Химическое равновесие

ГБОУ ВПО ВГМУ Минздравсоцразвития России

Кафедра химии

 

 

Реферат на тему

«Химическое равновесие»

 

Выполнила: студентка 101 группы стоматологического факультета Воронцова Дарья

Преподаватель: Ситникова А.А.

Зам кафедры: Иванова Н.С.

 

 

 

 

 

 

Владивосток

2012

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Содержани

Введение…………………………………………………………...1

Равновесие в химических реакция……………………………….2

Смещение химического  равновесия. Принциа Ле-Шателье…...5

Скорость реакции и  равновесие………………………………….7

Список используемой литературы………………………………13

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

Цель работы:

 

1. Изучение особенностей и закономерностей течения химических реакций, как продолжение формирования представлений о различных типах химических реакций по признаку обратимости.

 

2. Обобщение и конкретизация знаний о закономерностях химических реакций, формирование умений и навыков определять, объяснять особенности и, вытекающие из них условия, необходимые для протекания той или иной реакции.3) Расширить и углубить знания о многообразии химических процессов 4) Рассмотреть этот раздел химической науки как важнейший в прикладном аспекте и рассмотреть представления о химическом равновесии - как частном случае единого закона природного равновесия, стремления к компенсации, устойчивости равновесия в единстве с основной формой существования материи, движении, динамики.

 

Задачи:

 

1. Рассмотреть тему: “Обратимые и необратимые реакции" на конкретных примерах, используя предшествующие представления о скорости химических реакций.
2. Продолжить изучение особенностей обратимых химических реакций и формирование представлений о химическом равновесии как динамичном состоянии реагирующей системы.
3. Изучить принципы смещения химического равновесия и пронаблюдать условия смещения химического равновесия.

 

 

 

 

 

 

1

Равновесие в  химических реакциях

Химические реакции - это явления, при которых одно (или одни) вещества превращаются в другие, доказательством этого являются видимые и невидимые изменения. Видимые: изменения цвета, запаха, вкуса, выпадение осадка, изменение окраски индикатора, поглощение и выделение тепла. Невидимые: изменение состава вещества, которое можно определить с помощью качественных и аналитических реакций. Все эти реакции можно подразделить на два типа: обратимые и необратимые реакции.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется  константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций.

Для реакции mA + nB       pC + dD константа равновесия равна

K = K_1/K₂ = ([C] ^p [D] ^d) / ([A] ^m [B] ⁿ)

Константа равновесия зависит  от температуры и природы реагирующих  веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в  сторону образования продуктов  прямой реакции. В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.

Равновесная концентрация - концентрация вещества, участвующего в обратимой химической реакции, достигшей состояния равновесия.

Равновесная концентрация обозначается формулой вещества, взятой в квадратные скобки, например:

 

с_{равновесная} (Н₂) = [H₂] или р_{авновесная} (HI) = [HI].

 

Как и любая другая концентрация, равновесная концентрация измеряется в молях на литр.

 

 

2

Если бы в рассмотренных  нами примерах мы взяли другие концентрации исходных веществ, то после достижения равновесия получили бы другие значения равновесных концентраций. Эти новые значения (обозначим их звездочками) будут связаны со старыми следующим образом:

 

 

В общем случае для обратимой  реакции  aA + bB dD + fF  в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение

 

Это соотношение носит  название закон действующих масс, который формулируется следующим образом:

при постоянной температуре  отношение произведения равновесных  концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

 

Постоянная величина (К_С) называется константой равновесия данной реакции. Индекс " с" в обозначении этой величины показывает, что для расчета константы использовались концентрации.

 

Если константа равновесия велика, то равновесие сдвинуто в сторону  продуктов прямой реакции, если мала, то - в сторону исходных веществ. Если константа равновесия очень  велика, то говорят, что реакция " практически необратима", если константа равновесия очень мала, то реакция " практически не идет".Константа равновесия - для каждой обратимой реакции величина постоянная только при постоянной температуре. Для одной и той же реакции при разных температурах константа равновесия принимает разные значения.Приведенное выражение для закона действующих масс справедливо только для реакций, все участники которых представляют собой либо газы, либо растворенные вещества. В других случаях уравнение для константы равновесия несколько меняется.

3

Например, в протекающей  при высокой температуре обратимой  реакции

С _(гр) + СО₂ =2СО _(г)

участвует твердый графит С _(гр). Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К':

Твердый графит, лежащий  на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его " концентрация" не зависит от массы графита и  постоянна при любом соотношении  веществ в газовой смеси.

Умножим правую и левую  части уравнения на эту постоянную величину:

Получившаяся величина и  есть константа равновесия этой реакции:

Аналогичным образом, для  равновесия другой обратимой реакции, протекающей также при высокой  температуре, CaCO_{3 (кр)}       СаО _(кр) + СО_{2 (г),} получим константу равновесия  К_С = [CO₂].

В этом случае она просто равна равновесной концентрации углекислого газа.

С метрологической точки  зрения константа равновесия не является одной физической величиной. Это  группа величин с различными единицами  измерений, зависящими от конкретного  выражения константы через равновесные  концентрации. Например, для обратимой  реакции графита с углекислым газом [K_c] = 1 моль/л, такая же единица измерений и у константы равновесия реакции термического разложения карбоната кальция, а константа равновесия реакции синтеза йодоводорода - величина безразмерная. В общем случае [K_c] = 1 (моль/л) ⁿ.

4

Смещение химического  равновесия. Принцип Ле Шателье

Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия, которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы - температуры, концентрации, давления При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии. Так как почти все реакции в той или иной степени обратимы, в промышленности и лабораторной практике возникают две проблемы: как получить продукт " полезной" реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов " вредной" реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.

Положение равновесия зависит:

1. от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры),
2. от концентрации веществ, участвующих в реакции и 3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ).

 

Для качественной оценки влияния  на химическое равновесие всех этих очень  разных факторов используют универсальный  по своей сути принцип Ле Шателье (французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал его в 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.

Если  на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в  системе сместится в направлении, в котором происходит частичная  компенсация этого воздействия.

В качестве примера влияния  на положение равновесия концентраций веществ-участников реакции рассмотрим обратимую реакцию получения  йодоводорода

H_{2 (г)} + I_{2 (г)}          2HI _(г).

 

5

По закону действующих  масс в состоянии равновесия

Пусть в реакторе объемом  1 литр при некоторой постоянной температуре установилось равновесие, при котором концентрации всех участников реакции одинаковы и равны 1 моль/л ([H₂] = 1 моль/л; [I₂] = 1 моль/л; [HI] = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре К_С = 1. Так как объем реактора 1 литр, n (H₂) = 1 моль, n (I₂) = 1 моль и n (HI) = 1 моль. В момент времени t ₁ введем в реактор еще 1 моль HI, его концентрация станет равной 2 моль/л. Но, чтобы К_С оставалась постоянной, должны увеличиться концентрации водорода и йода, а это возможно только за счет разложения части йодоводорода по уравнению

2HI _(г) = H_{2 (г)} + I_{2 (г).}

Пусть к моменту достижения нового состояния равновесия t ₂ разложилось x моль HI и, следовательно, образовалось дополнительно по 0,5x моль H₂ и I₂. Новые равновесные концентрации участников реакции: [H₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [I₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [HI] = (2 - x) моль/л. Подставив числовые значения величин в выражение закона действующих масс, получим уравнение

Откуда x = 0,667. Следовательно, [H₂] = 1,333 моль/л; [I₂] = 1,333 моль/л; [HI] = 1,333 моль/л.

 

 

 

 

 

6

Скорость реакции  и равновесие

Пусть есть обратимая реакция A + B C + D. Если предположить, что прямая и обратная реакция проходят в одну стадию, то скорости этих реакций будут прямо пропорциональны концентрациям реагентов: скорость прямой реакции v₁ = k₁ [A] [B], скорость обратной реакции v₂ = k₂ [C] [D] (квадратными скобками обозначены молярные концентрации реагентов). Видно, что по мере протекания прямой реакции концентрации исходных веществ А и В снижаются, соответственно, уменьшается и скорость прямой реакции. Скорость же обратной реакции, которая в начальный момент равна нулю (нет продуктов C и D), постепенно увеличивается. Рано или поздно наступит момент, когда скорости прямой и обратной реакций сравняются. После этого концентрации всех веществ - А, В, С и D не изменяются со временем. Это значит, что реакция достигла положения равновесия, а не изменяющиеся со временем концентрации веществ называются равновесными. Но, в отличие от механического равновесия, при котором всякое движение прекращается, при химическом равновесии обе реакции - и прямая, и обратная - продолжают идти, однако их скорости равны и поэтому кажется, что никаких изменений в системе не происходит. Доказать протекание прямой и обратной реакций после достижения равновесия можно множеством способов. Например, если в смесь водорода, азота и аммиака, находящуюся в положении равновесия, ввести немного изотопа водорода - дейтерия D₂, то чувствительный анализ сразу обнаружит присутствие атомов дейтерия в молекулах аммиака. И наоборот, если ввести в систему немного дейтерированного аммиака NH₂D, то дейтерий тут же появится в исходных веществах в виде молекул HD и D₂. Другой эффектный опыт был проведен на химическом факультете МГУ. Серебряную пластинку поместили в раствор нитрата серебра, при этом никаких изменений не наблюдалось. Затем в раствор ввели ничтожное количество ионов радиоактивного серебра, после чего серебряная пластинка стала радиоактивной. Эту радиоактивность не могло "смыть" ни споласкивание пластинки водой, ни промывание ее соляной кислотой. Только травление азотной кислотой или механическая обработка поверхности мелкой наждачной бумагой сделало ее неактивной. Объяснить этот эксперимент можно единственным образом: между металлом и раствором непрерывно происходит обмен атомами серебра, т.е. в системе идет обратимая реакция Ag (тв) - е ^- = Ag⁺. Поэтому добавление радиоактивных ионов Ag⁺ к раствору приводило к их "внедрению" в пластинку в виде электронейтральных, но по-прежнему радиоактивных атомов. Таким образом, равновесными бывают не только химические

7

реакции между газами или  растворами, но и процессы растворения  металлов, осадков. Например, твердое  вещество быстрее всего растворяется, если его поместить в чистый растворитель, когда система далека от равновесия, в данном случае - от насыщенного  раствора. Постепенно скорость растворения  снижается, и одновременно увеличивается  скорость обратного процесса - перехода вещества из раствора в кристаллический  осадок. Когда раствор становится насыщенным, система достигает состояния  равновесия, при этом скорости растворения  и кристаллизации равны, а масса  осадка со временем не меняется. Как  система может "противодействовать" изменению внешних условий? Если, например, температуру равновесной  смеси повышают нагреванием, сама система, конечно, не может "ослабить" внешний  нагрев, однако равновесие в ней  смещается таким образом, что  для нагревания реакционной системы  до определенной температуры требуется  уже большее количество теплоты, чем в том случае, если бы равновесие не смещалось. При этом равновесие смещается  так, чтобы теплота поглощалась, т.е. в сторону эндотермической  реакции. Это и можно трактовать, как "стремление системы ослабить внешнее воздействие". С другой стороны, если в левой и правой частях уравнения имеется неодинаковое число газообразных молекул, то равновесие в такой системе можно сместить и путем изменения давления. При повышении давления равновесие смещается в ту сторону, где число газообразных молекул меньше (и таким способом как бы "противодействует" внешнему давлению). Если же число газообразных молекул в ходе реакции не меняется (H₂ + Br₂ (г) 2HBr, СО + Н₂О (г) СО₂ + Н₂), то давление не влияет на положение равновесия. Следует отметить, что при изменении температуры изменяется и константа равновесия реакции, тогда как при изменении только давления она остается постоянной.

Несколько примеров использования  принципа Ле Шателье для предсказания смещения химического равновесия. Реакция 2SO₂ + O₂ 2SO₃ (г) экзотермична. Если повысить температуру, преимущество получит эндотермическая реакция разложения SО₃ и равновесие сместится влево. Если же понизить температуру, равновесие сместится вправо. Так, смесь SО₂ и О₂, взятых в стехиометрическом соотношении 2: 1 (, при температуре 400° С и атмосферном давлении превращается в SО₃ с выходом около 95%, т.е. состояние равновесия в этих условиях почти полностью смещено в сторону SО₃. При 600° С равновесная смесь содержит уже 76% SО₃, а при 800° С - только 25%. Именно поэтому при сжигании серы на воздухе образуется в основном SО₂ и лишь около 4% SО₃.

8