Катализ

Размещено на http://www.allbest.ru/

Реферат

КАТАЛИЗ

Из уравнения Аррениуса следует, что даже небольшие изменения энергии активации приводят к значительным изменениям в скорости реакции. Следовательно, умение изменять энергию активации имеет огромное практическое значение. Развитие химических производств дало толчок к изучению и применению так называемых каталитических процессов.

?Катализом называется явление изменения скорости реакции под воздействием небольших добавок специфических веществ, количество которых в ходе реакции не изменяется.

Из определения видно, что в каталитических процессах скорость может, как увеличиваться, так и уменьшаться (иногда необходимо замедлять некоторые реакции).

В соответствии с этим, катализ бывает положительным и отрицательным.

?Вещества, ускоряющие реакцию, называются катализаторами, а замедляющие - ингибиторами.

Для каталитических процессов характерны некоторые особенности. Как правило, катализатор вводится в реакционную систему в очень малых количествах по сравнению с количествами реагирующих веществ. В результате реакции катализатор, как правило, остается химически неизменным, однако, его физическое состояние может измениться.

Каталитические реакции, как и любые химические процессы, могут быть, как гомогенными, так и гетерогенными. В первом случае, катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе, во втором случае - в разных фазах.

Примером гомогенного катализа является процесс окисления тиосульфата натрия ионами трехвалентного железа в присутствии ионов меди в водном растворе:

Cu²⁺

Fe³⁺ + Na₂S₂O₃ Na₂S₄O₆ + Fe²⁺

Гетерогенный катализ - разложение перекиси водорода в присутствии диоксида марганца:

MnO₂

2H₂O₂ 2H₂O + O₂.

Действие катализатора сводится к уменьшению энергии активации процесса за счёт образования промежуточных нестойких соединений, которые в дальнейшем распадаются на продукты реакции, а сам катализатор остается в химически неизменном виде.

Гомогенная каталитическая реакция общего вида

_{катализатор}

А + В АB

протекает в две стадии:

А+К > АК;

АК+В > AB + K

Это можно изобразить энергетической диаграммой (см. рисунок 3).

Уровень А, В соответствует энергии смеси исходных веществ. Уровень А…В соответствует энергии активного комплекса при взаимодействии веществ в отсутствии катализатора. Разность энергий этих уровней и есть энергия активации Е_а прямого взаимодействия реагентов.

Участие катализатора снижает энергию активации процесса за счет образования промежуточных веществ. Таким образом, каталитический путь протекания реакции оказывается кинетически более выгодным. Реакция с участием катализатора протекает с большей скоростью. Термодинамические же

А…В

э

н

е E_a

р

г

к о о р д и н а т а р е а к ц и и

Рисунок 3 Схема гомогенного каталитического процесса

величины, характеризующие данный процесс: тепловой эффект, изменение энергии Гиббса и т. д. не меняются от присутствия катализатора. Это означает, что катализатор не может способствовать протеканию реакции, которая невозможна в принципе по термодинамическим причинам.

Самостоятельно обоснуйте, почему так происходит.

Описанная выше схема относится к гомогенному катализу.

В случае гетерогенных процессов, химическое взаимодействие происходит на поверхности раздела фаз, причем катализатором, чаще всего, является твердое вещество. Энергетическая диаграмма в этом случае будет выглядеть несколько сложнее (см. рисунок 4)

Реакция гетерогенного катализа начинается с адсорбции («прилипания») исходных веществ на катализаторе (1> 2> 3). Эта стадия процесса начинается с диффузии молекул исходных веществ к поверхности катализатора за счет теплового движения. Как и все последующие стадии, она проходит через свой активный промежуточный комплекс 2.

Молекулы исходных веществ адсорбируются не в любой точке поверхности, а только на так называемых активных центрах. Активные центры занимают малую долю от всей поверхности катализатора. Действие активных центров сводится к образованию новых связей с атомами реагирующих веществ, что, в свою очередь, ослабляет связи внутри молекул и делает молекулы более реакционноспособными. Собственно, процесс взаимодействия между веществами происходит уже на поверхности катализатора и по указанным причинам протекает с меньшей энергией активации (3> 4 >5).

