Химическое равновесие
Понятие константы химического равновесия. Принцип смещения Ле-Шателье. Закон действующих масс для обратимой реакции, признаки необратимости. Сущность действия катализатора. Определение направления реакции по значению стандартного изменения энергии Гиббса.
| Рубрика | Химия |
| Вид | реферат |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 13.02.2015 |
| Размер файла | 262,1 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://allbest.ru
Содержание
Понятие о химическом равновесии. Константа химического равновесия
Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора
1. Понятие о химическом равновесии. Константа химического равновесия
Все химические реакции делятся на необратимые и обратимые.
Необратимые химические реакции - это реакции, которые протекают в одном направлении () и протекают до конца, то есть до полного израсходования одного из исходных реагирующих веществ.
Пример:
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Эта реакция протекает или до полного израсходования цинка (Zn), или до полного израсходования соляной кислоты (HCl).
Обратимые химические реакции - это реакции, которые одновременно протекают и в прямом, и в обратном направлениях (Размещено на http://allbest.ru
).
Обратимые реакции протекают не до конца и ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимая реакция заканчивается установлением химического равновесия.
Примеры обратимых реакций:
Признаки необратимости химической реакции:
Образование нерастворимого осадка:
AgNO3 + KCl AgCl + KNO3;
Выделение газа:
Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
Образование слабого электролита (H2O и др.):
KOH + HCl KCl + H2O;
Образование прочных комплексов:
AgNO3 + 2NH3 Ag(NH3)2NO3;
Выделение большого количества тепла:
2Mg + O2 2MgO + Q
(где Q - очень большое количество тепла).
Рассмотрим гомогенную обратимую реакцию:
На рисунке показано изменение скорости прямой реакции и обратной реакции с течением времени обратимой реакции.
В начальный момент времени при смешении в сосуде исходных веществ (H2 и I2) скорость прямой реакции определяется начальными концентрациями этих веществ и будет большой, а скорость обратной реакции (хобр.) равна нулю, так как концентрация продукта реакции HI в начальный момент времени равна нулю.
По мере протекания прямой реакции исходные вещества H2 и I2 расходуются и поэтому их концентрации уменьшаются, в результате этого уменьшается и скорость прямой реакции (хпр.).
По мере протекания прямой реакции в сосуде образуется продукт реакции HI, концентрация которого с течением времени увеличивается, поэтому и скорость обратной реакции (хобр.) тоже увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными (в момент времени tравн.), наступает (устанавливается) химическое равновесие между водородом Н2, йодом I2 и йодоводородом HI, то есть число образуемых и распавшихся молекул HI в единицу времени становятся одинаковыми, поэтому концентрации Н2, I2 и HI с течением времени не изменяются, то есть постоянны во времени.
По закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций выражаются следующим образом:
При наступлении химического равновесия хпр. = хобр., откуда получаем
или
Так как константы скорости kпр и kобр при данной температуре постоянны, то и их отношение kпр/kобр тоже будет постоянной величиной и называется константой химического равновесия данной реакции (обозначается большой буквой К).
Таким образом,
Для гомогенной обратимой реакции в общем виде:
константа равновесия будет равна:
или
закон химического равновесия или закон действующих масс для обратимой реакции.
Таким образом, константа химического равновесия обратимой реакции равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ (при этом концентрации веществ берутся в степенях, равных коэффициентам в уравнении обратимой реакции).
Константа равновесия (К) характеризует степень протекания прямой и обратной реакций, а также выход продуктов реакции, и показывает, куда смещено химическое равновесие (влево или вправо).
Если К намного больше единицы (например, 103), то равновесие смещено вправо () и выход продуктов реакции (веществ D и E) будет большим.
И, наоборот, если константа равновесия намного меньше единицы (например, 10-3), то равновесие смещено влево в сторону исходных веществ (), поэтому выход продуктов реакции будет мал.
Константа равновесия (К) зависит:
от природы реагирующих веществ;
от температуры.
Константа равновесия (К) не зависит:
от концентрации веществ;
от присутствия катализатора.
Константы равновесия можно выражать через концентрации (обозначается Кс), через давления (обозначается Кр) и через активности (обозначается Ка).
