На головну

хімічна рівновага

  1. Біохімічне дослідження крові.
  2. Взаємодія попиту і пропозиції. ринкова рівновага
  3. Взаємодія попиту і пропозиції. ринкова рівновага
  4. Види сорбції; адсорбційна рівновага
  5. Вплив держави на ринкову рівновагу і ринкову ціну
  6. Вплив податків на ринкову рівновагу
  7. ВПЛИВ ЗАГАЛЬНОГО ІОНА І протівоіона НА РІВНОВАГА

Всі хімічні реакції можна розбити на дві групи: необоротні та оборотні реакції. Необоротні реакції протікають до кінця - до повного витрачання одного з реагуючих речовин. Оборотні реакції протікають не до кінця: при оборотної реакції жодне з реагуючих речовин не витрачається повністю. Це відмінність пов'язана з тим, що необоротна реакція може протікати тільки в одному напрямку. Оборотна ж реакція може протікати як в прямому, так і в зворотному напрямках.

Розглянемо два приклади.

Взаємодія між цинком і концентрованою азотною кислотою протікає відповідно до рівняння:

Zn + 4HNO3 = Zn (NO3)2 + 2NО2^ + 2H2O

При достатній кількості азотної кислоти реакція закінчиться тільки тоді, коли весь цинк розчиниться. Крім того, якщо спробувати провести ту реакцію і в зворотному напрямку - пропускати доксід азоту через розчин нітрату цинку, то металевого цинку і азотної кислоти не вийде - дана реакція не може протікати в зворотному напрямку. Таким чином, взаємодія цинку з азотною кислотою - необоротна реакція.

Синтез аміаку протікає відповідно до рівняння:

N2 + 3H2 -2NH3

Якщо змішати один моль азоту з трьома молями водню, здійснити в системі умови, що сприяють протіканню реакції, і після закінчення достатнього часу провести аналіз газової суміші, то результати аналізу покажуть, що в системі буде присутній не тільки продукт реакції (аміак), а й вихідні речовини (азот і водень). Якщо тепер в ті ж умови як вихідної речовини помістити НЕ азото-водневу суміш, а аміак, то можна буде виявити, що частина аміаку розкладеться на азот і водень, причому кінцеве співвідношення між кількостями всіх трьох речовин буде таке ж, як в тому випадку , коли виходили з суміші азоту з воднем. Таким чином, синтез аміаку - оборотна реакція.

У рівняннях оборотних реакцій замість знака рівності можна ставити стрілки; вони символізують протікання реакції як в прямому, так і зворотному напрямках.

На малюнку 20 показано зміна швидкостей прямої і зворотної реакцій з плином часу. Спочатку, при змішуванні вихідних речовин, швидкість прямої реакції велика, а швидкість зворотної реакції дорівнює нулю,

Малюнок 20 - Зміна швидкості прямої (v1) І зворотної (v2) Реакцій з плином часу (t).

У міру протікання реакції вихідні речовини витрачаються і їх концентрації падають. В результаті цього зменшується швидкість прямої реакції. Одночасно з'являються продукти реакції, і їх концентрація зростає. Внаслідок цього починає йти зворотна реакція, причому її швидкість поступово збільшується. Коли швидкості прямої і зворотної реакцій стають однаковими, настає хімічна рівновага. Так, в останньому прикладі встановлюється рівновага між азотом, воднем і аміаком.

Хімічна рівновага називають динамічним (рухомим) рівновагою. Цим підкреслюється, що при рівновазі протікають і пряма, і зворотна реакції, але їх швидкості однакові, внаслідок чого змін в системі не помітно.

Кількісною характеристикою хімічного рівноваги служить величина, яка називається константою хімічної рівноваги. Розглянемо її на прикладі реакції синтезу йодо-водню:

Н2 + I2 -2HI

Відповідно до закону дії мас, швидкості прямої (V1) І зворотного (V2) Реакцій виражаються рівняннями:

При рівновазі швидкості прямої і зворотної реакцій рівні один одному, звідки:

або

Ставлення констант швидкості прямої і зворотної реакцій теж є константу. Вона називається константою рівноваги даної реакції (К):

k t / k2 = K

отже:

Таким чином, при постійній температурі константа рівноваги оборотної реакції являє собою постійну величину, яка показує те співвідношення між концентраціями продуктів реакції (чисельник) і вихідних речовин (знаменник), яке встановлюється при рівновазі.

