АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия

Читайте также:
  1. I. Современное состояние проблемы
  2. I. Состояние общества и состояние общественного мнения
  3. VIII. Состояние экономической мысли в России
  4. Агрегатное состояние вещества
  5. Агрессивное состояние
  6. Анализ равновесия между активами предприятия и источниками их формирования. Оценка финансовой устойчивости предприятия
  7. Билет №25. Внутренняя политика Александра I: от либерализма к реакции.
  8. Большевики и меньшевики в годы столыпинской реакции. Борьба большевиков против ликвидаторов и отзовистов.
  9. В.Парето о предпосылках и факторах макроэкономического равновесия
  10. Взаимодействие спроса и предложения. Цена равновесия.
  11. Виола не могла поверить, что только что потеряла подругу. И вновь-то состояние, когда она не верила, что это всё реальность, когда она хотела верить, что это сон.
  12. Влияние девальвации на состояние валютного рынка

Химические реакции могут быть подразделены на необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают в направлении превращения реагентов в продукты реакции до тех пор, пока хотя бы один из реагентов не прореагирует количественно. Примером необратимых процессов могут служить следующие реакции:

2KClO3 = 2KCl + 3O2,

 

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 

Обратимые реакции способны протекать одновременно в двух противоположных направлениях; в случае таких процессов взаимодействие исходных веществ приводит к образованию продуктов реакции (прямая реакция), которые, способны взаимодействовать друг с другом с образованием исходных веществ (обратная реакция). К таким реакциям можно отнести взаимодействие азота с водородом:

 

N2 + 3H2 2NH3

 

Заметим, что многие реакции, кажущиеся необратимыми, фактически таковыми не являются. Например, реакция осаждения сульфата бария или реакция нейтрализации

 

Ba2+ + SO = BaSO4↓,

H+ + OH- = H2O

 

являются, строго говоря, обратимыми, так как сульфат бария в какой-то мере растворим, а вода, пусть крайне незначительно, но все же диссоциирует на ионы водорода и гидроксила. О таких реакциях говорят, что они практически необратимы.

Пусть в системе протекает обратимая гомогенная одностадийная реакция

 

aA + bB dD + eE

 

Кинетические уравнения, отвечающие этой реакции, имеют вид:

 

(прямая реакция),

(обратная реакция)

 

Если смешать некоторые количества веществ А и В, то в первый момент скорость прямой реакции будет максимальна, а скорость обратной реакции будет равна нулю, так как веществ D и Е в системе нет. По мере образования веществ D и Е скорость прямой реакции будет уменьшаться, а скорость обратной реакции - увеличиваться. В конце концов, скорость прямой реакции станет равна скорости обратной реакции, после чего изменение концентраций реагентов и продуктов реакции прекратится: в единицу времени будет образовываться столько молей D и Е, сколько молей этих веществ будет превращаться в А и В.

Состояние системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.

Концентрации реагентов и продуктов реакции, при которых система находится в состоянии равновесия, называются равновесными концентрациями. Равновесные концентрации обычно обозначают, заключая формулу соответствующего соединения в квадратные скобки.

Если система находится в состоянии равновесия (v1=v2), то.

 

k1[A]a[B]b = k2[D]d[E]e,

откуда

 

Отношение констант скорости есть величина постоянная, не зависящая от концентрации. Эта величина называется константой равновесия

Таким образом, для системы, находящейся в состоянии равновесия, отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций реагентов является постоянной величиной, называемой константой равновесия. Константа равновесия не зависит от концентраций, но зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Заметим, что любое равновесие может устанавливаться при различных значениях равновесных концентраций. Необходимо лишь, чтобы выражение равнялось константе равновесия вне зависимости от того, чему равны величины [A], [B], [D] и [E].

Если реакция протекает между газообразными веществами, то концентрации взаимодействующих веществ могут быть заменены парциальными давлениями газов, так как давление газа пропорционально его концентрации. В этом случае

Поскольку, согласно уравнению состояния идеального газа,

,

численные значения К и К′ будут различными.

Пусть реакция

А + 2В АВ2

протекает в две стадии

А + В АВ;

AB + B AB2;

 

Найдем произведение констант равновесия реакций:

 

= К

 

Произведение К1.К2 есть константа равновесия реакции К, рассчитанная в предположении, что эта реакция одностадийна. Таким образом, независимо от числа промежуточных стадий стехиометрические коэффициенты уравнения реакции входят в уравнение константы равновесия как показатели степени при соответствующих концентрациях. Так, реакция

 

N2 + 3H2 2NH3

 

явно не может быть одностадийной, однако для нее

 

Пусть вещества В и Е являются кристаллическими.

 

aA + bB(кр.) dD + eE(кр.)

 

Тогда скорости прямой и обратной реакции будут пропорциональны не концентрациям, а площадям поверхностей (S) веществ В и Е:

,

 

В состоянии равновесия площади поверхности SВ и SЕ будут постоянны и войдут в значение константы равновесия. Отсюда для гетерогенного процесса

 

Таким образом, уравнение закона действующих масс применимо и для гетерогенных процессов, но концентрации веществ, образующих индивидуальную фазу, в него не включаются. Например, для реакции

 

СаСО3(к) СаО(к) + СО2(г)

 

K = [CO2]

 

т.е. равновесие устанавливается тогда, когда концентрация (или прациальное давление) диоксида углерода достигает определенного значения.

Еще раз подчеркнем, что установление химического равновесия отнюдь не означает, что в системе прекращается протекание прямой и обратной реакций. Эти реакции продолжают протекать, но с одинаковой скоростью. Химическое равновесие, таким образом, является динамическим, т.е. подвижным.

Рассмотрим термодинамические условия установления состояния равновесия. Химическое равновесие всегда устанавливается самопроизвольно и, следовательно, является состоянием, наиболее устойчивым в данных условиях. Независимо от того, скорость какого процесса, прямого или обратного, преобладает в неравновесной системе, переход к равновесию сопровождается понижением свободной энергии Гиббса. Отсюда следует, что в состоянии равновесия энергия Гиббса принимает минимальное значение. Это значение G будет сохраняться, пока равновесие не будет нарушено. Отсюда следует, что пока система пребывает в состоянии равновесия, ΔG для нее равно нулю. Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением

,

 

где - изменение энергии Гиббса при температуре Т, стандартном давлении и концентрациях веществ, участвующих во взаимодействии, равных 1 моль/л.

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 | 29 | 30 | 31 | 32 | 33 | 34 | 35 | 36 | 37 | 38 | 39 | 40 | 41 | 42 | 43 | 44 | 45 | 46 | 47 | 48 | 49 | 50 | 51 | 52 | 53 | 54 | 55 | 56 | 57 | 58 | 59 | 60 | 61 | 62 | 63 | 64 | 65 | 66 | 67 | 68 | 69 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.006 сек.)