Если обратимая реакция протекает в растворе, то константу равновесия этой реакции выражаем через равновесные концентрации веществ, то есть
(см. выше)
Если протекает обратимая реакция:
причем все вещества (A, B, D и E) находятся в газообразном состоянии, то константу равновесия можно выразить через парциальные давления газов:
где рD, pE, pA и pB - равновесные парциальные давления газообразных веществ D, E, A и B соответственно.
Для неидеальных газов (когда парциальные давления газов велики) и растворов высоких концентраций (когда концентрации с веществ большие) константу равновесия обратимых реакций выражают через активные концентрации веществ:
где а - активность или активная концентрация вещества, которая равна:
а = fc,
где с - истинная концентрация вещества,
f - коэффициент активности.
Если рассмотрим гетерогенную обратимую реакцию, например:
то константа равновесия будет в этом случае равна:
Концентрация твердого углерода С(тв) будет практически постоянной величиной и поэтому не входит в выражение константы равновесия.
Примеры:
По численному значению константы равновесия реакции можно сказать, куда сдвинуто равновесие обратимой реакции, то есть указать преобладающее (преимущественное) направление реакции (в прямом или обратном направлениях).
О направлении реакции можно сказать и по изменению энергии Гиббса G. Поэтому G и константа равновесия связаны между собой соотношением:
G = -RTlnKр,
где G - стандартное изменение энергии Гиббса реакции;
Т - абсолютная температура в градусах Кельвина;
R - газовая постоянная (8,314 Дж/мольК).
Из уравнения следует, что если G0 (то есть имеет отрицательное значение), то Кр1 и это означает, что реакция протекает преимущественно в прямом направлении ().
Если же G0, то Кр1 и в этом случае реакция преимущественно протекает в обратном направлении ().
2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
Состояние химического равновесия при данных неизменных внешних условиях сохраняется длительное время.
При изменении внешних условий (изменение температуры, давления или концентрации реагирующих веществ) состояние химического равновесия нарушается и происходит смещение химического равновесия или вправо (), то есть в сторону прямой реакции; или влево (), то есть в сторону исходных веществ.
Смещение химического равновесия при изменении внешних условий подчиняется принципу Ле-Шателье, который гласит:
если изменить внешние условия (изменить температуру, давление или концентрации веществ, то химическое равновесие обратимой реакции смещается в том направлении, чтобы уменьшить внешнее воздействие.
1) при повышении температуры (нагревании) равновесие обратимой реакции смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры (охлаждении) равновесие обратимой реакции смещается в сторону экзотермической реакции.
Например, при нагревании равновесие обратимой реакции
смещается влево (), а при охлаждении - вправо ().
2) при повышении давления равновесие обратимой реакции смещается в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, а при уменьшении давления в сторону увеличения числа молей газообразных веществ.
Например, при повышении давления равновесие обратимой реакции:
смещается вправо (), а при понижении давления влево ().
3) при увеличении концентрации какого-либо вещества (путем его добавления) равновесие обратимой реакции смещается в сторону реакции, по которой это вещество реагирует, то есть расходуется. При уменьшении концентрации какого-либо вещества равновесие обратимой реакции смещается в сторону реакции, по которой это вещество образуется.
Например, для обратимой реакции:
увеличение концентрации исходных веществ (H2 или N2) будет смещать равновесие вправо (), а при уменьшении концентрации этих веществ влево ().
При увеличении концентрации продукта реакции (NH3) равновесие смещается влево (), а при уменьшении концентрации NH3 вправо ().
3. Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора
Для изменения скорости реакций используют катализаторы.
Катализатор это вещество, которое изменяет (увеличивает или уменьшает) скорость реакции, участвуя в ней, но остающееся после реакции в неизменном состоянии и количестве.
Катализатор считается положительным, если он увеличивает скорость реакции, и отрицательным, если катализатор уменьшает скорость реакции. В качестве катализатора могут быть металлы, оксиды, основания, кислоты, соли, стенки реакционного сосуда и т.д.
В случае гомогенного катализа реагирующие вещества и катализатор образуют одну фазу (газ или раствор), при этом катализатор равномерно распределен в реакционном объеме.
