Устойчивость комплексных соединений. Константа нестойкости

В растворах комплексных соединений существует система динамических равновесий, т. е. комплексные соединения подвержены в значительной степени электролитической диссоциации. Ионы или молекулы, находящиеся во внешней сфере, связаны в комплексном соединении гораздо слабее, чем ионы или молекулы, находящиеся во внутренней сфере. Такая различная прочность связи обусловливает характер диссоциации комплексных соединений.

Диссоциация комплексных соединений протекает по стадиям. На первой стадии комплексное соединение диссоциирует как сильный электролит, т. е. практически полностью. Далее, комплексный ион диссоциирует как слабый электролит по ступеням, т. е. лиганды отделяются от комплексообразователя постепенно. Например, диссоциация комплексной соли [Ag(NH₃)₂]Cl протекает по следующим стадиям:

Первая стадия: [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^-

Вторая стадия: 1. Ag(NH₃)₂]⁺ AgNH₃₊ + NH₃

2. AgNH₃₊ Ag⁺ + NH₃

Диссоциация комплекса идет лишь в незначительной степени и может быть охарактеризована величиной общей константы ионизации данного комплекса, которая определяется как произведение констант диссоциации по отдельным ступеням. Так, в данном примере

(9.1)

Чем больше величина этой константы, тем сильнее комплекс диссоциирует, тем менее он устойчив. Эта константа называется константой нестойкости. Обратная величина константы нестойкости называется константой устойчивости:

(9.2)

Константы нестойкости для различных комплексных ионов различны и могут служить мерой устойчивости комплекса. Наиболее устойчивые в растворах комплексные ионы имеют наименьшие константы нестойкости. Так, среди соединений

	[Ag(NO2)2] ^-	[Ag(NH3)2] ^+	[Ag(S2O3)] ^-	[Ag(CN)2] ^-
K нест	1,3 · 10^-3	5,8 · 10 ^-8	1,5 · 10 ^-9	1,4 · 10^-20

устойчивость комплекса возрастает при переходе от [Ag(NO₂)₂] ^- к [Ag(CN)₂] ^-.

Значения констант нестойкости и устойчивости приводятся в справочниках по химии

http://kurs.ido.tpu.ru/courses/Analyt_chem_1/tema9.htm

Задача 11.

Напишите формулы комплексных частиц (с указанием их заряда), которые могут быть образованы ионами-комплексообразователями и лигандами.

 

Вари- ант	Ионы-комплексо- образователи и лиганды
	Со^2+, Н2О, NO2^–
	А1^3+, ОН^–, Н2О
	Hg^2+, CNS^–, NH3
	Сг^3+, ОН^–, Н2О
	Zn^2+, ОН^–, Н2О
	Au^3+, CN^–, С1^–
	Со^3+, Br^–, NH3
	Cu^2+, C2O4^2–, NH3
	Pb^2+, OH^–, H2O
	Be^2+, (H2N—(CH2)2—NH2), Cl
	Pt^2+, NH3, Br^–
	Mn^2+, H2O, Cl^–
	Cd^2+, H2O, CN^–
	Сг^3+, Н2О, С1^–
	Ni^2+, NO2^–, H2O
	Со^3+, NO2, NH3
	Pt^4+, NH3, Cl^–
	Mn^2+, H2O, Br^–
	Ti^3+, C1^–, H2O
	Fe^3+, H2O, Cl^–
	Cu^2+, CNS^–, NH3
	Cr^3+, NH3, Cl^– Синтез моногидрата хлорида (мю-61549;-гидроксо) бис (пентааммин) - хрома(III) [(NH3)5Cr(OH)Cr(NH3)5]Cl5*H2O
	Co^3+, CO3^2–, NH3
	Co^3+, CN^–, C2O4^2-
	Pt^2+, C1^–, H2O

 

Комплексные соединения
Образование к/с связано со способностью катионов Ме присоединять определенные молекулы и/или отрицательно заряженные ионы.
Cu2++4NH3=[Cu(NH3)4]2+
NH3+H+→NH4+
[ ] – связь прочна – донорноакцекторная связь
В составе комплексного иона можно выделить ион-комплексообразователь Cu2+, связанные с ним молекулы аммиака-лиганды (лиганды – связанные с ион-к/о молекулы или отрицательнозаряженные ионы) NH3.
Анионы – отр/зар ионы: OH-, Cl-, Br-, J-, CNS-, CN-
4 – координатное число [Cu(NH3)m], т.е. к/ч показывают количество лигандов, присоединенных к ион-к/о.
Ион-к/о и лиганды образуют внутреннюю сферу к/с […]. Противоионы, окружающие комплексный ион, составляют внешнюю сферу. Заряд комплексного иона равен алгеб сумме зарядов иона-к/о и лигандов. Если лигандами являются анионы, то заряд комплексного иона становится отрицательным.
[Cu(CN)4]2- CN-*4=-4 & Cu=+2 => -2
[Al(OH)6]3- - гидроксоалюминат
Часто к/ч равняется удвоенной степени окисления иона-к/о. К/с могут относится к различным классам: солям, основаниям, кислотам.
В принципе построения названия к/с (номинклатуры) сохраняют положения, которые приняты для обычных соединений, но имеет свои особенности. В названии к/с отражается его состав с права на лево, в названии комплексного иона (то что в […]) последовательно перечисляется число лигандов, название лиганда, название иона-к/о, причем, для аниона используются латинская основа слова, а для катиона – русская.
[Cu(NH3)4]2+ ион тетрааминмеди (II);
NH3-амин; CN-цеано

 

Ag(NH3)2]+ - ион диамин серебра
[Al(H2O)6]3+ - ион гексааква алюминия
[Al(OH)4]- - тетрагидроксоалюминат
[Cu(CN)4]2- - тетрацианокупрат (II)
[Al(OH)6]3- гексагидроксоалюминат
[Fe(CN)6]3- - гексацианоферат III
[Fe(CN)6]4- гексацианоферат II
[Cu(NH3)4]SO4 – сульфат тетраамин меди
K2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат калия
K3[Fe(CN)6]3- гексацианоферат (III) калия
K4[Fe(CN)6]3- гексацианоферат (II) калия
[Cu(NH3)4](OH)2 – гидроаксидтетраамин меди II
H2[TiCl6] – гексахлортитановая кислота

 

К/ч К/ч
Al3+ 4,6 Ag+ 2
Zn2+ 4 Hg+ 2
Fe2+ 4,6 Hg2+ 4
Fe3+ 4,6
Один из способов получения к/с основан на введении в хим систему избытка лигандов для создания соотношения соответствующего координационному числу. На этом принципе основаны реакции растворения некоторых осадков, в т.ч. амфотерных гидроксидов в растворах щелочей.
Zn(OH)2(осадок)+2KOH=K2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2+2OH-=[Zn(OH)4]2-
AlCl3+3KOH=↓Al(OH)3+3KCl
Al(OH)3+KOH=K[Al(OH)4]
Al(OH)3+3KOH=K3[Al(OH)6]
HgJ2(оадок)+2KJ=K2[HgJ4]-2 – тетраиодогидроаргат(II)калия
HgJ2+2J-=[HgJ4]2-
Комплексным соединениям присущи многие свойства обычных соединений (н-р: реакции обмена с участием двух солей 3FeCl2+2K3[Fe(CN)6]=Fe3[Fe(CN)6]+6KCL
3Fe2++2[Fe(CN)6]3-=Fe3[Fe(CN)6])
Для к/с характерны специфические реакции связанные с замещением одного лиганда другим.
[Cu(H2O)4]SO4+4NH3=[Cu(NH3)4]SO4+4H2O
[Cu(H2O)4]2++4NH3=[Cu(NH3)4]+4H2O
CN->NO2->NH3>CNS->H2O>OH->Cl->Br->J- *
Способность к замещению одного лиганда другим связано с прочностью комл ионов. К/п компл иона возрастает с увеличением силы лиганда (см ряд выше *). Лиганды расположенные в левой части назыв сильными, в правой – слабыми (относительно середины).
При растворении в воде к/с распадаются по типу сильных электролитов на компл ионы и противоположно заряженные ионы внешней среды.
K2Zn(CN)4]→2K++[Zn(CN)4]2-
[Cu(NH3)4]SO4→[Cu(NH3)4]2++SO42-
В водных растворах этот процесс протекает практически полностью (распад электролита на ион).
[Zn(CN)4]2-←→Zn2++4CN- *
Для характеристики прочности компл иона введено понятие: константы нестойкости Кн, которая представляет собой Кн реакции диссоциации ком иона *
Kн=(CZn2+C4CN-)/C[Zn(CN)4] где С – концентрация, Кн-приводится в справочниках. Чем меньше величина Кн, тем прочнее данный компел ион.
Задача 12.

 

На основании стандартных энтальпий образования ΔН˚₂₉₈ и абсолютных энтропии S˚₂₉₈ веществ определите: 1) ΔН˚₂₉₈ реакции, ΔS˚₂₉₈ реакции и ΔG˚₂₉₈ реакции. Сделайте вывод о термодинамической вероятности протекания реакции при стандартных условиях; 2) температуру, при которой констан­та равновесия реакции равна единице (ΔG реакции равна ну­лю). Влиянием температуры на ΔН и ΔS реакции пренебречь; 3) область температур, в которой протекание данной реакции термодинамически вероятно. Расчеты провести по уравнени­ям реакций, приведенным в таблице.

 

Вариант	Уравнение реакции
	СО(г) + Н2О(ж) = СО2(г) + Н2(г)
	Fe3O4 + СО = 3FeO + СО2
	2С2Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2Н2О
	Н2 + СО2 = СО + Н2О
	СО + 3Н2 = СН4 + Н2О
	С2Н4 + 3О2 = 2СО2 + 2Н2О
	4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
	NH3 + HC1 = NH4C1
	2Н2О2 = 2Н2О + О2
	2SO2 + О2 = 2SO3
	SO2 + NO2 = SO3 + NO
	CH4 + 4C12 = CC14 + 4HC1
	SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
	2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
	CaO + 3C = CaC2 + CO
	4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2
	CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2
	Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2
	2H2S + SO2 = 3S + 2H2О
	2CH3OH + 3O2 = 2CO2 + 4H2O
	PbS + PbSO4 = 2Pb + 2SO2
	2C2H6 + 7O2 = 4CO2 + 6H2O
	CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
	4HC1 + О2 = 2H2О + 2C12
	2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O

 

Задача 13.

 

Скорость химических реакций

A.A. Беляев, В.В. Загорский, E.A. Менделеева, Д.И. Менделеев, В.В. Миняйлов,
Н.И. Морозова, A.E. Муралев

Скорость химической реакции. Определение. Влияние концентраций веществ на скорость химической реакции. Влияние давления на скорость химической реакции. Влияние поверхности соприкосновения реагентов на скорость химической реакции. Влияние природы реагентов на скорость химической реакции. Влияние температуры на скорость химической реакции. Катализ и ингибирование. Также вы найдете Дополнительный материал Эксперименты Задачи Тест

http://www.chem.msu.su/rus/teaching/Kinetics-online/welcome.html

 

 

Варианты 1-8. Вычислите, во сколько раз увеличивается скорость хими­ческой реакции при повышении температуры на при дан­ном значении .

 

Вариант			Вариант

 

 

Варианты 9-16. В таблице приведен температурный коэффициент химиче­ской реакции . При температуре 15°С реакция заканчивает­ся за х мин. Определите время протекания реакции при темпе­ратуре 25, 35, 45°С.

 

Вариант		x	Вариант		x
				2,5
	2,5	12,5

 

 

 

 

 

Скоростью химической реакции по компоненту А называется производная

r=- (1/V)*(dn/dt),

n – число молей, V-объем системы, t –время

Если объем системы не зависит от времени, его можно внести под знак производной и записать выражение

R= - (dc_A/dt)= - d[A]/dt

 

Варианты 17-25. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в n раз при данном значении ?

 

Вариант	n		Вариант	n
					2,5
		2,5

 

 

Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:

При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.

Уравнение, которое описывает это правило следующее:

где — скорость реакции при температуре , — скорость реакции при температуре , — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400^oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.

Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:

Скорость гомогенной реакции – это количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема системы:

Другими словами, скорость гомогенной реакции равна изменению молярной концентрации какого-либо из реагирующих веществ за единицу времени. Скорость реакции – величина положительная, поэтому в случае выражения ее через изменение концентрации продукта реакции ставят знак «+», а при изменении концентрации реагента знак «–».

 

Задача 14.

 

Напишите выражение константы равновесия обратимой реакции, приведенной в таблице. Определите, в какую сто­рону сместится равновесие обратимой реакции: а) при повы­шении температуры (р = const); б) при увеличении давления (Т = const).

 

Вариант	Уравнение реакции	ΔН˚р,кДж
	СОС12 ⇄ СО + С12	112,5
	СО2 + 2Н2 ⇄ СН3ОН(г)	193,3
	2N2O ⇄ 2N2 + О2	-163,1
	2NO + Cl2 ⇄ 2NOC1	-73,6
	3О2 ⇄ 2О3	184,6
	СО + Н2О(г) ⇄ СО2 + Н2	-41,2
	Н2 + I2(г) ⇄ 2HI	51,9
	N2 + О2 ⇄ 2NO	180,7
	2Н2 + О2 ⇄ 2Н2О(г)	483,7
	2СО + О2 ⇄ 2СО2	-566
	N2O4 ⇄ 2NO2
	2NO + О2 ⇄ 2NO2	-113
	2SO3 ⇄ 2SO2 + О2	196,6
	N2 + 3Н2 ⇄ 2NH3	-92,5
	2НВr ⇄ Н2 + Вr2(г)	72,5
	4НС1 + О2 ⇄ 2Н2О(г) + 2С12	-114,5
	N2 + 2О2 ⇄ 2NO2	67,5
	С + Н2О(г) ⇄ СО + Н2
	2NH3 ⇄ N2 + 3Н2	92,5
	2SO2 + О2 ⇄ 2SO3	-196,6
	2NOC1 ⇄ 2NO + С12	73,6
	Н2 + СО2 ⇄ СО + Н2O(г)	41,2
	СО + С12 ⇄ СОС12	-112,5
	2NO2 ⇄ N2O4	-58
	2H2S + 3О2 ⇄ 2Н2О + 2SO2	-561,1

 

 

Экзотермическая реакция — химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции. Полное количество энергии в химической системе чрезвычайно трудно измерить или подсчитать. С другой стороны, изменение энтальпии ΔH в химической реакции гораздо легче измерить или сосчитать. Для этих целей используют калориметры. Измеренное значение ΔH соотносится с энергией связи молекул следующим образом: ΔH = энергия, потраченная на разрыв связей (Энергия разрыва химической связи)— энергия, выделенная при образовании связей продуктов реакции. Для экзотермических реакций эта формула даёт отрицательное значение для ΔH, так как большее значение вычитается из меньшего значения. При сгорании водорода, например: 2H2 + O2 → 2 H2O изменение энтальпии равно ΔH = −483.6 кДж на один моль O2.

Эндотерми́ческие реа́кции (от др.-греч. ἔνδον — внутри и θέρμη — тепло) — химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения (, ), таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты. К эндотермическим реакциям относятся: реакции восстановления металлов из оксидов, электролиза (поглощается электрическая энергия), электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде), ионизации, фотосинтеза. Эндотермические реакции противоположны экзотермическим реакциям

http://losevahimiya.far.ru/point33.html

Влияние Т на смещение химического равновесия: при повышении Т К р уменьшается для экзотермических реакций и увеличивается для эндотермических.

Влияние р на смещение химического равновесия: если соотношение неравновесных парциальных давлений (в соответствии с з.д.м.) меньше К р, то равновесие сдвигается в сторону образования продуктов, если больше К р, то равновесие сдвигается в сторону образования реагентов.

 

 

4. Равновесие реакции 2H₂(г)+O₂(г) 2H₂O_(г); Δ H <0 смещается вправо при:

1) повышении температуры; 2) уменьшении давления; 3) увеличении давления?

Решение.

Все вещества в системе – газы. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к меньшему количеству молей газов, т.е. в сторону образования Н₂О. Следовательно, повышение давления в системе смещает равновесие реакции вправо. Ответ: при увеличении давления.

 

5. В какую сторону сместится равновесие реакции 2SO₂(г)+O₂(г) 2SO₃(г); Δ H <0 при повышении температуры?

Решение.

Поскольку Δ H <0, теплота выделяется в ходе прямой реакции, которая является экзотермической. Обратная реакция будет эндотермической. Повышение температуры всегда благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты, т.е. равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Ответ: влево.

 

http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/r2_4.htm

 

Задача 1. В системе А + В С, ΔH⁰ < 0, где А, В и С - газы, установилось равновесие. Какое влияние на равновесную концентрацию вещества С окажут: а) увеличение давления; б) увеличение концентрации вещества А; в) повышение температуры?

Решение.

а) При протекании реакции общее количество газообразных веществ уменьшается с 2 до 1. В соответствии с принципом Ле Шателье повышение давления приведет к смещению равновесия в сторону меньшего количества газообразных веществ (т.е. в сторону образования вещества С), следовательно, [С] увеличится.

б) Увеличение концентрации вещества А приведет к смещению равновесия в сторону образования продукта С, т.е. [С] увеличится.

в) Так как ΔH⁰ < 0, теплота выделяется, реакция - экзотермическая. Обратная реакция обязательно будет эндотермической. Повышение температуры всегда благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты, т.е. равновесие сместится в сторону веществ А и В и [С] уменьшится.

Задача 15.

Варианты 1-13. Как изменится скорость прямой и обратной реакции, если объем газовой смеси увеличить (уменьшить) в n раз?

Вариант	Уравнение реакции	n
	2SO2 + О2 ⇄ 2SO3	Увеличить в 3 раза
	2NO + О2 ⇄ 2NO2	Увеличить в 3 раза
	N2 + 3Н2 ⇄ 2NH3	Уменьшить в 3 раза
	2NO + С12 ⇄ 2NOC1	Увеличить в 4 раза
	СО + Н2О(г) ⇄ CO2 + H2	Уменьшить в 3 раза
	2N2 + О2 ⇄ 2N2O	Увеличить в 3 раза
	4NH3 + 5О2 ⇄ 4NO + 6H2O	Уменьшить в 2 раза
	4NH3 + 3О2 ⇄ 2N2 + 6H2O	Уменьшить в 2 раза
	N2O4 ⇄ 2NO2	Увеличить в 4 раза
	4НС1 + О2 ⇄ 2H2O(г) + 2C12	Увеличить в 2 раза
	2H2S + 3О2 ⇄ 2SO2 + 2H2O	Увеличить в 2 раза
	3О2 ⇄ 2О3	Увеличить в 3 раза
	СО + С12 ⇄ COC12	Увеличить в 4 раза

 

пр и м е р 54 Как изменится скорость реакции:

2№(г) + 02(г) = 2№ад;

если уменьшить объем реакционной смеси в 3 раза?

Решение До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением:

и = к [N0]2 [02].

Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в три раза. Следовательно: и' = к (3[N0])2 (3[О2]) = 27к [N0]2 [О2].

Сравнивая выражения для и и и', находим, что скорость реакции возрастает в 27 раз.

 

 

Варианты 14-25. Как изменится скорость прямой и обратной реакции, если давление увеличить (уменьшить) в n раз?

Вариант	Уравнение реакции	n
	2NO2 ⇄ 2NO + O2	Уменьшить в 3 раза
	2SO3 ⇄ 2SO2 + O2	Уменьшить в 2 раза
	2NH3 ⇄ N2 + 3H2	Увеличить в 3 раза
	2NOC1 ⇄ 2NO + Cl2	Уменьшить в 4 раза
	2N2O ⇄ 2N2 + O2	Увеличить в 3 раза
	4NH3 +5O2 ⇄ 2N2O2 + 6H2О (только прямой)	Уменьшить в 2 раза
	4NH3 +3O2 ⇄ 2N2 + 6H2O(г)	Уменьшить в 2 раза
	2H2S +3O2 ⇄ 2SO2 + 2H2O(г) (только прямой)	Уменьшить в 2 раза
	4HC1 +O2 ⇄ 2H2O(r) + 2C12	Увеличить в 2 раза
	COC12 ⇄ CO + Cl2	Уменьшить в 4 раза
	2O3 ⇄ 3O2	Уменьшить в 3 раза
	N2O4 ⇄2NO2	Увеличить в 4 раза

 

1. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции N₂(г)+3Н₂(г) 2NH₃(г), если давление в системе увеличить в 2 раза?

Решение.

Увеличение давления в системе в 2 раза равносильно уменьшению объема системы в 2 раза. При этом концентрации реагирующих веществ возрастут в 2 раза. Согласно закону действия масс, начальная скорость реакции равна v _н= k· [N₂]·[H₂]³. После увеличения давления в 2 раза концентрации азота и водорода увеличатся в 2 раза, и скорость реакции станет равна v _к= k ·2[N₂]·2³[H₂]³= k· 32[N₂]·[H₂]³. Отношение v _к./ v _н показывает, как изменится скорость реакции после изменения давления. Следовательно, v _к/ v _н= k· 32[N₂]·[H₂]³/(k· [N₂]·[H₂]³)=32. Ответ: скорость реакции увеличится в 32 раза.

http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/r2_4.htm

 

Задача 16.

Вычислите: константу равновесия обратимой реакции, исходные и равновесные концентрации компонентов в системах (величины, которые нужно вычислить, обозначены в таблице через х).

Вариант	Уравнение реакции	Kp	Равновесные концентрации, моль/л	Исходные концентрации, моль/л
	2SO2 + О2 ⇄ 2SO3	x	[SO2] = 0,04, [О2] = 0,06 [SO3] = 0,02	[SO2] = x1 [О2] = х2
	N2 + 3Н2 ⇄ 2NH3	x	[N2] = 0,03, [Н2] = 0,1 [NH3] = 0,4	[N2] = х1 [Н2] = х2
	2СО + О2 ⇄ 2СО2	x	[СО] = 4[О2], 1[СО2] = 2	[СО] = х1 [О2] = х2
	Н2 + I2 ⇄ 2HI	x	[Н2] = x1 [I2], x2 [HI] = 0,04	[Н2] = 0,03 [I2] = 0,03
	СО + Н2О ⇄ СО2 + Н2	x	[СО2] = 0,01,[СО] = х1 [Н2О] = х2, [Н2] = х3	[СО] = 0,03 [Н2О] = 0,03
	2N2 + О2 ⇄ 2N2O	x	[N2] = 0,72, [О2]= 1,12 [N2O] = 0,84	[N2] = х1 [О2] = х2
	N2 + 3Н2 ⇄ 2NH3	x	[N2] = 3, [Н2] = 9, [NH3] = 4	[N2] = х1 [Н2] = х2
	СО + С12 ⇄ СОС12	39,4	[СО] = 0,2, [СОСl2] = 0,8	[С12] = х
	Н2 + I2 ⇄ 2HI	x	[HI] = 0,08, [Н2] = 0,04, [12] = 0,025	[Н2] = х1 [I2] = x2
	2NO + O2 ⇄ 2NO2	x	[NO] = 0,02, [О2] = 0,3 [NO2] = 0,06	[NO] = х1 [О2] = х2
	СО + Н2О ⇄ СО2 + Н2О		[СО] = х1, [СО2] = х2 [Н2О] = х3, [Н2] = х4	[СО]=[Н2О] =0,02
	4НС1 + О2 ⇄ 2Н2О + 2С12	x	[Н2О] = [С12] = 0,14 [НС1] = 0,2, [О2] = 0,32	[HC1] = x1 [O2] = x2
	Н2 + I2 ⇄ 2HI		[HI] = х	[H2] = 2 [I2] = 1
	СО + Н2О ⇄ СО2 + Н2		[СО] = х1, [СО2] = х2 [Н2О] = х3, [Н2] = х4	[CO] = 0,01 [H2O] = 0,03
	СО + С12 ⇄ СОС12	x	[СОС12] = 0,45	[CO]=[Cl2] =2
	Н2 + I2 ⇄ 2HI		[HI] = 0,0315, [Н2] = х [12] = 0,0114
	РС15 ⇄ РС13 + С12	0,0414	[С12] = 0,1	[PC15] = x
	2HI ⇄ Н2 + I2	0,02	[Н2] = х	[HI] = 0,05
	СО + Н2О ⇄ СО2 + Н2		[СО] = xl [CO2] = х2 [Н2О] = х3, [Н2] = х4	[CO] = 1 [H2O] = 3
	2NO2 ⇄ N2O4	7,15	[NO2] = х	[NO2] = 3
	СН2О ⇄ Н2 + СО	x	[Н2] = 0,2	[CH2O] = 1
	СО + Н2О ⇄ СО2 + Н2		[Н2] = х	[CO]=[H2O] =2
	SO2 + NO2 ⇄ SO3 + NO	x	[SO2] = 0,6, [NO2] = 0,2	[SO2] = x1 [SO3] = 0 [NO2] = x2
	Н2 + I2 ⇄ 2HI	x	[H2] = 0,l, [I2] = 0,2 [HI] = 0,6	[H2] = x, [I2] = x2
	СО + Н2О ⇄ СО2 + Н2	x	[CO2] = 0,05, [CO] = x [H2] = x, [H2O] = x	[CO] = 0,08 [H2O] = 0,06
	Химическая кинетика. Скорость химической реакции. Равновесие