На следующей стадии происходит десорбция продуктов реакции (5>6>7). Эта стадия также происходит под действием теплового движения молекул, а катализатор остается в химически неизменном состоянии.

Пользуясь диаграммой (см. рис. 4), покажите энергию активации некаталитического пути реакции (1> 8 >7); определите, какая стадия каталитического пути является самой медленной. Как она называется?

Промоторы - это вещества, сами по себе не являющиеся катализаторами данной реакции, но усиливающие действие основного катализатора. Так, при синтезе аммиака применяется не чисто железный катализатор, а с добавками оксидов Al₂O₃ и K₂O, которые служат промоторами. В производстве серной кислоты для получения SO₃ раньше в качестве катализатора использовали металлическую платину. На современных сернокислотных заводах применяют значительно более дешевые ванадиевые катализаторы (V₂O₅) с добавками SiO₂ и K₂О.

Среди веществ, которые не следует путать с катализаторами, упомянем инициаторы химических реакций. В отличие от катализаторов, инициаторы расходуются в ходе реакции, но их требуется очень небольшое количество, поскольку они служат всего лишь «спусковым крючком» для начала химического процесса, т.е. необходимые только для возбуждения химической реакции, которая далее проходит без посторонней помощи.

Инициирование возможно и на поверхности гетерогенного катализатора. В этом случае говорят уже не об инициаторах, а о катализаторах полимеризации, которые широко применяются в химической промышленности.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Какое явление называется катализом?

2. Дайте определение понятия «катализатор».

3. Что общего в действии всех катализаторов?

4. На что способен влиять катализатор, а на что повлиять не может?

5. Какие катализаторы называются положительными (отрицательными)?

6. Сформулируйте определения «гомогенный катализ», «гетерогенный катализ».

7. Начертите энергетическую диаграмму гомогенного катализа.

8. За счет чего изменяется скорость процесса при гомогенном катализе?

9. В какой части системы, преимущественно, протекают процессы при гетерогенном катализе?

10. Что такое «активные центры» катализатора?

11. Приведите энергетическую диаграмму гетерогенного катализа.

12. За счет чего изменяется скорость процесса при гетерогенном катализе?

13. Можно ли с помощью катализаторов управлять направлением процесса? В каком случае? Приведите примеры.

14. Какие вещества называют каталитическими ядами?

15. В чем различие между катализаторами, промоторами и инициаторами?

16. Какие способы улучшения свойств катализатора при гетерогенном процессе Вы можете предложить?

17. Могут ли в результате процесса изменяться физические свойства катализатора? Приведите примеры и дайте пояснения.

18. Влияет или не влияет катализатор на положение равновесия в обратимых реакциях?

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Большинство реальных химических превращений являются обратимыми, т.е. они не идут до конца; ни одно из исходных веществ не расходуется полностью. Так происходит, когда одновременно протекают как прямая, так и обратная реакции.

Рассмотрим в качестве примера взаимодействие йода и водорода с образованием йодоводорода:

k₁

H₂ + I₂ 2 HI

k₂

Если в начальный момент времени в системе имеются только исходные вещества, то, естественно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере протекания прямой реакции, концентрация исходных веществ уменьшается, а концентрация продуктов реакции возрастает. Поэтому, скорость прямой реакции будет уменьшаться (вспомните, как зависит скорость реакции от концентрации реагирующих веществ), а скорость обратной реакции - возрастать. Поэтому может наступить такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми:

V = k₁ •[H₂] •[I₂]; V = k₂ • [HI]²

? Состояние системы, при котором в ней протекают два противоположных процесса с одинаковыми скоростями, называется состоянием химического равновесия.

Математически условие равновесия можно записать так:

k₁[H₂][I₂] = k₂[HI]²,

или:

k₁/k₂ = [HI]²/[H₂][I₂].

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций также является постоянной величиной и называется константой равновесия.

В общем случае для гомогенной реакции, описываемой общим уравнением:

аA + bB - cC + dD

константа равновесия будет выражаться через концентрации реагирующих веществ следующим образом:

[C]^c [D]^d

К_рав. = , (20)

[A]^a [B]^b

где [А], [В], [С], [D] - равновесные молярные концентрации веществ,

a, b, c, d - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Константа равновесия равна отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

Для газообразных веществ часто вместо молярных концентраций нужно использовать парциальные давления.

