Головна

хімічна рівновага

  1. I. ХІМІЧНА РІВНОВАГА
  2. II. Ринкова рівновага.
  3. III.2. Рівновага вертикальної диференціації
  4. Аналіз ринку. Попит і пропозиція. ринкова рівновага
  5. Взаємодія попиту і пропозиції. Ринкова рівновага.
  6. ВПЛИВ НА РИНКОВЕ РІВНОВАГУ індивідуальній ПОДАТКУ

Хімічні реакції полягають у взаємодії реагентів з утворенням продуктів реакції. Не слід, однак, вважати, що напрямок хімічної реакції тільки одне. Насправді, хімічні реакції протікають і в прямому, і в зворотному напрямках.

Всі хімічні реакції, в принципі, оборотні.Це означає, що в реакційній суміші протікає як взаємодія реагентів, так і взаємодію продуктів. У цьому сенсі відмінність між реагентами і продуктами умовне. Напрямок протікання хімічної реакції визначається умовами її проведення (температурою, тиском, концентрацією речовин).

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

оборотні реакції - Хімічні реакції, що протікають одночасно в двох протилежних напрямках.

Малюнок 1.4 - Зміна швидкості прямого і зворотного

хімічної реакції

Оборотна реакція, що протікає в будь-якій системі при постійній температурі:

 (1.11)

характеризується настанням стану хімічного рівноваги. У цьому стані виконується (за визначенням) умова незмінності в часі молярних концентрацій реагентів і продуктів, які називаються рівноважними концентраціями. Хімічна рівновага має динамічний характер: пряма і зворотна реакції при рівновазі не припиняються.

Для оборотної хімічної реакції, що протікає при деякій температурі, встановлюються будь-які, але постійні рівноважні концентрації [А], [В], [З], [D]. Вони не залежать один від одного, а визначаються тільки становищем стану рівноваги.

Відповідно до законом діючих мас стан рівноважної хімічної системи характеризується константою рівноваги, Що представляє собою відношення констант швидкостей прямої (k1) І зворотного (k2) Реакцій.

 , (1.12)

де а = ?а b = ?b c = ?c d = ?d.

Константа рівноваги залежить від температури і природи реагуючих речовин і не залежить від присутності каталізаторів.

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.

Сенс цього рівняння (1.12) можна виразити так: для однієї і тієї ж температури ставлення творів рівноважних концентрацій (в ступенях їх стехіометричних коефіцієнтів) речовин в правій і лівій частинах рівняння хімічної реакції становить постійну величину.

Вираз (1.12) дозволяє розрахувати константу рівноваги K по відомим рівноважним концентраціям всіх речовин гомогенної газофазной реакції, а також для гомогенної реакції в розчині або концентрацію одного з речовин за відомими рівноважним концентраціям інших речовин і константі рівноваги K.

Якщо за умовою задачі відома рівноважна концентрація тільки одного продукту з декількох, то перед розрахунком константи рівноваги K необхідно обчислити незадані рівноважні концентрації продуктів за виразом:

 . (1.13)

для гетерогенних реакцій, В яких при даній температурі серед реагентів і продуктів присутні (крім газів) окремі фази твердих і рідких речовин, рівноважні концентрації твердих і рідких речовин в вираз для константи рівноваги не належать зважаючи на їх сталості в усій області існування даних агрегатних станів цих речовин.

Дійсно, рівноважна концентрація деякого рідкої речовини В або твердої речовини С є ставлення їх щільності (?В або ?С) До молярної маси (МВ або МС):

[B (ж)  , (1.14)

.

Тому концентрації в (ж) і з (т) постійні і не залежать від присутнього кількості цих речовин в реакції.

Для деякої гетерогенної оборотної реакції

 (1.15)

Вираз для константи рівноваги має вигляд

 . (1.16)

якщо значення K велике, то твір [З]с · [D]d багато більше твори [A]a · [B]b, Т. Е. В системі переважає пряме напрямок реакції і рівноважні концентрації продуктів набагато більше, ніж рівноважні концентрації реагентів, а тому вихід продуктів С і D великий.

Аналогічно при дуже малому значенні K переважає зворотний напрямок реакції і вихід продуктів С і D прямої реакції незначний.

при K = 1 переважання прямого і зворотного напрямку реакції відсутній.

У розрахункових задачах цього розділу передбачається, що підхід до стану рівноваги оборотної реакції здійснюється за рахунок її прямого напрямки. У початковий момент реакції, що протікає по реакції (1.11), концентрації газоподібних реагентів мають деякі (будь-які задані) значення и  , А концентрації газоподібних продуктів дорівнюють нулю ( =  = 0).

Якщо в реакції беруть участь рідкі та тверді речовини, то вважається, що вони повністю нелеткі і тому не мають ніякої концентрації в газовій фазі.

