Trabajo de investigación sobre "Equilibrio químico fácil de aprender"...
1. La esencia de la presión que afecta la velocidad de las reacciones químicas es que la concentración de reactivos o productos debe cambiar. La llamada "presurización" equivale a reducir el volumen del contenedor, y la "descompresión" equivale a ampliar el volumen del contenedor.
Ejemplo 1. En un recipiente cerrado, la reacción 2so 3·2so 2 O2-q alcanza el equilibrio a una determinada temperatura. Si aumenta la presión en el sistema, ¿cómo cambiará el equilibrio?
Muchos estudiantes suelen responder a esta pregunta sin pensar: "A medida que aumenta la presión, la balanza se moverá en la dirección en la que disminuye el número de moléculas de gas, es decir, hacia la izquierda". cara. A partir de PV = nRT, podemos saber que P = nRT/V. Existen al menos cinco métodos para aumentar la presión del sistema, pero sus efectos sobre el equilibrio del sistema son diferentes.
(1) El volumen se comprime isotérmicamente y el equilibrio se mueve hacia la izquierda.
(2) Llene SO2 u O2 con igual volumen a temperatura constante y la balanza se moverá hacia la izquierda.
(3) El volumen isotérmico se llena con SO3 y la balanza se mueve hacia la derecha.
(4) Calentando a volumen constante, la balanza se desplaza hacia la derecha.
(5) Los gases que no participan en la reacción, como el gas helio y el gas N2, se cargan a la misma temperatura y volumen constante. Dado que la concentración de cada sustancia permanece sin cambios, el equilibrio no. mover.
Por lo tanto, debemos prestar atención a distinguir los diferentes significados de "impulsar el sistema" y "sobrealimentar". De lo contrario, no podrá responder las preguntas.
En segundo lugar, si se cambia una condición que afecta el equilibrio, el resultado del movimiento del equilibrio sólo puede ser "debilitar" el cambio, no "compensar" el cambio ni "trascender" el cambio.
El ejemplo más directo es el [Experimento 1-5] en el libro de texto (People's Education Press, 2ª edición, 1995), es decir, para el sistema de equilibrio de 2NO2 N2O4, el color del gas primero se vuelve más oscuro y luego se vuelve más brillante, pero más oscuro que el estado de equilibrio original. (En el momento de la compresión, las concentraciones de NO2- y N2O4 aumentan, V es positivo y V es negativo, pero el múltiplo de V es positivo es mayor, lo que mueve el equilibrio hacia la dirección de reacción positiva. Como resultado, en comparación con el momento de la compresión, la concentración de NO2 disminuye, pero no se puede reducir a la concentración inicial. Cuando vuelve a alcanzar el equilibrio, sigue siendo mayor que la concentración original.) Es decir, para un sistema de equilibrio de gases, el isotérmico. volumen de compresión, sin importar cómo se mueve el estado de equilibrio, cuando se vuelve a equilibrar, La concentración de cada gas es mayor que la concentración en el equilibrio original expansión de volumen, sin importar cómo se mueve el estado de equilibrio, cuando el sistema se vuelve a equilibrar; , la concentración de cada gas en el sistema es menor que la del sistema de equilibrio original.
Ejemplo 2. En un recipiente de volumen constante a temperatura ambiente, establezca el siguiente equilibrio: 3NO2 H2O NO 2HNO3. Cuando otras condiciones permanecen sin cambios, si se introduce una pequeña cantidad de oxígeno en el recipiente, el sistema original cambiará ().
(a) La cantidad de sustancia (B)NO puede no cambiar a medida que el equilibrio avanza hacia la reacción directa.
C) La cantidad de NO disminuirá definitivamente. D) La cantidad de D)NO2 aumentada es el doble que la de oxígeno.
Análisis: Si se carga un mol de O2 aparecerá 2NO O2 = 2NO2. A temperatura ambiente, la reacción es casi irreversible. Por lo tanto, reaccionarán 2 moles de NO y el equilibrio se desplazará hacia la derecha, pero el resultado del desplazamiento será que no se podrán producir más 2 moles de NO.
(La respuesta es una C.)
Otro ejemplo: Ejemplo 3, reacción 2A(gas) 2B(gas) C(gas)-Q sin utilizar catalizador. Se ha realizado el equilibrio. alcanzó.
Ahora bien, para reducir la velocidad de reacción positiva y [B], las medidas que se deben tomar son ().
(A) Aumentar la temperatura (b) Aumentar el volumen del reactor (c) Aumentar [A] (D) Disminuir la temperatura.
(La respuesta es B D)
En tercer lugar, al realizar ejercicios de equilibrio químico, primero debes aclarar si el volumen del reactor es constante o variable. Si no está seguro, debería discutirlo. Al diseñar ejercicios se deben prever condiciones de reacción suficientes. Porque para los sistemas de equilibrio de gases, ya sea "volumen constante" o "volumen variable", los resultados suelen ser muy diferentes.
Ejemplo 4: La siguiente reacción 2so 2 O2·2so 3 se lleva a cabo en un recipiente cerrado a una temperatura determinada, y se llena O2 gaseoso durante el equilibrio. ¿Cómo cambian las concentraciones de SO2, O2 y SO3 y las velocidades de reacciones directas e inversas? ¿Cómo se mueve la balanza? ¿Qué pasa si se llena la gasolina?
Análisis: Esta pregunta es un ejercicio con condiciones desconocidas. Debido a que un contenedor cerrado solo significa que el gas en el contenedor no se puede intercambiar con el mundo exterior, no significa si el volumen es variable. Actualmente, existen muchos ejercicios de este tipo con condiciones inciertas en algunos materiales de amplia circulación. Aunque algunas preguntas son buenas, las respuestas dadas son incorrectas o incompletas, lo que genera confusión en el conocimiento y disuade a algunos estudiantes de aprender el equilibrio químico. El análisis de este problema es el siguiente:
(1) Si el volumen no cambia a la misma temperatura, [O2] aumentará en el momento en que se carga O2, mientras que [SO2] y [SO3 ] no cambiará Entonces V aumenta y V permanece sin cambios, el equilibrio se mueve hacia la derecha, mientras que [O2] y [SO2] disminuyen y [SO3] aumenta cuando se alcanza nuevamente el equilibrio, [SO2] disminuye y [O2; ] y [SO3] son mayores que antes. Si se llena con helio, las concentraciones de [O2], [SO2] y [SO3] no cambian y por tanto la balanza no se mueve.
(2) Si se carga O2 a la misma temperatura y presión, el volumen aumentará inevitablemente. [SO2] y [SO3] disminuyen al mismo nivel en un instante, pero [O2] aumenta, por lo que V aumenta y V disminuye. Cuando la balanza se mueve hacia la derecha, [SO2] y [SO3] son más pequeños que antes, y [O2] es más grande que antes. Cuando se llena de gas, el volumen se expande, lo que equivale a una expansión isotérmica. En el momento de la inflación, tanto V positivo como V negativo disminuyen, pero V positivo disminuye en un múltiplo mayor, por lo que la balanza se mueve hacia la izquierda. Cuando se alcanza nuevamente el equilibrio, [SO2], [SO3] y [O2] todos. disminuir.
Ejemplo 5. En un recipiente cerrado a cierta temperatura, agregue 2 moles de N2 · N2 y 6 moles de H2 para reaccionar: después de que N2 · 3H2 · 2NH3 alcanza el equilibrio, la fracción en volumen de NH3 es a, y la tasa de conversión de N2 es m, que es la guía del método.
El método básico para resolver el problema del saldo activo es el método de transformación límite. Debido a que el establecimiento del equilibrio activo no tiene nada que ver con la ruta, no importa cómo se agreguen los reactivos durante la reacción, se puede considerar una situación "equivalente" en la que solo se agregan los reactivos. Por lo tanto, al resolver problemas, cuando la sustancia agregada es "unilateral" como sustancia de partida, siempre que su concentración sea igual o proporcional a la concentración de la sustancia de partida, es un equilibrio activo. Sin embargo, para distinguir entre "misma concentración" y "concentración proporcional", se debe determinar de antemano el tipo de saldo activo. Al juzgar el tipo y las condiciones del equilibrio activo, este método de transformación de límite "unilateral" se puede utilizar para enumerar relaciones. Echemos un vistazo a la aplicación de este método de transformación de límites en la resolución de problemas.
Ejemplo 1 Se pasan 2molNH3 a un recipiente cerrado de 1L, y a una determinada temperatura se produce la siguiente reacción: 2H3N2 3H2. Cuando el contenedor alcanza el equilibrio, el porcentaje de N2 en el contenedor es 1,5. Si el volumen y la temperatura del contenedor se mantienen constantes y se introducen los siguientes grupos de sustancias respectivamente, cuando el contenedor alcanza el equilibrio, el porcentaje de N2 en el contenedor. también es un().
A.3 moles de H2 y 1 mol de N2
B.2 moles de NH3 y 1 mol de N2
C.2 moles de N2 y 3 moles de H2
p>
D.0,1 moles de NH3, 0,95 moles de N2 y 2,85 moles de H2.
Esta es una cuestión de "saldo activo".
Primero, se considera que el tipo de equilibrio activo es equilibrio activo a la misma temperatura y volumen. La condición para la equivalencia del equilibrio es "las cargas de los reactivos son iguales". ¿Cómo se materializa la alimentación en la materia concreta? Podemos utilizar el método de límite "unilateral". Cualquier cosa que sea igual al reactivo inicial 2 moles de NH3, también se puede obtener el porcentaje de N2, que es el equilibrio de actividad. Según la Ecuación 2 Análisis NH3·N2 3 H2:
A.3molH2 y 1molN2 se convierten completamente en NH3, generando NH32mol y 2mol de reactivos iniciales.
NH3 es lo mismo;
B. 2molNH3 y 1molN2, 1mol N2 es más que los 2molNH3 iniciales;
C cuando 3molH2 y 2molN2 se convierten en. NH3, genera NH32mol y genera el 1mol N2 restante, que es 1mol N2 más que los 2molNH3 iniciales;
D Cuando 0,95molN2 y 2,85molH2 se convierten completamente en NH3, se generan 1,9mol de NH3. Cuando se agregan 0,1 moles de NH3 Cuando , * * * son 2 moles de NH3, que es lo mismo que los 2 moles de NH3 al principio.
Entonces, las respuestas correctas a esta pregunta son a y d.
A través del análisis de los ejemplos anteriores, se puede concluir que los pasos para resolver el problema de "saldo activo" son: (1) Determinar si el problema es un problema de "saldo activo"; Determinar el tipo y las condiciones del equilibrio activo; (3) De acuerdo con los coeficientes estequiométricos de las ecuaciones químicas, convertir todas las sustancias de partida en los reactivos y productos conocidos en reactivos o productos (4) Establecer una relación de equilibrio activo de acuerdo con las condiciones del problema; (5) Resuelva la relación y obtenga la respuesta.
3. Buenas preguntas y soluciones precisas
Conociendo los pasos y métodos generales para resolver problemas de "equilibrio activo", tendremos más confianza a la hora de afrontar problemas similares. Pero si desea integrar problemas de equilibrio activo, debe comprender las ideas de "límite" al resolver el "equilibrio activo" en algunas preguntas integrales. El siguiente es un tema completo sobre "saldo activo". Espero que le ayude a profundizar su comprensión del "saldo activo". A una temperatura de 2150oC, el recipiente como se muestra en la imagen (la partición sellada puede deslizarse libremente y la presión en la parte superior de la partición permanece sin cambios durante todo el proceso) se llena con una mezcla de gases de 4LN2 y H2, y reacciona completamente bajo la acción del catalizador (ignore el volumen del catalizador) y vuelve a la temperatura original después de la reacción. Después del equilibrio, el volumen del recipiente llega a ser 3,4 L y la densidad relativa del gas en el recipiente con respecto al hidrógeno es 5 en las mismas condiciones.
(1) V (N2): V (H2) = en el gas mezclado antes de la reacción; V (NH3) = después de que la reacción alcanza el equilibrio;
(2) Llenar el recipiente de equilibrio con 0,2mol NH3 Después de un periodo de tiempo, la reacción vuelve a alcanzar el equilibrio (vuelve a 150oC).
Cuando se carga NH3, la densidad del gas mezclado será; en el proceso de alcanzar el equilibrio, la densidad del gas mezclado (escriba "aumentará", "disminuirá" o "sin cambios") ; cuando la reacción se alcance nuevamente el equilibrio, la densidad relativa del gas mezclado con respecto al hidrógeno será 5 (escriba ">:0", "lt0" o "= 0");
Análisis
( 1) Del contenido de la pregunta, se encuentra que la temperatura y la presión del estado inicial y el estado final de la reacción son iguales, y la relación de los volúmenes antes y después de la reacción es igual. a la proporción de la cantidad de sustancia. Debido a que la masa molecular relativa promedio del estado final es 10, no es difícil calcular que la masa molecular relativa promedio antes de la reacción es 8,5. Entonces es fácil calcular V(N2) usando el cruce: V(H2) =. 65438. Por lo tanto, no es difícil encontrar que V(N2), V(H2) y V(NH3) después de que la reacción alcanza el equilibrio son 0,7 L, 2,1 L y 0,6 L respectivamente, y la tasa de conversión (N2) = 0,3. /1=30.
(2) En el primer sistema de equilibrio (la masa molecular relativa promedio es 5 × 2 = 10), cuando se agregan 0,2 moles de NH3 (la masa molecular relativa es 17), la densidad del gas mezclado sin duda aumentará aumentar.
En el proceso de alcanzar el segundo equilibrio, la última posición de equilibrio se mueve en la dirección opuesta a la reacción de síntesis de amoníaco, por lo que la densidad del gas mezclado disminuirá gradualmente durante este proceso. Cuando se alcanza el segundo equilibrio, la densidad del gas mezclado con respecto al hidrógeno sigue siendo igual a 5. Esto se debe a que estos dos equilibrios pertenecen al equilibrio activo en condiciones isotérmicas e isobáricas.
Se puede ver del análisis de los dos ejemplos que la clave para resolver el problema del equilibrio activo radica en comprender el concepto de equilibrio activo y juzgar el tipo y las condiciones del equilibrio activo. Siempre que la idea sobre esta cuestión clave sea correcta, la fórmula se puede formular utilizando el método de transformación de límites.