Для процессов, протекающих в гетерогенных системах - концентрации (парциальные давления) твердых или жидких веществ считаются постоянными величинами и в выражение для константы равновесия не входят. Например, для реакции:

С(к.) + CO₂(г.) - 2CO(г.)

выражение для константы равновесия будет выглядеть следующим образом:

К_рав = [CO]²/[CO₂].

Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и температуры; от давления (при не очень высоких давлениях), но от концентраций реагентов или от наличия катализатора К_рав. не зависит.

Константа равновесия - важнейшая характеристика химического взаимодействия. Ее величина позволяет судить о полноте протекания реакции. Для необратимых реакций К_рав > ?. Действительно, в этом случае, концентрации продуктов реакции во много раз превышают концентрации исходных веществ. Для реакций, которые практически не протекают: К_рав > 0.

Истинное равновесие необходимо отличать от ложного равновесия.

? Если состояние системы неизменно во времени, но при изменении внешних условий в системе происходит необратимый процесс, то такое равновесие называется ложным равновесием.

Чаще всего это наблюдается в конденсированных системах (твердых и жидких) из-за малой подвижности частиц. Химический процесс имеет место, но скорость его так мала, что видимых изменений практически не наблюдается; кажется, что система находится в равновесии. Поэтому ложное равновесие называют иногда замороженным.

Истинное равновесие неизменно во времени в отсутствии внешних воздействий, а после прекращения воздействия система может вернуться в прежнее состояние.

Истинное равновесие является динамическим.

С точки зрения термодинамики, истинное равновесие характеризуется минимальным значением изобарно-изотермического потенциала (свободной энергии Гиббса) G. Конечно, переход из равновесного в любое другое состояние будет сопровождаться возрастанием изобарно-изотермического потенциала (?G > 0), т.е. такой переход не может протекать самопроизвольно. Систему можно вывести из состояния истинного равновесия, только прилагая внешнее воздействие.

При ложном равновесии, переход в другое состояние сопровождается уменьшением изобарно-изотермического потенциала (?G < 0), т.е. существует возможность протекания процесса самопроизвольно.

СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

химический каталитический реакция равновесие

Состояние химического равновесия зависит от целого ряда факторов: температуры, давления, концентрации реагирующих веществ. Рассмотрим подробнее влияние этих факторов.

Изменение концентрации компонентов равновесной системы при постоянной температуре смещает равновесие, однако, значение константы равновесия при этом не меняется. Если для реакции

А + В C + D

увеличить концентрацию вещества А (или В), то скорость прямой реакции, увеличится, а скорость обратной реакции в начальный момент времени не изменится. Равновесие нарушится. Затем концентрация исходных веществ начнет уменьшаться, а концентрация продуктов реакции - увеличиваться, и это будет происходить до тех пор, пока не установится новое равновесие. В таких случаях говорят, что равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции или смещается вправо.

Рассуждая таким же образом, определите самостоятельно, куда сместится равновесие, если увеличить концентрацию вещества С; уменьшить концентрацию вещества D.

Изменяя концентрации компонентов, можно смещать равновесие в нужную сторону, увеличивая или уменьшая выход продуктов реакции; добиваясь более полного использования исходных веществ или, напротив, препятствуя появлению большого количества вредных продуктов.

Пример 3.

Для равновесной системы, описываемой уравнением

A + B 2C + D

равновесные концентрации веществ равны соответственно:

[А] = 1 моль/л; [В] = 1моль/л; [C] = 2 моль/л; [D] = 2 моль/л.

Определить значение константы равновесия; определить концентрации веществ при смещении равновесия до конца вправо. Определить концентрации веществ при смещении равновесия до конца влево.

Решение: подсчитаем константу равновесия, используя уравнение (20)

[C]² [D]

К_равн. = ------

[A] [B]

Проделайте вычисления самостоятельно.

Для выполнения второго задания вспомним, что прямая реакция будет протекать до тех пор, пока не закончится один из компонентов А пли В. Из уравнения реакции видно, что реагенты вступают в реакцию в эквимолярных* количествах, к тому же их концентрации по условию задачи равны. Следовательно, вещества А и В, вступая в реакцию, закончатся одновременно. Из уравнения реакции также видно, что при превращении одного моля вещества A oбразуются два моля вещества C и один моль вещества D. Поэтому, к уже имеющемуся в системе количеству веществ С и D, добавится ещё некоторое их количество. Проведя несложный расчет, получим искомый результат:

[A] = [B] = 0 моль/л; [C] = 2 +2 = 4 моль/л; [D] = 2 +1 = 3 моль/л.

Проведите аналогичное рассуждение для третьего задания, помня о том, что вещества С и D вступают в реакцию в соотношении 2:1, и расчет нужно вести по количеству вещества, находящегося в недостатке (определите это вещество). Проделайте вычисления и получите результат:

[А] = [В] = 1+2/2 = 2 моль/л; [С] = 0 моль/л; [D] = 2-2/2 = 1 моль/л.

Пример 4.

Константа равновесия реакции А+В С + D равна единице. Начальная концентрация [А]_о = 0,02 моль/л. Сколько процентов вещества А подвергнется превращению, если начальные концентрации [В]_о равны 0,02; 0,1; 0,2?

Решение:

Обозначим через x равновесную концентрацию вещества А и запишем выражение для константы равновесия. Равновесная концентрация вещества В также будет равна х. Концентрации продуктов реакции (C и D) будут равны между собой и равны 0,02-х. (Покажите это, пользуясь уравнением реакции.)

Запишем выражение для константы равновесия.

К_равн. = (0,02 - х)(0,02 - х)/х² = 1

Решив уравнение относительно х, получим результат: х = 0,01. Следовательно, в первом случае превращению подверглась половина вещества А (или 50%).

Для второго случая константа равновесия будет равна

К_равн. = (0,02 - х)(0,02 - х)/(0,1- (0,02 - х)) = 1

Самостоятельно получите это выражение и, решив уравнение, проверьте полученный результат (х = 0,003). Следовательно, в реакцию вступило (0,02 - 0,003) моль вещества А, что составляет 83,5%.

Решите задачу для третьего случая самостоятельно, а также решите эту же задачу, обозначив за х количество вещества, вступившего в реакцию.

Из полученных результатов можно сделать важный вывод. Для увеличения доли вещества, вступающего в реакцию при постоянной константе равновесия, нужно увеличить в системе количество второго реагента. Подобная задача встает, например, при утилизации отходов химическим путем.

Теперь рассмотрим, как на химическое равновесие влияет изменение температуры. Если применить уравнение Аррениуса для прямой и обратной реакции и записать выражение для константы равновесия, то получим следующий результат:

k₁ A?e - ^E'^a/RT

K_равн = ---- = ---------- = Ae - ^(E'a - ^E”a)/RT (21)

k₂ A?e - ^E”a/RT

При повышении температуры скорость как прямой, так и обратной реакции будет возрастать, но если прямая реакция эндотермическая (?Н > 0), то скорость прямой реакции будет возрастать сильнее, чем скорость обратной, и равновесие смещается в сторону образования продуктов, или вправо. При отрицательном тепловом эффекте прямой реакции (экзотермическая реакция), сильнее будет возрастать скорость обратной реакции, и равновесие сместится влево.

Рассмотрите самостоятельно все возможные случаи смещения равновесия при уменьшении температуры.

На рисунке 5 видно, что разность Е'_a - Е"_а равна ?Н реакции, значит значение константы равновесия зависит от величины теплового эффекта реакции

K_равн = A?e - ^?H/RT, (22)

т.е. от того, является реакция эндо- или экзотермической.

Пример 5.

Константа равновесия некоторой реакции при 293°К равна 5•10-³, а при 1000°К cocтавляет 2•10-⁶. Каков знак теплового эффекта этой реакции?

Решение:

Из условия задачи следует, что при повышении температуры константа равновесия уменьшается. Используем выражение (22) и посмотрим, какой должен быть знак ДH реакции, чтобы константа уменьшилась.

K_равн. представлена показательной функцией, значение которой уменьшается с уменьшением аргумента, в нашем случае - значения выражения ДH/RT. Для того чтобы значение аргумента уменьшалось, нужно чтобы величина ДH была отрицательной. Следовательно, рассматриваемая реакция является экзотермической.

