Хімічна рівновага
Теорія хімічної рівноваги, вплив температури на її константу. Фактори, що впливають на зміну хімічної рівноваги. Вплив зміни концентрації речовин на зміщення хімічної рівноваги, тиску на її зміщення, якщо в реакції беруть участь газоподібні речовини.
| Рубрика | Химия |
| Вид | реферат |
| Язык | украинский |
| Дата добавления | 10.04.2018 |
| Размер файла | 217,6 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.
13
Размещено на http://www.allbest.ru/
Зміст
- Вступ
- Розділ 1. Теорія хімічної рівноваги
- Розділ 2. Константа хімічної рівноваги
- Розділ 3. Фактори, що впливають на зміну хімічної рівноваги
- 3.1 Вплив зміни концентрації речовин на зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє
- 3.2 Вплив температури на константу рівноваги
- 3.3 Вплив зміни тиску на зміщення хімічної рівноваги, якщо в реакції беруть участь газоподібні речовини
- Висновок
- Список літератури
Вступ
Хімічна рівновага - стан хімічної системи, в якому можна зупинити протікає одна або кілька хімічний реакцій, причому швидкості в кожній парі пряма - зворотна реакція рівні між собою. Для системи, що знаходиться в хімічному рівновазі, концентрації реагентів, температура та інші параметри системи не змінюються з часом.
Хімічні реакції полягають у взаємодії реагентів з утворенням продуктів реакцію. Не слід, однак, вважати, що напрямок хімічної реакції тільки одне. Насправді, хімічні реакції протікають і в прямому, і в зворотному напрямках:
Реагенти Продукти
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).
Багато реакції мають одне переважний напрямок і для проведення таких реакцій в протилежному напрямку потрібні екстремальні умови. У подібних реакціях відбувається майже повне перетворення реагентів в продукти.
Якщо змішати газоподібні водень і кисень, то взаємодія між ними в звичайних умовах не відбувається. Помітні кількості води (водяної пари) починають дуже повільно утворюватися лише приблизно з 400° С. Подальше нагрівання вихідної суміші настільки прискорює процес з'єднання, що вище 600° С реакція протікає з вибухом, тобто моментально.
Таким чином, швидкість реакції утворення води з елементів сильно залежить від зовнішніх умов. Для можливості кількісного вивчення цієї залежності необхідно перш за все уточнити самі одиниці виміру. Швидкість хімічної реакції характеризується зміною концентрації реагуючих речовин (або продуктів реакції) за одиницю часу. Концентрацію найчастіше висловлюють числом молей в літрі, час - секундами, хвилинами і т.д., В залежності від швидкості даної реакції.
При вивченні будь-якого об'єкта ми завжди так чи інакше відокремлюємо його від навколишнього простору. Речовина або суміш речовин в певному обмеженому обсязі (наприклад, в обсязі судини) називають хімічною системою, а окремі утворюють дану систему речовини носять назву її компонентів. Далі передбачається, що розглянута система являє собою газ або розчин.
Молекули тієї чи іншої системи можуть взаємодіяти лише при зіткненнях. Чим частіше вони будуть відбуватися, тим швидше піде реакція. Але число зіткнень в першу чергу залежить від концентрацій реагуючих речовин: чим вони значніше, тим більше і зіткнень.
Розділ 1. Теорія хімічної рівноваги
Всі хімічні процеси діляться на два типи: оборотні та необоротні. Оборотні реакції в одних і тих же умовах йдуть в двох протилежних напрямках (-), а незворотні - в одному (>). До необоротних відносяться реакції, що супроводжуються виділенням газу, утворенням осаду, або малодиссоциирующие речовин (наприклад, води), стійких комплексів, а також дуже великим виділенням тепла. Більшість реакцій є оборотними. Наприклад:
H2 (г) + I2 (г) - 2HI (г). (1)
Рис. 1.1 Взаємодія водню з йодом з утворенням йодоводню.
