Тема 1. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Содержание
1. Закон действия масс
2. Необратимые и обратимые реакции
3. Константа равновесия обратимых реакций
4. Контрольные вопросы
ЗАКОН ДЕЙСТВИЯ МАСС
Скорость химических реакций характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени
Концентрация выражается числом молей в литре; время – секундами, минутами или часами в зависимости от природы реагирующих веществ.
Скорость реакции пропорциональна числу столкновений, которое тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ.
Закон действия масс (1867 г.К.Гульдберг, П.Вааге) – при постоянной температуре скорость химических реакций прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
В случае реакции:
А+В=АВ
V=k[A]х[B]
Где V- скорость реакции;
[A]- концентрация веществ А;
[B]- концентрация вещества В;
k –коэффициент пропорциональности или константа скорости.
Если [A]= 1 моль/л и [B]=1моль/л, то скорость данной реакции V=k.1х1=k
Следовательно, константа скорости k численно равна скорости данной реакции, если концентрации реагирующих веществ или их произведение равны единице.
Скорость химической реакции зависит от температуры – с повышением температуры скорость реакций увеличивается, так как при повышении температуры увеличивается скорость движения молекул, а следовательно, число столкновений между ними.
Прохождение реакции обеспечивается столкновением только тех частиц, которые обладают достаточной энергией для ослабления или разрушения связи между частицами исходного вещества. Увеличение температуры приводит к увеличению числа молекул с избыточной энергией, т.е. энергией активизации. Следовательно, скорость химической реакции зависит также от природы реагирующих веществ.
На скорость реакций влияет присутствие катализатора, увеличивающего скорость реакций и не расходующегося в ходе химической реакции. Катализатор облегчает прохождение реакций за счет образования промежуточного продукта реакции, для образования которого необходима меньшая энергия активизации, чем для образования конечного продукта реакции.
Например: А+В=АВ
А+К=АК
АК+В=АВ+К
(A и В - исходные продукты; АВ- конечные продукт; К – катализатор).
НЕОБРАТИМЫЕ И ОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ
Реакции, которые протекают практически до конца называются необратимыми.
Необратимые реакции характеризуются
- выделением газа
Na2CO3 + 2НCL = 2 NaCL + CO2 +H2O
- образование осадка
AgNO3 +NaBr = AgBr + NaNO3
- образованием малодиссоциирующего вещества
КОН + НСL = KCL = H2O
- образованием комплексной соли
CuSO4 +4NH3 = [ Cu(NH3)4]SO4
- выделением большого количества теплоты
2 Мg +O2= 2MgO- H
- окислительно-восстановительными процессами
2 CrCl3 + 10KOH + 3H2O2 = 2K2CrO4+6KCL+8H2
Обратимые реакции протекают одновременно в двух противоположных направлениях (не протекают до конца и ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью).
Н2+J2 2HJ
КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ
Основным параметром, характеризующим обратимую реакцию, является константа равновесия. Т 1200 С
Например:CO2+H2 CO+Н2О
Согласно закону действия масс
V1(пр.р)=k1[CO2]х[H2]
V2(обр.р.)=k2[CO]х[H2O]
В начальный момент в реакционной смеси имеются только исходные реагенты(CO2 и Н2О); [ CO}= O и [H2O]=O,следовательно V2(обр.р.)=О.
По мере течения реакции [CO2] и [H2] уменьшается, а [ CO] и [H2O] возрастает. Следовательно, V1(пр.) будет убывать,а V2(обр) возрастать и наступит момент, когда V1=V2.
 |
Рис 1.
Изменение скорости прямой и обратной реакции с течением времени (V1 – скорость прямой реакции, V2 – скорость обратной реакции)
Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой, называется состоянием химического равновесия, т.е. V1=V2 k1[CO2]х[H2]=k2[CO]х[H2O]
k1 = [CO]х[H2O]
k2 [CO2х[H2]
k1
k2 = K [постоянная величина]
[CO] х [H2O] = К
[CO2] х [H2]
Константа химического равновесия (К) есть величина постоянная (отношение произведений концентраций образующихся веществ и веществ, вступающих в реакцию).
Сдвиг равновесия (смещение равновесия) – изменение равновесных концентраций реагирующих веществ, вызванное изменением какого-либо условия.