Изменение давления заметно сказывается на состоянии систем, включающих газообразные компоненты. В этом случае, в соответствии с газовыми законами происходит изменение объема системы, а это ведет к изменению концентрации газообразных веществ (или их парциальных давлений). Так, при увеличении давления объем будет уменьшаться, а концентрация газообразных веществ - увеличиваться. Увеличение концентрации ведет, как уже нам известно, к смещению равновесия в сторону расходования реагента, увеличившего свою концентрацию. В данном случае это можно сформулировать несколько иначе. ?При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего количества газообразных веществ или, проще говоря, в сторону уменьшения числа молекул газообразных веществ. Концентрация твердых и жидких веществ от давления не меняется.

Рассмотрим классический пример синтеза аммиака из азота и водорода

3H₂ + N₂ - 2NH_3, (ДH < 0).

Поскольку система состоит только из газообразных веществ, а при образовании аммиака число молекул уменьшается, то при увеличении давления равновесие сместится вправо, в сторону большего выхода аммиака. Поэтому, промышленный синтез аммиака осуществляется при повышенном давлении.

Предложите самостоятельно температурные условия синтеза аммиака, зная тепловой эффект реакции и при условии максимального выхода продукта. Как эти условия соотносятся с кинетическими факторами протекания процесса?

Пример 6.

Как повлияет на равновесие следующих реакций увеличение давления?

CaCO₃(к.) - CaO(к.) + CO₂(г.);

4Fe(к.) + 3O₂(г.) - 2Fe₂O₃(к.).

Решение:

В первой реакции газообразным является только углекислый газ CO₂, поэтому при увеличении давления равновесие сместится влево, в сторону уменьшения количества газообразного вещества.

Второй случай рассмотрите самостоятельно.

Как нужно изменить давление в этих реакциях, чтобы добиться большего выхода продуктов?

Все случаи изменения состояния равновесной системы при внешних воздействиях можно обобщить, сформулировав принцип Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

Проверьте, выполняется ли принцип Ле Шателье во всех рассмотренных выше случаях.

Приведите самостоятельно примеры смещения равновесий при изменении внешних условий и объясните их на основе принципа Ле-Шателье.

Итак, нами рассмотрены основные вопросы, связанные с закономерностями протекания химических реакций. Знание этих закономерностей позволит осмысленно влиять на условия проведения тех или иных процессов с целью получения оптимального результата.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Какие реакции называются обратимыми?

2. Как и почему изменяются скорости прямой и обратной реакций с течением времени?

3. Что называется химическим равновесием?

4. Какая величина количественно характеризует химическое равновесие?

5. От чего зависит величина константы равновесия: концентрация реагирующих веществ; природа реагирующих веществ; общее давление; температура; наличие катализатора?

6. Какие признаки характерны для истинного химического равновесия?

7. В чем отличие ложного химического равновесия от истинного равновесия?

8. Дайте формулировку принципа Ле Шателье.

9. Сформулируйте следствия из принципа Ле Шателье.

Разберем еще несколько примеров решения задач.

Задача 1

Как изменится скорость реакции А₂ + 2В = 2АВ, протекающей непосредственно между молекулами газов, если увеличить давление в 6 раз?

Решение:

По закону действующих масс, скорость гомогенной химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Поэтому скорость в начальный момент времени равна:

V = k?[А₂] ? [В]².

Однако увеличивать концентрацию газообразных веществ можно за счет увеличения давления в сосуде: при увеличении давления в 6 раз концентрация каждого из веществ также увеличится в 6 раз. В этом случае:

V ' = k· (6 [А₂]) ? (6 [В])² = 216 k?[А₂] ? [В]².

Поэтому, V ' / V = 216.

Задача 2

Реакция идет по уравнению 2CO + O₂ = 2CO₂. Концентрации исходных веществ были следующие: [CO] = 0,03 моль/л; [O₂] = 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию кислорода на 0,05 моль/л и концентрацию CO на 0,03 моль/л?

Решение:

По закону действия масс скорость реакции в начальный момент времени была равна:

V = k [CO]² ?[O₂] = k?(0,03)² ?0,05 = k?4,5?10-⁵.

После изменения концентраций реагирующих веществ имеем:

[CO] = 0,03 + 0,03 = 0,06 моль/л; [O₂] = 0.05 + 0.05 = 0,1 моль/л

Подставим эти данные в выражение закона действия масс:

V ' = k (0,06)² ? 0,1 = k?36?10-⁵.

Находим, как изменилась скорость реакции:

V '/ V = k?36?10-⁵/ k?4,5?10-⁵ = 8.

Таким образом, скорость реакции возросла в 8 раз.

Задача 3

Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 30єС, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Решение:

Согласно правилу Вант-Гоффа:

V₂/V₁ = г ^?t/10,

где V₁ - скорость в начальный момент времени; V₂ - скорость реакции после изменения температуры; г - температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз изменилась скорость реакции при изменении температуры на Дt = t₂ - t₁.

По условию данной задачи температура понизилась на 30 градусов, значит Дt = - 30єС. Поэтому:

V₂/V₁ = 3-^30/10 = 3-³ = 1/3³ = 1/27.

То есть, скорость реакции уменьшится в 27 раз.

Задача 4

Вычислить температурный коэффициент реакции, зная, что при увеличении температуры на 40 градусов скорость химической реакции увеличилась в 256 раз.

Решение:

Температурный коэффициент г - число, показывающее, во сколько раз увеличится скорость химической реакции при увеличении температуры на 10 градусов. Следовательно, г ^40/10 = 256 или г⁴ = 256.

Логарифмируя это выражение, находим:

4 lg г = lg 256 = 2,408;

lg г = 0,602;

г = 4.

Задача 5

Равновесные концентрации в системе 2SO₂ + O₂ - 2SO₃ составляют: [SO₂] = 0,10 моль/л; [O₂] = 0,16 моль/л; [SO₃] = 0,08 моль/л. Рассчитать константу равновесия и исходные концентрации кислорода и двуокиси серы.

Решение:

Константа равновесия в данном случае выражается уравнением:

К_равн. =

Чтобы найти исходную концентрация прореагировавшего вещества, необходимо знать, сколько этого вещества израсходовано на получение продукта и сколько этого вещества осталось в момент равновесия, т.е.

[SO₂]_исх.= [SO₂]_{израсх.} + [SO₂]_равн. и [O₂]_исх.= [O₂]_{израсх.} + [O₂]_равн.

В соответствии с уравнением реакции 1 моль SO₃ образуется из 1 моль SO₂ и 0,5 моль O₂, следовательно, на образование 0,08 моль SO₃ было затрачено 0,08 моль SO₂ и 0,04 моль O₂. Поэтому исходные концентрации кислорода и двуокиси серы были следующие:

[SO₂]_исх.= 0,08 + 0,10 = 0,18 моль/л;

[O₂]_исх.= 0,04 + 0,16 = 0,20 моль/л.

Задача 6

Определите равновесную концентрацию вещества В, если исходная концентрация вещества А была равна 5 моль/л и константа равновесия

2А - В + С

при некоторой температуре была равна 4.

Решение:

Запишем выражение для константы равновесия в общем виде:

К_равн. = [В]_равн?[С]_равн / [А]²_равн.

Пусть равновесная концентрация вещества В равна х моль/л. Следовательно, равновесная концентрация вещества С (по уравнению реакции) также будет равна х моль/л. Тогда равновесная концентрация вещества А равна (5 - 2х) моль/л, т.к. на получение продуктов израсходовано 2х моль исходного вещества. Подставляем равновесные концентрации в уравнение:

К_равн = x · х / (5 - 2х)² = 4;

х² = 4(25 - 20 + 4х²);

х = 2 (моль/л).

Таким образом, равновесная концентрация вещества В (как и вещества С) равна 2 моль/л.

ЛИТЕРАТУРА

1. Ахметов Н.С. Неорганическая химия. М. Высшая школа 1975.

2. Угай Я.А. Общая химия. М. Высшая школа. 1984.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. Л. Химия. 1979.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л Химия. 1985.

5. Карапетьянц М.Х. Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М. Химия.1981.

6. Л, Полинг., П. Полинг. Химия. М, Мир. 1978.

Размещено на Allbest.ru

...