Реакцію, що йде зліва направо (в даному випадку - утворення HI), прийнято вважати прямою, а реакцію, що йде зліва направо (в даному випадку - розкладання HI) - зворотньою.
хімічна рівновага константа
Рис. 1.2 Зворотня реакція.
Реакція суміші еквімолярних кількостей (1:
1) газоподібних водню та йоду при нагріванні в закритій посудині до 356°С йде до тих пір, поки не утвориться 80% тієї кількості йодистого водню, яке повинно утворитися за рівнянням (1). Інші 20% залишаються у вигляді H2 і I2 незалежно від тривалості нагрівання. У перший момент часу швидкість прямої реакції vпр. буде найбільшою, швидкість зворотної Vобр. - дорівнює 0. З плином часу концентрації H2 и I2 зменшуються, концентрація HI збільшується, відбувається зменшення швидкості прямої реакції і збільшення швидкості зворотної реакції. Нарешті, настає момент, коли швидкість прямої і зворотної реакцій стають рівними. З цього часу концентрації всіх речовин перестають змінюватися, швидкість освіти HI дорівнює швидкості його розкладання. Настає хімічну рівновагу. Таким чином, з точки зору хімічної кінетики, хімічна рівновага - це такий стан оборотної реакції, при якому швидкості прямої і зворотної реакції рівні: Vпр = Vобр. [1.161c.]
Концентрації реагуючих речовин, які встановлюються при хімічному рівновазі, називаються рівноважними. Співвідношення між рівноважними концентраціями не залежить від того, які речовини беруть в якості вихідних (наприклад, H2 і I2 або HI), тобто до стану рівноваги можна підійти з обох сторін.
Розділ 2. Константа хімічної рівноваги
Для визначення констант рівноваги використовуються фізичні та хімічні методи. В ході вимірювань рівновагу не повинно порушуватися. Якщо це можливо, концентрації всіх присутніх в системі речовин слід визначати виходячи з одного або двох експериментальних вимірювань. Стежачи за зміною тиску або об'єму в ході реакції, можна розрахувати склад системи в стані рівноваги. Для визначення концентрації одного або декількох компонентів в рівноважної суміші використовують оптичні методи (поглинання і заломлення світла), вимірюють щільність і електропровідність. Можна використовувати також хімічний аналіз, якщо час аналізу досить мало і рівновага не порушується. Рівноважну суміш "заморожують" (видаленням каталізатора, додаванням надлишку одного з реагентів, швидким охолодженням), щоб запобігти зміні її складу в ході аналізу. Щоб переконатися, що константа рівноваги визначена правильно, до рівноваги потрібно наближатися по обидва боки або змінювати концентрації реагентів в широкому діапазоні. При цьому повинні виходити однакові значення констант рівноваги. Іноді для визначення констант рівноваги використовують методи вимірювання в потоці. Газоподібні реагенти пропускають через реактор з каталізатором при високій температурі і швидко аналізують виходять гази. Змінюючи масові швидкості (витрати), визначають константу рівноваги для таких умов, коли при подальшому зменшенні витрати склад вихідних газів не змінюється. [2.50c.]
Виведемо константу рівноваги для оборотних хімічних реакцій (в загальному вигляді)
aA + bB = mM + nN. (2.1.)
Застосуємо закон діючих мас і запишемо вирази швидкості прямої і зворотної реакцій:
· швидкість прямої реакції: (2.2.)
· швидкість зворотної реакції: (2.3.)
· в стані рівноваги: (2.4.)
Переносимо постійні величини (константи швидкості) в ліву частину рівності, а змінні (концентрації) - в праву частину рівності, тобто записуємо це рівність у вигляді пропорції:
(2.5.)
Так як величини k1 і k2 в певних умовах постійні, то і ставлення їх теж буде постійною величиною для даної системи. Її позначають К і називають константою рівноваги.
(2.6.)
У вираз константи входять рівноважні концентрації речовин, взяті в ступенях, рівних коефіцієнтам перед речовиною в рівнянні реакції. Константа рівноваги відображає глибину протікання процесу. Чим більше величина константи рівноваги, тим вище концентрація продуктів реакції в момент рівноваги, тобто тим повніше протікає реакція. Константа рівноваги залежить від природи реагуючих речовин, але незалежить від присутності каталізатора, так як він в рівній мірі прискорює як пряму, так і зворотну реакцію. [3.81c.]
Розділ 3. Фактори, що впливають на зміну хімічної рівноваги
Зміна умов реакції - температури і тиску - викликає зміщення рівноваги, що веде до зміни концентрацій рівноважних речовин.
Константа показує глибину проходження хімічного процесу в прямому напрямку. Якщо значення константи рівноваги К велике, то реакція проходить у бік утворення продуктів, якщо значення константи рівноваги К мале, то - в бік утворення початкових речовин.
Зміна температури завжди веде до зміни стану хімічної рівноваги і, отже, до зміни концентрації рівноважних речовин системи. Концентрації яких речовин водночас збільшаться, а яких зменшаться, залежить від того, є відповідна реакція рівноваги екзотермічною чи ендотермічною. [4.35c.]
3.1 Вплив зміни концентрації речовин на зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє
При зміні рівноважних концентрацій вихідних речовин і продуктів реакції шляхом впливу на систему відбувається зміщення хімічної рівноваги. Якщо збільшуються рівноважні концентрації продуктів реакції, то говорять про зміщення рівноваги вправо. Якщо при зовнішньому впливі збільшуються концентрації вихідних речовин, то говорять про зміщення рівноваги вліво.
Характер зсуву рівноваги можна прогнозувати, застосовуючи принцип французького вченого Ле-Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, виявляється зовнішній вплив, то рівновага зміщується в тому напрямку, який послаблює зовнішній вплив.
Принцип Ле-Шательє випливає з закону діючих мас. Якщо система знаходиться при постійній температурі, то константа рівноваги при зовнішніх впливах залишається постійною. Тому будь-яка зміна рівноважних концентрацій речовин повинно приводити до такої зміни рівноважних концентрацій інших речовин, щоб дотримувалося сталість константи рівноваги.
Розглянемо процес конверсії метану:
CH4 + 2H2O = CO2 + 4H2,
Константа рівноваги цього процесу має вигляд:
Кс = [CO2] [H2] 4/ [CH4] [H2O] 2.
1. Розглянемо, як впливає зміна концентрацій на зміщення рівноваги. При збільшенні концентрації метану СН4 рівновагу системи порушується, йде пряма реакція. Концентрації продуктів реакції СО2 и Н2 збільшуються, а концентрація Н2О зменшується. Процес буде протікати до тих пір, поки не встановиться нова рівновага. Нові рівноважні концентрації компонентів будуть такими, що константа рівноваги не зміниться. Якщо збільшити концентрацію СО2, то за принципом Ле-Шательє рівновага зміститься вліво.
2. Якщо в результаті реакції змінюється число молей газоподібних речовин, то змінюється загальний тиск в системі і відбувається зміщення рівноваги. Відповідно до принципу Ле-Шательє збільшення загального тиску викликає зміщення рівноваги в бік зменшення числа молей газоподібних речовин, тобто в сторону зменшення тиску. Для даної реакції збільшення тиску повинно зміщувати рівновагу вліво (зліва-3 благаючи, праворуч - 5 молей).
3. Зі збільшенням температури рівновага зміщується в бік ендотермічних реакцій, тобто реакцій протікають з поглинанням теплоти, зниження - в сторону екзотермічніреакцій.
Отже, принцип Ле-Шательє дозволяє створювати такі умови протікання реакції, які забезпечують максимальний вихід продуктів реакції. [2.59c.]
3.2 Вплив температури на константу рівноваги
Згідно з принципом Ле-Шательє, при підвищенні температури відбувається зміщення рівноваги в бік ендотермічної реакції, тобто реакції, що йде з поглинанням тепла. При зниженні температури рівновага змішається в напрямку екзотермічної реакції, що йде з виділенням тепла.
