Химическое равновесие
Сущность и общая характеристика химического равновесия, причины и условия возникновения данного явления, предъявляемые к нему требования. Закон действующих масс для равновесий. Принцип Ле Шателье: общий смысл. Концентрационные возмущения системы.
| Рубрика | Химия |
| Вид | лекция |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 13.07.2013 |
| Размер файла | 168,9 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.
1
Размещено на http://www.allbest.ru/
Размещено на http://www.allbest.ru/
Химическое равновесие
1. Предварительные замечания
1. О химическом равновесии можно говорить при выполнении двух условий.
а) Во-первых, реакция является химически обратимой, т. е., в зависимости от условий, способна протекать и в прямую, и в обратную сторону.
б) Во-вторых, реакция находится в состоянии термодинамического равновесия: при имеющихся условиях не протекает фактически ни в одну сторону, но при малейшем воздействии может быть сдвинута в любую сторону.
2. Для иллюстрации второго условия возьмем, например, сахарозу.
а) В сухом виде она может храниться достаточно долго, хотя не исключена возможность такой реакции, как окисление сахарозы кислородом воздуха до CO2 и H2O.
Можно ли назвать стабильное состояние сухой сахарозы химическим равновесием?
Очевидно, нет, поскольку незначительное изменение параметров системы вовсе не заставит идти окисление сахарозы ни в прямую, ни тем более в обратную сторону.
б) Таким образом, далеко не всякое отсутствие видимой реакции (следующее из условия термодинамической обратимости) свидетельствует о наличии химического равновесия.
2. Закон действующих масс для равновесий
Химическое равновесие характеризуется важным свойством, которое обозначается как закон действующих масс (для равновесий).
1. Выпишем соотношение (4.35):
Стандартная энергия Гиббса реакции - величина, не зависящая от концентраций участников (по той причине, что ее определяют всегда для одних и тех же - одномолярных - концентраций).
Следовательно, постоянна и константа равновесия Kp, что можно записать следующим образом:
Символ - это произведение равновесных концентраций соответствующих веществ (продуктов либо реагентов), взятых в стехиометрических степенях.
2. Постоянство Kp значит, что независимо от исходных концентраций участников обратимой реакции (и реагентов, и продуктов), если реакция приходит к равновесному состоянию, отношение произведения конечных концентраций продуктов и реагентов оказывается всегда одним и тем же.
Это и есть закон действующих масс для равновесий. Часто его формулируют следующим образом: отношение равновесных концентраций продуктов и субстратов (где концентрации взяты в соответствующих стехиометрических степенях) не зависит от исходных концентраций участников.
В предыдущих курсах химии этот закон упоминался. Но сейчас мы пришли к нему термодинамическим путем - исходя из уравнения изотермы химической реакции.
3. Закон Гесса для констант равновесия
Константы равновесия подчиняются еще одному важному закону, и эта зависимость тоже легко выводится на основе предыдущих соотношений. Речь идет о сложных процессах.
1. В п. 2.1 сформулирован закон Гесса для теплот, а по существу - для энтальпий: теплота ДH суммарного превращения равна сумме теплот промежуточных стадий. Для теплот это утверждение справедливо при постоянном давлении или объеме, а для энтальпии - как функции состояния - при любых условиях.
2. а) Естественно, то же можно сказать и о такой функции состояния, как энергия Гиббса.
Энергия Гиббса сложного процесса есть сумма энергии Гиббса составных частей, на которые разбивается процесс, причем независимо от способа разбиения.
б) Это свойство энергии Гиббса использовалось нами неоднократно - например, когда, по аналогии с энтальпией, мы составили формулы расчета через или участников реакции (4.40, а-б).
в) Из того же свойства ДGрц следует соотношение и для констант равновесия.
3. а) Пусть имеется совокупность реакций, показанных на рис. 5.1, т. е. вещество А может превратиться в вещество В двумя способами, причем в обоих случаях устанавливается равновесие.
б) Тогда, по закону Гесса для энергии Гиббса, записываем равенство:
в) При помощи соотношения (4.35) переписываем равенство следующим образом:
1
Размещено на http://www.allbest.ru/
Размещено на http://www.allbest.ru/
г) Отсюда
Таким образом, для альтернативных путей одинаковы произведения констант равновесия.
Это и есть закон Гесса для констант равновесия.
4. Принцип Ле Шателье: общий смысл
1. Уточним, как происходит отклонение химической системы от состояния равновесия. Пусть реакция (т. е. система участников реакции) находится в равновесии. Ее можно отклонить от равновесия тремя основными способами:
а) изменить концентрации одного или нескольких участников,
б) изменить общее давление (для системы газов),
в) изменить энергию системы - например, путем изменения температуры.
2. Ответ системы на такое возмущение описывается принципом Ле Шателье: если система, находящаяся в равновесии, подвергается внешнему воздействию, то в ней происходят такие изменения, которые ослабляют результат внешнего воздействия.
Вот как реализуется это для каждого из трех вышеперечисленных воздействий.
5. Концентрационные возмущения системы
химический шателье равновесие концентрационный
1. Влияние концентраций представлено на рис. 5.2, на котором показано, в какую сторону сдвигается реакция при четырех возможных вариантах возмущающих воздействий.
2. а) Рассмотрим один из них - например, повышение концентраций реагентов. В этом случае снижается величина
где фигурируют уже действительные (не обязательно равновесные) концентрации веществ. Поэтому получается, что
В итоге самопроизвольно осуществляется прямое направление реакции.
б) Однако это (при незафиксированности концентраций) ведет к понижению концентраций реагентов и к повышению концентраций продуктов, что на Пс и ДGрц оказывает влияние, противоположное исходному. Это и есть принцип Ле Шателье.
в) В конечном счете, Пс повысится до величины Kp, т. е. система перейдет в новое состояние равновесия, где равновесные концентрации участников будут отличаться от концентраций в первоначальном состоянии равновесия.
Отношение этих концентраций, в соответствии с законом действующих масс для равновесий, вновь равно прежней величине Kp. Таким образом, под влиянием концентрационных воздействий равновесие реакции не сдвигается. Это следует отметить особо, поскольку часто при формулировании принципа Ле Шателье говорят о сдвиге равновесия («равновесие процесса сдвигается в такую сторону, что…»), а это в данном случае неверно.
Размещено на Allbest.ru
...Подобные документы
Характеристика 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 23.11.2014Гомогенные 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 27.04.2013Понятие 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 23.01.2009Вещество 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 17.07.2008Предмет и задачи аналитической химии. Способы выражения состава раствора. Закон действующих масс. Химическое и гомогенное равновесие. Аналитические операции и реакции. Качественный анализ катионов и анионов. Оценка достоверности аналитических данных.
методичка [21,1 K], добавлен 09.04.2009Гомогенная 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. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры, величины поверхности реагирующих веществ. Влияние концентрации реагирующих веществ и температуры на состояние равновесия.
лабораторная работа [282,5 K], добавлен 08.10.2013Предмет 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 19.10.2014Рассчет 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 01.03.2008Изменение энтропии в химических и фазовых переходах. Простые и сложные вещества. Скорость химической реакции. Смещение химического равновесия, принцип Ле Шателье. Модель атома Томсона. Классификация элементарных частиц. Двойственная природа электрона.
шпаргалка [364,1 K], добавлен 12.01.2012Понятия химической кинетики. Элементарный акт химического процесса. Законы, постулаты и принципы. Закон сохранения энергии. Принцип микроскопической обратимости, детального равновесия, независимости химических реакций. Закон (уравнение) Аррениуса.
реферат [74,3 K], добавлен 27.01.2009Анализ истории и причин возникновения кинетических теорий, их место в философских проблемах химии. Представление о свободной энергии Гиббса. Изучение закона действующих масс, методов термодинамики, теории активных соударений. Концептуальная система химии.
реферат [70,8 K], добавлен 19.03.2015Скорость и стадии гетерогенной реакции. Принцип действия ферментов. Химическое равновесие, обратимость химических реакций. Растворы и их природа. Электролитическая диссоциация. Возникновение электродного потенциала. Гальванические элементы и электролиз.
методичка [1,8 M], добавлен 26.12.2012Факторы, 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 22.04.2013Понятие и сравнительная характеристика гомогенной и гетерогенной системы. Фаза как гомогенная часть равновесной гетерогенной системы. Закон действия масс. Три условия теории соударений. Каталитические реакции, их значение в человеческом организме.
презентация [57,3 K], добавлен 17.04.2014Зависимость химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре. Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Влияние концентрации исходных веществ и продуктов реакции на химическое равновесие в гомогенной системе.
контрольная работа [43,3 K], добавлен 04.04.2009Основные понятия и законы химической термодинамики. Основы термохимических расчётов. Закон Гесса, следствия из него и значение. Расчёты изменения термодинамических функций химических реакций. Сущность химического равновесия, его константа и смещение.
реферат [35,3 K], добавлен 14.11.2009Задачи и методы качественного и количественного анализа. Аналитическая система катионов. Закон действующих масс. Теория электролитической диссоциации. Окислительно-восстановительные реакции. Характеристика комплексных соединений. Буферные растворы.
курс лекций [618,3 K], добавлен 15.12.2011Влияние температуры на скорость химических процессов, ее зависимость от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс. Давление пара над растворами. Первый закон Рауля. Зависимость адсорбции от свойств твердой поверхности. Виды пищевых пен.
контрольная работа [369,4 K], добавлен 12.05.2011Смещение химического равновесия как процесс, возникающий в равновесной системе в результате воздействия. Межмолекулярные взаимодействия между растворителем и веществом с образованием сольватов. Молярная концентрация вещества в насыщенном растворе.
презентация [1,5 M], добавлен 19.03.2014