Увеличение концентрации образующихся веществ при изменении условий обратимой реакции называется смещением равновесия вправо.
Если изменение условия приводит к увеличению концентраций исходящих веществ – смещение равновесия влево.
При увеличении концентрации какого-либо из веществ. участвующих в обратимой реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества
СО2+Н2 СО+Н2О
При добавлении СО2, не изменяя общего объема смеси газов, Vпр.р станет больше.
Увеличение [CO] и [H2O] вызывает ускорение V обр.р. Через некоторое время установится новое состояние равновесия, но при этом [CO] и [H2] будет выше, чем до добавления СО2.
Происходит смещение химического равновесия вправо.
Прибавление одного из образующихся при реакции веществ повысит скорость обратной реакции и происходит смещение химического равновесия влево.
Изменение температуры – повышение температуры может ускорять и прямой и обратный процессы.
Реакция экзотермическая, т.е. протекает с выделением теплоты, охлаждение вызовет смещение химического равновесия вправо – в сторону образования продуктов реакции.
Реакция эндотермическая, т.е.протекает с поглощением теплоты, то скорость прямой реакции будет увеличивать нагревание.
Например: N2+3H2 2NH3 ( Н< O)
Реакция идет с выделением теплоты, повышение температуры смеси
Смещает равновесие влево; понижение температуры вызовет смещение
Равновесия вправо.
N2O2 2NO( Н>O)
Понижение температуры - смещение вправо;
Повышение температуры - смещение влево.
Принцип смещения равновесия (принцип Ле-Шателье): если изменить одно из условий , при которых система находится в равновесии и, таким образом нарушить равновесие, то в системе возникают процессы, которые ведут к восстановлению равновесия.
Например: N2+3H2 2NH3
4 молекулы 2 молекулы
При увеличении давления равновесие смещается вправо; при уменьшении давления – влево.
СО2 +Н2 СО + Н2О
2молекулы 2 молекулы
Изменение давления не вызывает смещения равновесия.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Скорость химической реакции и ее единицы измерения.
2. Факторы, влияющие на скорость реакции.
3. Закон действия масс и его математическое выражение.
4. Физический смысл константы скорости реакций
5. Зависимость скорости и константы скорости химической реакции от температуры.
6. Математическое выражение для константы химического равновесия в общем виде.
7. Принцип смещения равновесия (принцип Ле-Шателье)
8. Факторы, влияющие на состояние химического равновесия.
9. Напишите математическое выражение для скорости реакции, протекающей между водородом и кислородом.
10. Напишите выражение для констант равновесия следующих реакций:
N2+O2 2NO
N2+3H2 2NH3
11.Как изменится скорость реакции между оксидом серы (1V) и кислородом, если увеличить концентрацию каждого в два раза?
12. В какую сторону сместится равновесие при повышении температуры в системах:
2CO+O2 2CO2( H<O)
N2O4 2NO2( H>O)?
13.В какую сторону сместится равновесие при повышении давления в системах:
2NO+O2 2NO2
H2+J2 2HJ
4HCl+O2 2H2O+2Cl2
Тема 2. РАСТВОРЫ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОЛИЧЕСТВЕННОГО СОСТАВ РАСТВОРОВ (концентрация растворов)
Содержание:
1. Растворы, их характеристики.
2. Концентрация растворов.
3. Расчет для приготовления растворов солей.
4. Расчет для приготовления растворов кислот.
5. Контрольная задача.
6. Молярная концентрация.
7. Контрольная задача.
8. Молярная концентрация эквивалента (нормальность раствора, Н, N).
9. Контрольная задача.
1. РАСТВОРЫ, ИХ ХАРАКТЕРИСТИКИ.
В аналитической химии качественное и количественное определение веществ проводится преимущественно в растворах. Растворами называются гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов, состав которых может непрерывно меняться в определенных пределах. Компоненты растворов – растворитель и растворенные вещества. Растворитель – вещество, которое в чистом виде находится в том же агрегатном состоянии, что и образовавшийся раствор.
Если до образования раствора оба вещества находились в том же агрегатном состоянии, растворителем считается то вещество, которое находится в большем количестве.