Рівняння константи рівноваги показує, що в умовах рівноваги концентрації всіх речовин, що беруть участь в реакції, пов'язані між собою. Зміна концентрації будь-якого з цих речовин тягне за собою зміни концентрацій всіх інших речовин; в результаті встановлюються нові концентрації, але співвідношення між ними відповідає константі рівноваги.

Чисельне значення константи рівноваги в першому наближенні характеризує вихід * даної реакції. Наприклад, при К > I вихід реакції великий, т. Е. При рівновазі концентрації продуктів реакції багато більше концентрацій вихідних

__________________________________

*виходом реакції називається відношення кількості одержуваного речовини до того його кількості, яке вийшло б при протіканні реакції до кінця.

речовин, а це і означає, що вихід реакції великий. При К <1 (з аналогічної причини) вихід реакції малий.

У разі гетерогенних реакцій в вираз константи рівноваги, так само як і в вираз закону дії мас, входять концентрації тільки тих речовин, які знаходяться в газовій або рідкій фазі. Наприклад, для реакції

СО2 + С = 2СО

константа рівноваги має вигляд:

Величина константи рівноваги залежить від природи реагуючих речовин і від температури. Від присутності каталізатора вона не залежить. Як уже сказано, константа рівноваги дорівнює відношенню констант швидкості прямої і зворотної реакції. Оскільки каталізатор змінює енергію активації і прямий, і зворотної реакцій на одну і ту ж величину, то на ставлення констант їх швидкості він не впливає. Тому каталізатор не впливає на величину константи рівноваги і, отже, не може ні збільшити, ні зменшити вихід реакції. Він може лише прискорити або уповільнити настання рівноваги.

Зміщення хімічної рівноваги.. Якщо система знаходиться в стані рівноваги, то вона буде перебувати в ньому до тих пір, поки зовнішні умови зберігаються постійними. Якщо ж умови зміняться, то система вийде з рівноваги - швидкості прямого і зворотного процесів зміняться неоднаково - буде протікати реакція. Найбільше значення мають випадки порушення рівноваги внаслідок зміни концентрації будь-якого з речовин, що беруть участь в рівновазі, тиску або температури.

Розглянемо кожен з цих випадків.

Нехай водень, йодоводород і пари йоду знаходяться в рівновазі один з одним за певних значеннях температури і тиску. Введемо в систему додатково деяка кількість водню. Відповідно до закону дії мас, збільшення концентрації водню спричинить за собою збільшення швидкості прямої реакції - реакції синтезу HI, тоді як швидкість зворотної реакції не зміниться. У прямому напрямку реакція буде тепер протікати швидше, ніж в зворотному. В результаті цього концентрації водню і парів йоду будуть зменшуватися, що потягне за собою уповільнення прямої реакції, а концентрація HI буде зростати, що викличе прискорення зворотної реакції. Через деякий час швидкості прямої і зворотної реакцій знову сравняются- встановиться нова рівновага. Але при цьому концентрація HI буде тепер вище, ніж вона була до додавання Н2, А концентрація I2 - Нижче.

Процес зміни концентрацій, викликаний порушенням рівноваги, називається зміщенням або зрушенням рівноваги. Якщо при цьому відбувається збільшення концентрацій речовин, що стоять в правій частині рівняння (і, звичайно, одночасно зменшення концентрацій речовин, що стоять зліва), то говорять, що рівновага зміщується вправо, т. Е. В напрямку течії прямої реакції; при зворотному зміні концентрацій говорять про зміщення рівноваги вліво - в напрямку зворотної реакції. У розглянутому прикладі рівновага змістилася вправо. При цьому речовина (Н2), Збільшення концентрації якого викликало порушення рівноваги, вступило в реакцію - його концентрація знизилася.

Таким чином, при збільшенні концентрації будь-якого з речовин, що беруть участь в рівновазі, рівновага зміщується в бік витрати цієї речовини; при зменшенні концентрації будь-якого з речовин рівновага зміщується в бік утворення цієї речовини.

Коли в реакції беруть участь гази, рівновага може порушитися при зміні обсягу системи (шляхом збільшення або зменшення тиску). Розглянемо вплив тиску на реакцію між оксидом (II) азоту і киснем:

2NO + O2 -2NO2

Нехай суміш газів NO, O2 і NО2 знаходиться в хімічному рівновазі при певних температурі і тиску. Не зраджуючи температури, збільшимо тиск так, щоб обсяг системи зменшився в 2 рази. Тоді момент парціальні тиску і концентрації всіх газів зростуть удвічі, але при цьому зміниться співвідношення між швидкостями прямої і зворотної реакцій - рівновага порушиться.