Приклад 1. Для екзотермічної оборотної реакції:
2SO2 (г) + O2 (г) - 2SO3 (г); ДH = - 239 кДж/моль
Підвищення температури викличе змішання рівноваги вліво (в сторону розкладання SO3 на SO2 і O2); зниження температури змістить рівновагу вправо (в сторону утворення молекул SO3). Зміна температури відіб'ється на величині константи рівноваги, тому що в залежності від природи речовин збільшення температури на однакове число градусів викличе неоднакове збільшення швидкості обох реакцій, внаслідок чого концентрації речовин змінюються не пропорційно, і константа рівноваги, відповідно, збільшується або зменшується. [2.55c.]
3.3 Вплив зміни тиску на зміщення хімічної рівноваги, якщо в реакції беруть участь газоподібні речовини
Відповідно до принципу Ле-Шательє, збільшення тиску в системі зміщує рівновагу в бік тієї реакції, яка призводить до зменшення тиску в системі, тобто до утворення меншого числа молекул газу. Навпаки, при зменшенні тиску рівновага зміщується в бік реакції, що супроводжується збільшенням загального числа молекул газу, що тягне за собою збільшення тиску в системі. Константа рівноваги від тиску не залежить, тому що збільшення тиску газів рівноцінно збільшенню в стільки ж разів концентрації цих речовин.
Приклад 1. Розглянемо однорідну реакцію
Н2 (г) + Cl2 (г) 2HCl (г),
в якій число молекул газоподібних речовин, що вступили в реакцію, дорівнює числу утворилися молекул в результаті реакції. При зміні тиску в рівній мірі змінюється швидкість прямої і зворотної реакції, і рівновага не зміщується.
Приклад 2. Для реакції N2 (г) + 3H2 (г) - 2NH3 (г) збільшення загального
тиску призведе до зміщення рівноваги зліва направо, в бік утворення аміаку, а при зменшенні тиску - справа наліво, тобто в сторону розкладання аміаку на азот і водень. Це ж можна довести обчисленням швидкостей прямої і зворотної реакцій при змінених зовнішніх умовах. Нехай тиск в системі збільшиться в 2 рази.
Рішення. Запишемо вирази швидкостей прямої і зворотної реакції:
|
1. До зміни тиску |
||
|
Після підвищення тиску у 2 рази |
З отриманих результатів видно, що при збільшенні тиску в два рази швидкість прямої реакції збільшилася в 16 разів, а швидкість зворотної - в 4 рази, тобто рівновагу змістилося в бік прямої реакції, що супроводжується утворенням меншого числа молекул газів. [1.166c.]
Висновок
Якщо рівновага будь-якої оборотної реакції дуже сильно зміщене в одну сторону, то вона видається нам за даних умов незворотної, т.е. Здатної протікати тільки в одному напрямку. Наприклад, коли водень з'єднується з киснем при 1000° С, нам здається, що вільних молекул водню і кисню абсолютно не залишається. Насправді мізерно мала кількість цих молекул все ж є, причому за одиницю часу їх стільки ж утворюється з водяної пари, скільки з'єднується.
Таким чином, в дійсності оборотні реакції є такими в усьому інтервалі температур, при яких взагалі можуть існувати розглядаються речовини. Практично ж оборотність помітна лише в деякому більш вузькому інтервалі, наприклад для реакції утворення води (під звичайним тиском) між 2000 і 4000° С.
При такому ширшому розгляді переважна більшість хімічних реакцій виявляється що належить до типу оборотних, але часто з настільки зміщеним в одну сторону рівновагою, що їх оборотність практично непомітна до тих пір, поки відповідно не змінюються зовнішні умови. Саме ця поширеність оборотних реакцій обумовлює особливу важливість для хімії вивчення рівноваг і умов їх зміщення.
Крім температури і тиску, на хімічну рівновагу можуть більшою чи меншою мірою впливати і різні інші чинники. Наприклад, було показано, що рівновага газоподібної системи 2Н2 + О2 И 2Н2О кілька зміщується вправо під дією електричного поля. Обумовлено це полярним характером молекул води при Неполярний молекул водню і кисню.
Що гучніше ми змінимо будь-якої впливає на рівновагу фактор, тим сильніше зміститься хімічна рівновага. Разом з тим при зміні цього фактора на дуже малу величину зміститься і рівновагу. Таким чином, процес його зміщення представляється нам безперервним. Однак ця безперервність лише удавана: вона обумовлена тим, що навіть саме незначне замечаемое нами хімічне зміна пов'язана з перетворенням мільярдів молекул. Очевидно, що не може статися зміщення рівноваги меншого, ніж дає хімічна зміна однієї молекули, а будь-яке інше повинно відповідати перетворенню цілого числа молекул. Отже, в дійсності зміщення рівноваги йде стрибками, але настільки малими, що для нас ряд таких стрибків зливається в один безперервний процес.
Список літератури
1. Горшков В.И., Кузнецов И.А. Основы физической химии. - М.: Изд-во Моск. ун-та, 1993, 2007.
2. Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия. М.: Высшая школа, 2007.
3. Зимон А.Д. Физическая химия. М.: Агар; 2008.
4. Ипполитов Е.Г., Артемов А.В., Батраков В.В. Физическая химия. М.: Академия, 2007.
Размещено на Allbest.ru
...Подобные документы
Швидкість хімічної реакції. Залежність швидкості реакції від концентрації реагентів. Енергія активації. Вплив температури на швидкість реакції. Теорія активних зіткнень. Швидкість гетерогенних реакцій. Теорія мономолекулярної адсорбції Ленгмюра.
контрольная работа [125,1 K], добавлен 14.12.2012Основні фактори, що визначають кінетику реакцій. Теорія активного комплексу (перехідного стану). Реакції, що протікають в адсорбційній області. Хімічна адсорбція як екзотермічний процес, особливості впливу на нього температури, тиску та поверхні.
контрольная работа [363,1 K], добавлен 24.02.2011Методи дослідження рівноваги в гетерогенних системах. Специфіка вивчення кінетики хімічних реакцій. Дослідження кінетики масообміну. Швидкість хімічної реакції. Інтегральні методи розрахунку кінетичних констант. Оцінка застосовності теоретичних рівнянь.
курсовая работа [460,7 K], добавлен 02.04.2011Основні чинники, які впливають на швидкість хіміко-технологічного процесу. Рівняння швидкості масопередачі гетерогенних процесів. Способи визначення приватного порядку. Метод підбора кінетичного рівняння. Графічний метод визначення порядку реакції.
реферат [56,1 K], добавлен 23.02.2011Класифікація хімічних реакцій, на яких засновані хіміко-технологічні процеси. Фізико-хімічні закономірності, зворотні та незворотні процеси. Вплив умов протікання реакції на стан рівноваги. Залежність швидкості реакцій від концентрації реагентів.
реферат [143,4 K], добавлен 01.05.2011Хімічний зв’язок між природними ресурсами. Значення хімічних процесів у природі. Роль хімії у створенні нових матеріалів. Вивчення поняття синтетичної органічної та неорганічної речовини, хімічної реакції. Застосування хімії в усіх галузях промисловості.
презентация [980,0 K], добавлен 13.12.2012Дитинство та юність О.М. Бутлерова - видатного хіміка-експериментатора, автора теорії хімічної будови. Навчання в університеті та сімейне життя Олександра Михайловича. Основні положення теорії будови хімічних сполук. Внесок Бутлерова у розвиток хімії.
презентация [3,3 M], добавлен 26.09.2012Класифікація сировини за походженням, запасами, хімічним складом та агрегатним станом. Методи збагачення сировини. Повітря та вода – сировина для хімічної промисловості. Механічні, хімічні та фізико-хімічні методи промислової водопідготовки.
реферат [60,7 K], добавлен 01.05.2011Вплив різних аніонів на розвиток асоціації молекул родаміну 6Ж. Кислотно-основна рівновага органічних реагентів класу Родамінів. Методи визначення аніонних ПАР. Аналіз складних сумішей АПАР. Приготування розчину оксиетильованого алкілсульфату натрію.
дипломная работа [51,2 K], добавлен 25.06.2011Характеристика кінетичних закономірностей реакції оцтової кислоти та її похідних з епіхлоргідрином. Встановлення впливу концентрації та структури каталізатору, а також температури на швидкість взаємодії карбонової кислоти з епоксидними сполуками.
магистерская работа [762,1 K], добавлен 05.09.2010Моделювання та розрахунок молекулярної структури заданої конфігурації систем на прикладі sp- та ap-конформацій хімічних частинок. Конформації хімічної частинки і їх параметри. Квантовохімічний розрахунок в режимі координати внутрішнього обертання.
лабораторная работа [177,0 K], добавлен 04.01.2013Вплив попередньої екстракції лугом стебел пшеничної соломи на показники якості пероцтової солом’яної целюлози, оптимальні умови її проведення. Шляхи отримання целюлози, яка за своїми показниками якості може бути використання для хімічного перероблення.
статья [124,5 K], добавлен 19.09.2017Структурна формула молекули етилену. Етилен та інші алкени як важлива сировина для хімічної промисловості. Реакції гідрування або гідрогенізації. Історія про здобуття росту для рослин. Добрива та стимулятори росту. Створення детектора стиглості фруктів.
презентация [1,3 M], добавлен 07.12.2013Дослідження явища хімічних зв’язків - взаємодії між атомами, яка утримує їх у молекулі чи твердому тілі. Теорія хімічної будови органічних сполук Бутлерова. Характеристика типів хімічного зв’язку - ковалентного, йодного, металічного і водневого.
презентация [950,3 K], добавлен 17.05.2019Значення хімії для розуміння наукової картини світу. Склад хімічних речовин. Виокремлення найважливіших галузей хімії: органічної, еорганічної, аналітичної та фізичної. Розвиток хімічної технології. Діалектико-матеріалістичне сприйняття природи.
презентация [7,9 M], добавлен 12.05.2015Коферменти які беруть участь у окисно-відновних реакціях. Реакції відновлення в біоорганічній хімії. Реакції відновлення у фотосинтезі та в процесі гліколізу (під час спиртового бродіння). Редокс-потенціал як характеристика окисно-відновних реакцій.
контрольная работа [639,0 K], добавлен 25.12.2013Визначення пластичних мас, їх склад, використання, класифікація, хімічні та фізичні властивості речовини. Вплив основних компонентів на властивості пластмас. Відношення пластмас до зміни температури. Характерні ознаки деяких видів пластмас у виробах.
контрольная работа [20,1 K], добавлен 15.10.2012Перехід електронів між молекулами, зміна ступенів окиснення атомів елементів. Напрямок перебігу та продукти окисно-відновних реакцій. Визначення ступені окиснення елементів в сполуці методом електронно-іонного балансу. Правила складання хімічної формули.
презентация [258,8 K], добавлен 11.12.2013Хімічні процеси, самоорганізація, еволюція хімічних систем. Молекулярно-генетичний рівень біологічних структур. Властивості хімічних елементів залежно від їхнього атомного номера. Еволюція поняття хімічної структури. Роль каталізатора в хімічному процесі.
контрольная работа [27,1 K], добавлен 19.06.2010Сірчана кислота як один з основних багатотоннажних продуктів хімічної промисловості, її застосування в різних галузях народного господарства. Взаємодія сірчаної кислоти з металами та неметалами, солями та водою. Сировина для виробництва сірчаної кислоти.
реферат [32,0 K], добавлен 11.11.2010
