Cómo resolver problemas relacionados con el equilibrio químico
1 Comprensión del equilibrio químico y juicio del equilibrio
Ejemplo 1: Para la reacción reversible A2 (g)+B2. ( g ) 2ab (g), bajo ciertas condiciones, el signo de alcanzar el equilibrio es ().
A. En equilibrio, la relación de masa de cada sustancia en el recipiente es 1:1:2.
En equilibrio, la presión total en el recipiente no cambia con el tiempo.
c.Se producen 2n moles de AB yn moles de B2 por unidad de tiempo.
d. Se generan n moles de A2 y n moles de B2 por unidad de tiempo.
Análisis: La proporción de sustancias en el recipiente es irregular en el equilibrio, pero es una regla general que la concentración de cada sustancia permanece sin cambios, y A es incorrecta para reacciones en las que el gas no cambia; Antes y después de la reacción, independientemente de si está equilibrada o no, ¡la presión total dentro del recipiente no cambia con el tiempo! b no se puede seleccionar; para C, para D, si la reacción avanza hacia la izquierda, se generarán simultáneamente N moles de B2 y N moles de A2 por unidad de tiempo. Para c, esto significa que la reacción va tanto hacia la izquierda como hacia la derecha, ¡y en la misma medida! Entonces es correcto.
Respuesta: c
Ejemplo 2: El símbolo que puede ilustrar completamente que la reacción 2SO2 + O22SO3 en un recipiente cerrado con temperatura constante y volumen constante ha alcanzado un estado de equilibrio es () .
A. La proporción de SO2, O2 y SO3 en el recipiente es 2:1:2.
B. Las cantidades y concentraciones de dióxido de azufre y SO3 son iguales.
c. La presión en el recipiente de reacción no cambia con el tiempo.
d Cuando se producen 2 moles de SO3 por unidad de tiempo, se produce 1 mol de O2.
Análisis: Dado que en la pregunta no se dan la cantidad inicial de cada sustancia ni las condiciones específicas de la reacción, es imposible saber si la reacción llegará al punto en que la proporción de SO2, O2 y El SO3 en el recipiente está en equilibrio 2:1:2, y cuando las concentraciones de SO2 y SO3 son iguales, es decir, es imposible saber si las concentraciones de SO2 y SO3 son iguales después de alcanzar el equilibrio. Por lo tanto, las opciones A y B no se pueden seleccionar como respuestas. Debido a que esta reacción es una reacción no isovolumétrica de gases, la presión es constante cuando la temperatura y el volumen permanecen sin cambios, lo que significa que la concentración de cada sustancia es constante, por lo que la opción C es correcta. Cuando se producen 2 moles de SO3 por unidad de tiempo, se consume 1 mol de O2 y en este momento se produce 1 mol de O2, lo que significa que la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa, por lo que la opción D también es correcta. .
Respuesta: c, d
2 Factores que afectan el equilibrio químico y principio de Le Chatelet
Ejemplo 3: (08 Volumen Tianjin) CO2 de equilibrio (gramo)CO2. (AQ); △ h = -19,75 kJ/mol. Para aumentar la solubilidad del dióxido de carbono en agua, el método debe ser ().
A. Calentar y presurizar b. Enfriar y despresurizar c. Calentar y despresurizar d. Enfriar y presurizar
Análisis: Aumentar la solubilidad del gas dióxido de carbono, incluso si es así. equilibrado Avanzando, el volumen de gas disminuye en la dirección de avance y se libera calor al mismo tiempo, por lo que se puede reducir la temperatura y aumentar la presión.
Respuesta: d.
Recordatorio especial: cambie la cantidad de sólido o líquido puro y el equilibrio químico no cambiará; mantenga una temperatura constante y un volumen constante, y pase gases raros y el equilibrio químico no cambiará; temperatura constante y presión constante, pasan gases raros y el equilibrio químico no cambiará en la dirección en la que aumenta el número de moléculas de gas después de agregar un reactivo, la tasa de conversión de otro reactivo aumentará, pero sí su propia conversión; la velocidad disminuirá; para una reacción de igual volumen, cambiar la presión del sistema no tiene ningún efecto sobre el equilibrio químico.
Ejemplo 4: Después de que cada reacción reversible alcanza el equilibrio, las condiciones de la reacción cambian. La tendencia correcta es ().
