Химическое равновесие и его смещение


Чтобы посмотреть презентацию с картинками, оформлением и слайдами, скачайте ее файл и откройте в PowerPoint на своем компьютере.
Текстовое содержимое слайдов презентации:

Лекция № 8Химическое равновесие и его смещение Кафедра физической химииДисциплина «Химия» Рягин Сергей Николаевич, д.п.н., профессор кафедры физической химии, Почетный работник образования РФ А В q, pΔV D С продукты реагенты аА + вВ → сС + dD реагенты продукты Различают обратимые и необратимые химические реакции. Необратимые химические реакции, или односторонние - реакции протекающие самопроизвольно только (или преимущественно) в одном направлении, которое в уравнениях указывают стрелкой (→) вместо знака равенства (=). При этом происходит практически полное превращение взятых в стехиометрическом соотношении исходных веществ и теоретический выход продуктов составляет 100 %. О таких реакциях говорят, что они идут до конца, т.е. до полного исчезновения реагентов. Признаки необратимости химических реакций. 1. Образование устойчивого (одного или нескольких) продукта в условиях проведения реакции: а) соединения удаляющегося из сферы реакции, — малорастворимого вещества, выпадающего в осадок, и (или) газа, улетучивающегося из реакционной смеси: ВаС12 + K2SO4 → BaSO4 ↓ + 2КСl ; Na2CO3+ 2HCl →2NaCl + CO2 ↑+ H2O б) прочного комплекса и (или) малодиссоциирующего вещества — слабых электролитов. CuBr2 +4NH3 → [Cu(NH3)4]Br2 ; HC1 + KOH → KC1 + H2O2. Экзотермический характер (экзотермичность) реакции (∆Н < 0), сопровождающейся образованием большего числа молей продуктов, чем исходных веществ, т.е. протекающей с увеличением энтропии (∆S > 0). Согласно этому признаку, реакции, в результате которых сложные вещества экзотермически превращаются в более простые, например: 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑ ; 2С6Н6 + 15О2 → 12СО2↑ + 6H2O 2КСlO3→2КС1 + 3О2↑относят к истинно, или совершенно, необратимым процессам независимо от условий, так как непосредственно из продуктов таких реакций в обычных условиях реагенты нельзя получить никаким известным способом. А В q, pΔV D С продукты реагенты В А Обратимые реакции в отличие от необратимых идут не до конца, т.е. не до полного исчезновения реагентов. Такие реакции протекают до установления в них определенного концентрационного предела, общего для их прямого и обратного направлений, называемого состоянием химического равновесия. аА + вВ → сС + dD реагенты продукты Обратимые (двусторонними, или противоположно направленными) называют реакции, протекающие самосамопроизвольно при данных условиях одновременно и независимо в двух пропротивоположных направлениях: прямом (→) слева направо, т.е. от реагентов к продуктам, и обратном (←) справа налево. Химическое равновесие характеризуется следующими особенностями (признаками): термодинамической устойчивостью — постоянством (неизменностью) во времени состояния (равновесного состава) системы в отсутствие (или при неизменности) внешних воздействий. (∆G=0);подвижностью — способностью положения равновесия легко смещаться в ту или иную сторону при наличии внешних воздействий, сколь малы бы они ни были; возможностью достижения системой равновесного состояния с двух сторон — как со стороны реагентов (в результате самопроизвольного процесса), так и со стороны продуктов;динамическим характером (динамичностью), означающим непрерывное протекание с одинаковой скоростью как прямой, так и обратной реакций. Количественно химическое равновесие характеризуют: 1) равновесным составом реакционной смеси. Его обычно выражают через:равновесные мольные доли веществ-участников равновесия, являющиеся безразмерными величинами;равновесные концентрации веществ. Для их обозначения обычно используют квадратные скобки с указанием внутри формулы соответствующего вещества, например [А], [В], [С], [D]. В отличие от равновесных, неравновесные — текущие (концентрации в каждый момент времени до наступления состояния равновесия), а также начальные молярные концентрации веществ обозначают через С и Со соответственно с индексом в виде формулы вещества: СоА, CА и т.д.парциальными давлениями газообразных веществ рi, если реакция газофазная. и 2) Равновесный выход продукта (η) есть отношение количества вещества (числа молей) продукта в состоянии равновесия к его стехиометрическому количеству, рассчитанному при условии необратимого протекания реакции, либо отношение соответствующих концентраций. 3) Степенью превращения реагента α — отношением количества вещества превратившегося реагента к его начальному количеству, либо отношением соответствующих концентраций: 4) Одна из важнейших количественных характеристик химического равновесия — константа равновесия – К равн, позволяющая судить о полноте протекания реакции. Она изменяются в пределах 0 < Kpавн < ∞ и никогда не равны нулю (исходные вещества не взаимодействуют) и бесконечности (исходные вещества практически полностью превращаются в продукты). Если Кравн > 1, то в равновесной реакционной смеси преобладают продукты: их относительное содержание в ней выше, чем исходных веществ, т.е. положение равновесия смещено вправо (→). При Кравн < 1 в равновесной реакционной смеси преобладают исходные вещества: их относительное содержание в ней выше, чем продуктов, т.е. положение равновесия смещено влево (←). , Δn г – изменение числа молей газообразных веществ в течение реакции. Для гомогенных химических равновесий, устанавливающихся в идеальных жидких и газообразных (газовых смесях) растворах, константу равновесия можно выразить, на основе закона действующих масс Гульдберга—Вааге, через равновесные молярные концентрации и равновесные молярные доли, а для равновесий в газовых смесях — через равновесные парциальные давления: В момент равновесия: Таким образом, константа равновесия есть отношение констант скорости прямой и обратной реакции. Отсюда вытекает физический смысл константы равновесия: она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данных условиях. Связь константы равновесия с кинетическими параметрами Для простых гомогенных реакций константа равновесия может быть выведено из основного закона химической кинетики (закон действующих масс Гульдберга-Вааге), согласно которому скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагентов, возведенные в степени равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении: Связь между константами равновесия и термодинамическими характеристиками системы устанавливается уравнениями:1) Уравнение изотермы химической реакции Вант–Гоффа, показывающие взаимосвязь изменения энергии Гиббса и константы химического равновесия. 2) Уравнение изобары химической реакции Вант–Гоффа, показывающие взаимосвязь изменения константы равновесия от теплового эффекта реакции. Связь константы равновесия с термодинамическими параметрами Анализ уравнение изобары химической реакции Если реакция экзотермическая (ΔН<0), то при Т2>Т1, К2/К1 >0, константа химического равновесия увеличивается и равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции;Если реакция эндотермическая (ΔН > 0), то при Т2>Т1, К2/К1 < 0, константа химического равновесия уменьшается и равновесие смещается в сторону образования исходных веществ;При ΔН = 0 константа химического равновесия не зависит от температуры Изменение состояния равновесия в результате изменения внешних условий называют смещением или сдвигом положения равновесия.Правило смещения положения равновесия, или принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии истинного химического равновесия, оказывать внешнее воздействие путем изменения какого-либо из условий (С, Т, Робщ) определяющих положение равновесия, то в системе происходит изменение равновесного состава и смещение положения равновесия в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект (влияние) этого воздействия. 1. Влияние концентрации: при повышении концентрации реагента или продукта равновесие смещается в сторону его расходования и наоборот . Изменение в равновесной системе концентрации любого из компонентов или концентраций всех компонентов не влияет на константу равновесия. 2. Влияние температуры: при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении – экзотермической реакции. 3. Влияние давления: при повышении давления равновесие смещается в строну уменьшения объема и наоборот. 4. Катализатор на смещение равновесия не влияет. Н2+I2 2 НI+Q С (Н2) или С (I2)С (НI) ТР - не влияет Катализатор – не влияет

Приложенные файлы

  • ppt 857472
    Размер файла: 659 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий