Сайт учителя биологии и географии Лотоцкой Е. Г.

Теория ОГЭ и ЕГЭ

Главная » 2017 » Июнь » 26 » Блок 1. Теоретические основы химии (часть 12)

---

19:01 Блок 1. Теоретические основы химии (часть 12)

Блок 1. Теоретические основы химии 1.4. Химическая реакция 1.4.4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов В зависимости от вероятности протекания реакций они подразделяются на: обратимые и необратимые. Например, реакция горения этанола практически необратимы, т.е. нельзя подобрать внешние условия, чтобы провести обратную реакцию: 2СО2 + 3Н2О = С2Н5ОН + 3О2. Однако существует много реакций, вероятность протекания которых имеет небольшое значение. Тогда, изменяя условия процесса, можно провести процесс как в прямом, так и в обратном направлениях. Например, реакция Н2(г) + I2(г) → 2HI(г); обратима. В процессе реакции концентрации исходных веществ уменьшаются, а концентрации продуктов увеличиваются. Когда концентрация продуктов станет значительной, начинается обратный процесс. В результате устанавливается химическое равновесие, когда концентрации продуктов и исходных веществ остаются практически постоянными. Они называются равновесными и обозначаются в квадратных скобках, например [HI]. Химическое равновесие – равновесие динамическое. Химическое равновесие Большинство химических процессов являются обратимыми. Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах). Например: а) реакция                                                                     t CaCO3 → CaO+CO2↑ в открытой системе необратима; б) эта же реакция CaCO3 ⇄ CaO+CO2 в замкнутой системе обратима. Рассмотрим более подробно процессы, протекающие при обратимых реакциях, например, для условной реакции: На основании закона действующих масс скорость прямой реакции                                                           → υ=k1·CAα·CBβ Так как со временем концентрации веществ А и В уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается. Появление продуктов реакции означает возможность обратной реакции, причем со временем концентрации веществ С и D увеличиваются, а значит, увеличивается и скорость обратной реакции:                                                           → υ=k2·CCγ·CDδ Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций станут равными →← υ=υ Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием. При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения. Их называют равновесными концентрациями. На макроуровне кажется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы продолжают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим. Константа равновесия Обозначим равновесные концентрации веществ [A],[B],[C],[D]. Тогда так как →← υ=υ,  k1·[A]α·[B]β=k2·[C]γ·[D]δ, откуда [C]γ·[D]δ / [A]α·[B]β = k1 / k2 =Kравн. где γ,δ,α,β — показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции; Kравн. — константа химического равновесия. Полученное выражение количественно описывает состояние равновесия и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем. При неизменной температуре константа равновесия — величина постоянная для данной обратимой реакции. Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии. Константы равновесия рассчитывают из опытных данных, определяя равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции при определенной темпера туре. Значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, полноту ее протекания. Если получают Kравн.>>1, это означает, что при равновесии [C]γ·[D]δ>>[A]α·[B]β, т. е. концентрации продуктов реакции преобладают над концентрациями исходных веществ, а выход продуктов реакции большой. При Kравн.<<1 соответственно выход продуктов реакции мал. Например, для реакции гидролиза этилового эфира уксусной кислоты CH3COOC2H5+H2O ⇄ CH3COOH+C2H5OH константа равновесия Kравн.= [CH3COOH]·[C2H5OH] / [CH3COOC2H5]·[H2O] при 20°С имеет значение 0.28 (т.е. меньше 1). Это означает, что значительная часть эфира не гидролизовалась. В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции CO2+C ⇄ 2CO константа равновесия выражается так: Kравн.=[CO]2 / [CO2] Значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и темпера туры. От присутствия катализатора константа не зависит, поскольку он изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же величину. Катализатор может лишь ускорить наступление равновесия, не влияя на значение константы равновесия. Смещение равновесия под действием различных факторов Состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях: температуре, концентрации исходных веществ, давлении (если в реакции участвуют или образуются газы). Изменяя эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям. Такой переход называют смещением или сдвигом равновесия. Рассмотрим разные способы смещения равновесия на примере реакции взаимодействия азота и водорода с образованием аммиака: N2+3H2 ⇄ 2HN3 + Q Kравн.=[NH3]2 / [N2]·[H2]3 Влияние изменения концентрации веществ При добавлении в реакционную смесь азота N2 и водорода Н2 увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции. Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, т.е. в сторону аммиака NH3. Этот же вывод можно сделать, анализируя выражение для константы равновесия. При увеличении концентрации азота и водорода знаменатель увеличивается, а так как Kравн. — величина постоянная, должен увеличиваться числитель. Таким образом, в реакционной смеси увеличится количество продукта реакции NH3. Увеличение же концентрации продукта реакции аммиака NH3 приведет к смещению равновесия влево, в сторону образования исходных веществ. Этот вывод можно сделать на основании аналогичных рассуждений. Влияние изменения давления Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно из веществ находится в газообразном состоянии. При увеличении давления уменьшается объем газов, а значит, увеличивается их концентрация. Предположим, что давление в замкнутой системе повысили, например, в 2 раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ (N2,H2,NH3) в рассматриваемой нами реакции возрастут в 2 раза. В этом случае числитель в выражении для Kравн. увеличится в 4 раза, а знаменатель — в 16 раз, т.е. равновесие нарушится. Для его восстановления должна увеличиться концентрация аммиака и должны уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Изменение давления практически не сказывается на объеме жидких и твердых тел, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, состояние химического равновесия реакций, в которых не участвуют газы, не зависит от давления. Влияние изменения температуры При повышении температуры, как вы знаете, скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем повышение температуры больше сказывается на скорости тех реакций, которые имеют большую энергию активации, а значит, эндотермических. Таким образом, скорость обратной реакции (в нашем примере эндотермической) увеличивается сильнее, чем скорость прямой. Равновесие сместится в сторону процесса, сопровождающегося поглощением энергии. Направление смещения равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (1884 г.): Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется концентрация, давление, температура), то равновесие смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие. Сделаем выводы: при увеличении концентрации реагирующих веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции; при увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ; при увеличении давления химическое равновесие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше; при повышении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры - в сторону экзотермического процесса. Принцип Ле Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химических процессов, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества.

1 2 3 4 5 Категория: ЕГЭ по химии | Просмотров: 360 | Добавил: konechnoya | Рейтинг: 0.0/0

Некоторые файлы и информация, находящиеся на данном сайте, были найдены в сети ИНТЕРНЕТ, как свободно распространяемые, присланы пользователями сайта или найдены в альтернативных источниках, также использованы собственные материалы. Автор сайта не претендует на авторство ВСЕХ материалов. Если Вы являетесь правообладателем той или иной продукции или информации, и условия, на которых она представлена на данном ресурсе, не соответствуют действительности, просьба немедленно сообщить с целью устранения правонарушения.