Análisis: Agregar CH3COONa sólido a la solución en el punto A aumentará la concentración de ch 3c ooh- en la solución de CH3COOH, el equilibrio de ionización se moverá en la dirección opuesta, mientras que c(H+) disminuirá, y el pH aumentará gradualmente. a está mal. La adición de KCl en el elemento B no tiene ningún efecto sobre el sistema de equilibrio, el equilibrio químico no cambia, B es incorrecto en el elemento C: temperatura constante y presión constante; Cuando se agrega Ar, la cantidad de cada reactivo permanece sin cambios, el volumen aumenta, la cantidad y concentración de cada sustancia disminuye exponencialmente (equivalente a la descompresión), el equilibrio químico se mueve en la dirección de un volumen creciente, la cantidad de cambio de H2 disminuye , y la cantidad inicial no cambia y la tasa de conversión disminuye.
Respuesta: d
Tercera imagen de equilibrio químico
Ejemplo 5: (08 Tomo Nacional I) Se sabe que la reacción es reversible: 4 NH3 ( g )+5 O2(g)= 4NO(g)+6 H2(g)ΔH =-1025 kj/mol. Si las cantidades de material de partida de los reactivos son las mismas, ¿cuál de los siguientes diagramas esquemáticos sobre la reacción es incorrecto ()?
Análisis: Según el principio de "primera rotación, primer nivel, valor máximo", las opciones A y B son correctas según el aumento de temperatura, el equilibrio se mueve en la dirección de la reacción endotérmica (; es decir, se mueve en la dirección opuesta a la reacción), que se puede determinar que A y B son correctos dependiendo del catalizador utilizado, solo puede cambiar la velocidad de la reacción química y acortar el tiempo para alcanzar el equilibrio, pero no tiene efecto; efecto sobre el movimiento del equilibrio químico, por lo que la opción D es correcta.
Respuesta: c
Métodos y técnicas: El equilibrio químico suele comprobarse mediante imágenes. No sólo debemos dominar los factores que afectan el equilibrio químico y el principio de Le Chatelet, sino que también debemos dominar los métodos y algunas reglas para comprender las imágenes, como "girar primero y luego nivelar", "determinar uno y discutir dos" y otros principios. .
Ejemplo 6: Reacción reversible en fase gaseosa ma (g)+nb (g) PC (g)+qd (g), consistente con la siguiente figura. Pruebe ">" o "
(1) Temperatura T1 T2 (2) Presión p1 p2
(3) M+NP+Q (4) Reacciones positivas y negativas (rellene " "Exotérmico" o "endotérmico")
Análisis: (1) Según el principio de "girar primero, aplanar primero y tener un valor grande", T1 tiene un punto de inflexión primero, lo que indica que T1 tiene una temperatura de reacción alta y una velocidad de reacción rápida. Alcanzando el equilibrio, por lo que T1 > T2 (2) El punto de inflexión aparece primero en P2, lo que indica que P2 tiene una presión alta y una velocidad de reacción rápida, y alcanza el equilibrio primero, por lo que P1 < P2. Según la figura de la derecha, de P1 a P2, la presión A medida que B% aumenta, B% disminuye. Según la ecuación de la reacción química, la disminución en B% indica que la reacción se ha movido en la dirección de la reacción directa. , entonces la dirección de la reacción directa es la dirección en la que disminuye el volumen del gas, por lo que m+n > p+q (4) Izquierda Se puede ver en la figura que de T2 a T1, la temperatura aumenta y C%. aumenta. Según la ecuación, el aumento en C% indica que la reacción se ha movido en la dirección de la reacción directa, por lo que la dirección de la reacción directa es la dirección endotérmica. ) > (2) < (3) > (4) Endotérmico
Cuarto método de equilibrio activo
Ejemplo 7: En un recipiente cerrado de volumen fijo, agregue 2 moles de A y. 1 mol de B para reacción:
Cuando 2a (g) + b (g), 3c (g) + d (g) alcanzan el equilibrio, la concentración de C es W mol L -1. El volumen y la temperatura del recipiente se mantienen constantes y se utilizan las siguientes cuatro proporciones como materiales de partida, la concentración de C seguirá siendo W mol·L-1() después de alcanzar el equilibrio.
A.4. Moles A y 2 moles b. 3 moles c + 1 mol d + 1 mol b
C 2 moles A + 1 mol B + 3 moles C + 1 mol D. 3 moles C + 1 mol D.
Análisis: Según "la concentración de C sigue siendo W mol·L-1" y "manteniendo inalterados el volumen y la temperatura del recipiente", se puede observar que se trata de un equilibrio activo en condiciones isotérmicas. y condiciones isovolumétricas, así que use condiciones extremas. El método de transformación de valores muestra que D es consistente.
Respuesta: d
8: Coloque 1 mol de CO y 2 moles de H2O (g). un recipiente sellado para la reacción: CO+H2O (g) CO2 + H2 Cuando la reacción alcanza el equilibrio, la fracción en volumen de CO es mayor que )+1 mol de dióxido de carbono +1 mol de H2
0,5 mol de carbono. monóxido+1,5 moles H2O(g)+0,4 moles dióxido de carbono+0,4 moles H2
D.0,5 moles monóxido de carbono+1,5 moles H2O (gramo) + 0,5 moles dióxido de carbono + 0,5 moles H2
Análisis: El volumen del gas en cuestión no cambia antes y después de la reacción, por lo que la condición para el equilibrio activo a temperatura y volumen constantes es que la relación entre las cantidades de CO y H2O (g) sea igual a la relación (g) de las cantidades de CO y H2O añadidas al principio.
Por lo tanto, sólo es necesario convertir los materiales de cada opción en cantidades (g) de especies de CO y H2O y compararlos con el equilibrio original. Para los ingredientes de la opción A, equivale a 1,5 moles de CO y 3 moles de H2O (g), es decir, la relación de ambos es 1:2, por lo que el equilibrio en este caso es equivalente al equilibrio original, que es la fracción en volumen de CO Still X; para los ingredientes de la opción B, equivale a 2 moles de monóxido de carbono y 2 moles de H2O (gramos). Comparado con el equilibrio original, se puede considerar que se ha agregado 1 mol de CO con base en el equilibrio original, lo que equivale a que el equilibrio se desplace hacia la derecha, pero la fracción en volumen de CO ha aumentado, es decir, mayor que X , para los ingredientes de la opción C, equivale a 0,9 moles de CO y 1,9 moles de H2O (g) equivale a agregar 0,1,8 moles de H2O (g) a un sistema en equilibrio de 0,9 moles de CO y 1,8 moles de; H2O (g). El equilibrio de 0,9 moles de CO y 1,8 moles de H2O (g) es un equilibrio activo con el equilibrio original. Cuando se agregan 0,1 moles de H2O (g), el equilibrio se mueve hacia la derecha y la fracción en volumen de CO disminuye, es decir, menos de lo mismo, por lo que la fracción en volumen de CO también es x. , solo la fracción en volumen de CO en la opción B es mayor que x.
Respuesta: b
Resumen de la regla: temperatura constante Volumen constante: ① Para reacciones reversibles generales, solo la cantidad Se cambia la cantidad de sustancia añadida al principio. Dos equilibrios son equivalentes si la relación estequiométrica de una reacción reversible convierte la misma mitad de la cantidad de especies en el equilibrio original. (2) Para una reacción reversible en la que el número de moléculas de gas antes y después de la reacción es el mismo, siempre que la relación de las cantidades de reactivos (o productos) sea la misma que la del equilibrio original, los dos equilibrios son equivalentes. .
5. Constantes de equilibrio químico y cálculos de equilibrio químico
Ejemplo 9: A, B, C y D son cuatro sustancias solubles. Se establece el siguiente equilibrio en una solución diluida: A. +2B +H2OC+D. Cuando se diluye con agua, el equilibrio se mueve hacia la dirección de reacción debido a _ _ _ _ _ _ _ _ (escriba "positivo" o "negativo").
Análisis: Constante de equilibrio químico KC = c (c) c (d)/c (a) c (b) 2. Después de diluir las cuatro sustancias A, B, C y D con agua, el factor de dilución es el mismo, pero QC = c (c) c (d)/c (a) c (b).
Respuesta: No, QC = c (c) c (d)/c (a) c (b) 2 > KC.
Ejemplo 10: Se realiza la siguiente reacción en un recipiente cerrado: 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g). La concentración inicial de SO2 es 0,4 mol/L y la concentración inicial de O2 es 1 mol/L. Cuando la tasa de conversión de SO2 es del 80%, la reacción alcanza un estado de equilibrio.
(1) Encuentre la constante de equilibrio de la reacción.
(2) Si la presión de la mezcla de reacción se duplica en el equilibrio, ¿cómo cambiará el equilibrio?
(3) Si la presión de la mezcla de reacción se reduce en un factor de 1 en el equilibrio, ¿cómo cambiará el equilibrio?
(4) Mantenga el volumen constante durante el equilibrio y agregue el gas raro Ar al gas mezclado equilibrado para triplicar la presión total del sistema. ¿Cómo se moverá la balanza?
Análisis: 2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g)
2 1 2
Inicial (mol/L) 0,4 1 0< / p>
Tasa de conversión (mol/L) 0,4× 80% 1/2× 0,4× 80% 0,32
Equilibrio (mol/L) 0,08 0,84 0,32
Constante de equilibrio k = 0,322/(0,84×0,082)= 400/21; cuando la presión aumenta 1 vez, la concentración de cada componente aumenta 1 vez
QC = 0,642/(1,68×0,162)= 200; /21 < 400 /veintiuno. Es decir, QC < k, por lo que la balanza se mueve en dirección positiva. De manera similar, cuando la presión cae en un factor de 1, la concentración de cada componente cae en un factor de 1. Después del cálculo, QC > K, por lo que el equilibrio se mueve en la dirección opuesta. Cuando el gas raro Ar se introduce en el gas mixto de equilibrio, la presión total aumenta, pero la concentración de cada componente en la mezcla de reacción permanece sin cambios, por lo que el equilibrio no se mueve.
Respuesta: (1) 400/21 (2) La balanza avanza (3) La balanza retrocede (4) La balanza no se mueve.
Ejemplo 11: En un recipiente sellado de cierto volumen, se realiza la siguiente reacción química: La relación entre la constante de equilibrio químico k y la temperatura t es la siguiente:
CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g), la relación entre la constante de equilibrio químico k y la temperatura t es la siguiente:
t℃700 800 830 1000 1200
K 0,6 0,8 1,0 1,7 2,6
Por favor responda las siguientes preguntas:
(1) La constante de equilibrio químico de esta reacción es K =.
(2)Una reacción es una reacción. (Escriba "endotérmico" o "exotérmico");
(3) A 800°C, poner la mezcla en un recipiente cerrado con recipiente fijo, y su concentración inicial es C (Co) = 0,01 mol/L, C (H2O) = 0,03 mol/L, C (CO2) = 0,01 mol/L, C (H2) = 0.
(4) A 830 °C, coloque 2 moles de CO2 y 1 mol de H2 en un recipiente sellado de un recipiente fijo de 1 litro. Después del equilibrio, la tasa de conversión de CO2 es la tasa de conversión de H2.
Análisis: Según la definición de constante de equilibrio, la expresión de la constante de equilibrio químico K de esta reacción es K=c(CO)×c(H2O)/c(CO2)×c(H2) . Generalmente, la constante de equilibrio de una reacción reversible solo cambia con la temperatura, la constante de equilibrio de una reacción endotérmica aumenta con un aumento de temperatura y la constante de equilibrio de una reacción exotérmica disminuye con un aumento de temperatura. Según los datos de la tabla, la reacción aumenta con el aumento de la temperatura. Se puede inferir que a medida que aumenta la temperatura, el equilibrio se mueve hacia la dirección de reacción directa, por lo que la reacción es endotérmica. Si la concentración inicial se sustituye en la expresión de la constante de equilibrio y la relación es menor que el valor de K a 800 °C, la reacción se moverá en la dirección positiva y la tasa de consumo de H2O será menor que la tasa de producción. A 830°C, la constante de equilibrio es 1 y la concentración de CO2 convertido en la reacción es
Mol/L inicial 2 1 0 0
Conversión (mol/L) x x x x x
Equilibrio (mol/L) 2-x1-x x x
Según la relación entre constantes de equilibrio, podemos obtener (2-x) × (1-x) = x × x, x = 2/3, entonces la tasa de conversión de CO2 después del equilibrio es 1/3, H2 La tasa de conversión es 2/3.
Respuesta: (1)k = c(co)c(H2O)/c(CO2)c(H2)(2) Endotérmico (3) Pequeño (4) 1/3, 2/3 Educación Red.