При протіканні реакції в прямому напрямку до стану рівноваги відбувається зменшення концентрацій газоподібних реагентів і збільшення концентрацій газоподібних продуктів, які визначаються згідно із законом збереження мас виразами:

для реагентів ? ,

для продуктів ?  (1.17)

Відповідно до стехіометрією реакції (1.11)

 . (1.18)

Ці вирази дозволяють розрахувати рівноважні концентрації речовин за початковими концентраціями реагентів при відомому значенні константи рівноваги KС (і навпаки).

Переклад рівноважної хімічної системи з одного стану рівноваги до іншого називається зміщенням (зрушенням) хімічного рівноваги, Яке здійснюється зміною термодинамічних параметрів системи: температури, концентрації, тиску. При зміщенні рівноваги в прямому напрямку досягається збільшення виходу продуктів, а при зсуві в зворотному напрямку - зменшення ступеня перетворення реагенту. І те, і інше може виявитися корисним в хімічній технології.

Напрямок зсуву хімічної рівноваги визначається принципом Ле Шательє: якщо на систему в стані істинного рівноваги впливати ззовні, змінюючи термодинамічні параметри, то рівновага зміститься в тому напрямку, який послабить ефект зовнішнього впливу.

Для рівноваг між газоподібними речовинами зручно користуватися не молярними концентраціями, а парціальними тисками. Константа рівноваги, виражена через молярні концентрації - Кс, А через парціальні тиску - Кр. Зв'язок між ними:

Кс = Кр(RT)D, (1.19)

де D - різниця числа молей вихідних речовин і кінцевих продуктів.

вплив температури на стан рівноваги різному для ендотермічних (DН°> 0) і екзотермічних (DН° <0) реакцій. Відповідно до принципу Ле Шательє зміна температури зміщує напрямок цих реакцій (показано стрілкою), тим самим зменшуючи ефект зовнішнього впливу на систему. Збільшення температури зміщує положення рівноваги в бік ендотермічної реакції (т. Е. В бік реакції, що протікає з поглинанням теплоти):

Підвищення температури АDB; ?

(Нагрівання) ВDА; ?

Зниження температури АDB; ?

Наприклад, зсув рівноваги в реакції

СО2(Г) + Н2(Г) DСо (г) + Н2про (г); ?Н° = + 41 кДж

При підвищенні температури реакція буде здійснюватися в прямому напрямку, так як реакція ендотермічна, а при зниженні температури - в зворотному напрямку. Цей фактор зміщення рівноваги застосуємо до всіх хімічних систем, незалежно від агрегатного стану реагентів і продуктів.

вплив концентраціїна стан рівноваги обмежена зміною змісту тільки тих речовин, рівноважні концентрації яких входять у вираз для константи рівноваги.

Для гомогенних реакцій (1.11) відповідно до принципу Ле Шательє введення надлишку одного з реагентів викличе зміщення рівноваги в прямому, а введення надлишку одного з продуктів - в зворотному напрямку, тим самим послаблюючи ефект зовнішнього впливу на систему:

надлишок реагенту (А чи В) ( )

надлишок продукту (С або D) ( )

Для гетерогенних реакцій введення додаткової кількості рідкого чи твердого речовини (реагенту або продукту) не впливає на стан рівноваги. Наприклад, для гетерогенної реакції

Cu2O (т) + 2 HCl (г) D 2 CuCl (ж) + H2O (г)

Додавання в систему надлишку хлороводню змістить рівновагу в прямому напрямку, а введення надлишку твердого оксиду міді (I) на стан рівноваги не вплине.

вплив тиску на стан рівноваги проявляється тільки при наявності в системі газів. Відповідно до принципу Ле Шательє збільшення тиску зміщує рівновагу в бік тієї (прямої або зворотної) реакції, яка супроводжується зменшенням об'єму (газоподібних продуктів або реагентів відповідно). А зменшення тиску - в протилежну сторону. Оскільки обсяг газоподібних реагентів і продуктів пропорційний сумі їх стехіометричних коефіцієнтів (позначеної nреаг. і ?nпрод.), То зміна тиску в гомогенних реакціях (1.11) змістить рівновагу в наступному напрямку, тим самим зменшуючи ефект зовнішнього впливу на систему:

збільшення ?nреаг > ?nпрод (>)

тиску ?nреаг nпрод (<)

зменшення ?nреаг > ?nпрод (<)

тиску ?nреаг nпрод (>)

У разі рівного розподілу ?nреаг = ?nпрод зміна тиску не вплине на стан рівноваги. Для гетерогенних реакцій коефіцієнти при формулах рідких і твердих речовин до уваги не беруться.

Каталізатори не впливають на стан рівноваги.

Механізми хімічних реакцій | Досвід 2. Залежність швидкості реакції від температури


УДК 546 (075.5) | Макрушина, Т. і. | Швидкість хімічних реакцій | від концентрації | Залежність швидкості реакції від температури | Кінетика гетерогенних реакцій | Гомогенний і гетерогенний каталіз | Дослід 4. Вплив каталізатора на швидкість реакції | Досвід 6. Вплив температури на стан рівноваги | Приклади РІШЕННЯ ЗАВДАНЬ |

© 2016-2022  um.co.ua - учбові матеріали та реферати