 

Скорость химической реакции (v) характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (моль/л или моль/см^3) в единицу времени (сек., мин., ч.). Для гомогенной (однородной) системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени в единице объема системы. Для гетерогенной системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз. Факторы, влияющие на скорость химической реакции 1) Природа реагирующих веществ (характер связи в молекулах реагентов); 2) Концентрация реагентов; 3) Температура; 4) Катализатор; 5) Давление (для газов); 6) Излучение (ИК-, УФ-, рентгеновское, радиоактивное и др.); 7) Площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций). Влияние концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции, протекающей в однородной среде, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Например, для обратимой гомогенной реакции, выражающейся уравнением aA + bB ↔ cC + dD, в соответствии с законом действия масс, можно записать выражение скорости прямой и обратной реакций: где k1 и k2 – константы скоростей прямой и обратной реакций. Физический смысл константы скорости заключается в том, что она показывает численное значение скорости химической реакции, с которой реагируют вещества при их концентрации (или произведении концентраций), равной единице. Константа скорости реакции зависит от природы реагентов, температуры, наличия катализатора, но не зависит от концентрации реагентов. Химическое равновесие Химические реакции по признаку обратимости делятся на необратимые и обратимые. К необратимым реакциям относятся такие реакции, которые протекают до тех пор, пока один из реагентов полностью не израсходуются. Признаками необратимых реакций, протекающих в растворах, являются: а) выпадение осадка, б) образование газа, в) образование слабого электролита. Обратимыми реакциями называются такие реакции, которые протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях. Для подобных реакций вместо знака равенства пользуются противоположно направленными стрелками (↔). С течением времени скорость любой реакции, измеряется по убывающим концентрациям исходных веществ, будет уменьшаться, так как по мере взаимодействия веществ их концентрации уменьшаются (скорость прямой реакции). Если реакция является обратимой, то по мере увеличения концентрации продуктов ее скорость будет возрастать (скорость обратной реакции). Как только скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, в системе устанавливается химическое равновесие и дальнейшее изменение концентраций всех веществ, находящихся в системе, прекращается. Количественной характеристикой состояния равновесия является константа химического равновесия К, которая определяется отношением констант скоростей прямой и обратной реакцией В подавляющем большинстве случаев константы скоростей прямой и обратной реакций не равны. Константа равновесия – постоянная при данной температуре величина и определяет соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Например, для процесса N2 + 3H2 ↔ 2NH3 Квадратной скобкой обозначена концентрация каждого вещества в момент равновесия, так называемая равновесная концентрация. Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на состояние равновесия. Присутствие катализатора в системе лишь изменяет время его достижения. В состоянии равновесия система может находиться до тех пор, пока не изменится хотя бы одно из внешних воздействий: температура, концентрация одного из реагентов, давление (для газов). Изменения, происходящие в равновесной системе в результате внешних воздействий, определяются принципом подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье): внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется. На смещение равновесия оказывает влияние: 1) изменение температуры: эндотермический процесс ускоряется в большей степени при повышении температуры и, наоборот, при понижении температуры ускоряется экзотермический процесс; 2) изменение давления(для реакций, протекающих в газовой фазе): при повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, сопровождающемуся увеличением объема. Если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления в системе не оказывает влияниена химическое равновесие. 3) изменение концентрации: увеличение концентрации исходных веществ приводит к увеличению скорости прямой реакции, при этом протекающий в системе процесс завершится, когда скорости прямой и обратной реакций станут равны и установится новое равновесие. Уменьшение концентрации одного из продуктов реакции (вывод из системы) приводит к смещению равновесия в сторону его образования. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство Δ Gp, T < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, Δ G ^о298, H2O(г) = - 228,59 кДж/моль, а Δ G ^о298, AlI3(к)= -313;8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р = 1,013 • 10^5 Па возможны реакции, идущие по уравнениям: Н2(г) + ½О2(г) = Н2О (1) 2Аl(к) + 3l2(к) = 2Аll3(к) (2) Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический "тормоз", и тогда проявляется термодинамичес