Справді, до збільшення тиску концентрації газів мали рівноважні значення концентрацій NO, O2 і NO, а швидкості прямої і зворотної реакцій були однакові і визначалися рівняннями:

У перший момент після стиснення концентрації газів збільшаться вдвічі при цьому швидкості прямої і зворотної реакцій будуть визначатися рівняннями:

Таким чином, в результаті збільшення тиску в 2 рази швидкість прямої реакції зросла в 8 разів, а зворотної - в 4 рази. Рівновага всистемі порушиться - пряма реакція буде переважати над зворотною. Після того як швидкості зрівняються, знову встановиться рівновага, але кількість NО2 в системі зросте - рівновага зміститься вправо.

Неважко бачити, що різний зміна швидкостей прямої і зворотної реакцій пов'язано з тим, що в лівій і в правій частинах рівняння розглянутої реакції різна кількість молекул газів: одна молекула кисню і дві молекули ооксіда азоту (II) всього три молекули газів) перетворюються в дві молекули газу - діоксиду азоту. Тиск газу є результат ударів його молекул об стінки судини; при інших рівних умовах тиск газу тим вище, чим більше молекул укладено в даному обсязі газу. Тому реакція, що протікає зі збільшенням числа молекул газів, призводить до зростання тиску, а реакція, що протікає зі зменшенням числа молекул газів, - до його зниження. Пам'ятаючи про це, висновок про вплив тиску на хімічну рівновагу можна сформулювати так:

при збільшенні тиску шляхом стиснення системи рівновагу зсувається в бік зменшення числа молекул газів, т. е. у бік пониження тиску; при зменшенні тиску рівновагу зсувається в бік зростання числа молекул газів, т. е. в бік збільшення тиску.

У тому випадку, коли реакція протікає без зміни числа молекул газів, рівновага не порушується при стисканні або при розширенні системи. Наприклад, в системі:

Н2 + I2 - 2HI

рівновага не порушується при зміні обсягу; вихід HI не залежить від тиску.

Рівновага переважної більшості хімічних реакцій зсувається при зміні температури. Фактором, який визначає напрямок зсуву рівноваги, є при цьому знак теплового ефекту реакції. Можна показати, що при підвищенні температури рівновага зміщується в напрямку ендотермічної, а при зниженні - в напрямку екзотермічної реакції.

Так, синтез аміаку є екзотермічну реакцію:

N2 + 3Н2 -2NH3 + 92,4 кДж

Тому при підвищенні температури рівновага в системі Н2-N2-NН3 зсувається вліво - в сторону розкладання аміаку, так як цей процес йде з поглинанням теплоти.

Навпаки, синтез оксиду азоту (II) являє собою ендотермічну реакцію:

N2 + Про2= 2NО - 180,5 кДж

Тому при підвищенні температури рівновага в системі N22-NО Зсувається вправо - в бік утворення NО.

Закономірності, які проявляються в розглянутих прикладах порушення хімічної рівноваги, представляють собою окремі випадки загального принципу, що визначає вплив різних чинників на рівноважні системи. Цей принцип, відомий під назвою принципу Ле Шательє, В застосуванні до хімічних рівноваг можна сформулювати так:

Якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, зробити який-небудь вплив, то в результаті протікають в ній процесів рівновагу зміститься в такому напрямку, що вчинила вплив зменшиться.

 Дійсно, при введенні в систему одного з речовин, що беруть участь в реакції, рівновага зміщується в бік витрати цієї речовини. При підвищенні тиску воно зміщується так, що тиск в системі знижується; при підвищенні температури рівновага зміщується в бік ендотермічної реакції - температура в системі падає.

Принцип Ле Шательє поширюється не тільки на хімічні, а й на різні фізико-хімічні рівноваги. Зсув рівноваги при зміні умов таких процесів, як кипіння, кристалізація, розчинення, відбувається відповідно до принципу Ле Шательє.

 



Попередня   17   18   19   20   21   22   23   24   25   26   27   28   29   30   31   32   Наступна

Періодична система елементів Д. І. Менделєєва і зміна їх властивостей | Природа з умови утворення хімічного зв'язку | іонна зв'язок | металева зв'язок | Окислювально-відновні реакції | Типи взаємодії молекул | комплексні сполуки | Властивості речовин в різних станах | Енергетика хімічних процесів | основи термохіміі |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати