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 + dD формула 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 Н2 и 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+F были равны: [K ] =0,5 моль/л, [L]=0,12 моль/л. Найдите концентрации всех веществ на тот момент времени, когда концентрация L уменьшилась в три раза.
Решение
При уменьшении концентрации L в 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 L не 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 К будет 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 M и F:
, 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 L уменьшилась 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
Обратимая химическая 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).