Например, пары воды (катализатор) ускоряют реакцию окисления СО:
2СО + О2 2СО2
химический равновесие катализатор
В случае гетерогенного катализа катализатор и реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях. Например
С2Н4(г) + Н2 С2Н6(г).
В этом случае реакция протекает на поверхности твердого катализатора (никеля). Рассмотрим реакцию
А + В АВ (без катализатора).
В присутствии катализатора (К) реакция идет по другому: в этом случае катализатор сначала реагирует с исходным веществом А (или с веществом В), образуя с ним промежуточное реакционноспособное соединение АК, которое, взаимодействуя с другим исходным веществом В, образует продукт реакции АВ, выделяя при этом катализатор в прежнем виде:
А + К АК
АК + В АВ + К
Складывая эти два уравнения, получаем А + В АВ, то есть катализатор выделяется в свободном виде и в неизменном количестве.
В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он уменьшает энергию активации реакции. Так как энергия активации понижается, то некоторые неактивные молекулы, энергия которых была недостаточна для химического взаимодействия, теперь становятся активными, поэтому скорость реакции увеличивается.
Следует отметить, что катализатор не смещает химическое равновесие обратимой реакции, так как в одинаковой степени увеличивает скорость как прямой, так и обратной реакций, поэтому состояние химического равновесия не нарушается и выход продуктов реакции не изменяется. Катализатор лишь ускоряет наступление химического равновесия.
Размещено на Allbest.ru
Подобные документы
Рассчет сродства соединений железа к кислороду воздуха при определееной константе равновесия реакции. Определение колличества разложившегося вещества при нагревании. Вычисление константы равновесия реакции CO+0,5O2=CO2 по стандартной энергии Гиббса.
тест [115,4 K], добавлен 01.03.2008Гомогенная и гетерогенная реакции. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Применение принципа Ле-Шателье на примере обратимой химической реакции. Молярная концентрация эквивалента, ее определение. Математическое выражение второго закона Рауля.
контрольная работа [420,4 K], добавлен 26.07.2012Характеристика химического равновесия в растворах и гомогенных системах. Анализ зависимости константы равновесия от температуры и природы реагирующих веществ. Описания процесса синтеза аммиака. Фазовая диаграмма воды. Исследование принципа Ле Шателье.
презентация [4,2 M], добавлен 23.11.2014Определение константы равновесия реакции. Вычисление энергии активации реакции. Осмотическое давление раствора. Схема гальванического элемента. Вычисление молярной концентрации эквивалента вещества. Определение энергии активации химической реакции.
контрольная работа [21,8 K], добавлен 25.02.2014Предмет термохимии, изучение тепловых эффектов химических реакций. Типы процессов химической кинетики и катализа. Энтальпия (тепловой эффект) реакции. Скорость реакции, закон действующих масс. Константа химического равновесия, влияние катализатора.
презентация [2,2 M], добавлен 19.10.2014Гомогенные и гетерогенные реакции: мрамора с соляной кислотой. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа. Катализатор нейтрализации выхлопных газов автомобиля. Три признака химического равновесия.
презентация [304,0 K], добавлен 27.04.2013Факторы, влияющие на скорость реакции: концентрация реагирующих веществ или давление, природа реагирующих веществ, температура процесса и наличие катализатора. Пример гомогенных и гетерогенных реакций. Принцип Ле Шателье. Распределение молекул по энергии.
лекция [144,0 K], добавлен 22.04.2013Вещество или смесь веществ в определённом ограниченном объёме называют химической системой, а отдельные образующие данную систему вещества носят название её компонентов. Закон действующих масс. Действительная молекулярность реакции. Энергия активации.
доклад [22,4 K], добавлен 17.07.2008Протекание химической реакции в газовой среде. Значение термодинамической константы равновесия. Расчет теплового эффекта; ЭДС гальванического элемента. Определение массы йода; состава равновесных фаз. Адсорбция растворенного органического вещества.
контрольная работа [747,3 K], добавлен 10.09.2013Понятие химического анализа. Теоретические основы количественного химического анализа. Требования к химическим реакциям. Понятие и суть эквивалента вещества. Понятие химического равновесия и законы действующих масс. Константы равновесия реакций и их суть.
реферат [36,0 K], добавлен 23.01.2009
