см. табл. 1.14), в выражение константы

равновесия, получаем формулу для расчета Кс:

Кс = 5,03

2

V

х25,05,0

V

х5,13

V

х

,

где х – равновесное количество вещества Д, рассчитанное на основе

экспериментальных данных, моль.

1.9. ЗАДАНИЯ ДЛЯ ОБУЧЕНИЯ И САМОКОНТРОЛЯ

С целью усвоения и закрепления теоретического материала установите

соответствие между вариантами заданий (графа 1) и ответами (графа 2) в

тестах.

Обозначьте выбранное соответствие цифрой и буквой, например 1Д,

5А и т. д.

Тест 1.9.1. Признаки химического равновесия

Критерий Название

1 2

1. Ci = const А. Кинетический (динамический)

2. рi = const Б. Термодинамический (T = const, P = const)

3.

В. Термодинамический (Т = const, V = const)

4. rG = 0 Г. Концентрационный (Т = const, V = const)

5. 0Ar Д. Концентрационный (T = const, P = const)

Тест 1.9.2. Типы равновесий в обратимых процессах

Схема процесса Название процесса

1 2

1. NH3(г) + H2O(ж) ⇄ NH4OH(p)

А. Гидратация

вещества

2. СаСОз(к) ⇄ Са2

)p( + СО2

)p(3

Б. Дегидратация

вещества

3. [Cu(NH3)4] (р)2+

+ H2O(ж) ⇄ [Cu(NH3)3]2+

(р) + NH4OH(р) В. Гидролиз по

катиону

4. [Pt(NH3)2Cl2] (p) ⇄ [Pt(NH3)2Cl]

)p( + Cl–

(р) Г. Гидролиз по аниону

5. H2(г) + Cl2(г) ⇄ 2HCl(г)

Д. Гетерогенная хими-

ческая реакция

6. Mg 2 )p( + H2O(ж) ⇄ MgOH

)p( + H

)p( Е. Гомогенная хими-

ческая реакция

7. CuSO4 5H2O(к) ⇄ СuSО4(к)+5H2O(г) Ж. Электролитическая

диссоциация

8. CaCl 2(к) + 6H2O(ж) ⇄ СaCl2 6H2O(к) З. Растворение и дис-

социация мало-

растворимого в-ва

9. H3PO4(p) ⇄ H

)p( + H2PO

)p(4 И. Диссоциация комп-

лексного соединения

10. PO 3 )p(4 +H2O ж)( ⇄ HPO2

)p(4 + OH

)р( К. Диссоциация

комплексного иона

Тест 1.9.3. Термодинамические уравнения, отражающие влияние давления, температуры, состава системы на состояние химического равновесия

Воздействие на систему

путем изменения параметра Термодинамическое уравнение

1 2

1. Температуры при P = const А. oppr

RTlnПRTlnKTΔG

2. Tемпературы при V = const Б. occr

RTlnПKRTlnTΔA

3. Давления при T = const В.

2

p

RT

rΔH

dT

Kdln

4. Состава при T = const, P = const Г. 2RT

rΔU

dT

cdlnK

5. Состава при T = const, V = const Д. P

Δ

dP

dlnK х

Тест 1.9.4. Выражение константы равновесия для реакции типа

aA + bB ⇄ qQ + dD Уравнение реакции Выражение константы

1 2

1. Fe2O3(к) + 3Н2(г) ⇄ 2Fe(к) + 3Н2О(г) А. BA

DQc

CC

CCK

2. 2СO(г) + SO2(г) ⇄ S(ромб) + 2СО2(г) Б. BA

DQp

PP

PPK

3. СS2(ж) + 3O2(г) ⇄ CO2(г) + 2SO2(г) В. b

d

D

pP

PK

B

4. 2CrCl3(к) + 3H2(г) ⇄ 6HCl(г) + 2Cr(к) Г. B

D

pP

PK

5. 4NH3(г) + 5O2(г) ⇄ 6H2O(г) + 4NO(г) Д. B

a

A

d

D

pPP

PK

6. H2(г) + 3Fe2O3(к) ⇄ 2Fe3O4(к) + H2O(г) Е. b

B