Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению

№ 28. 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 = K₁ / K₂= ([C]^p • [D]^d) / ([A]^m • [B]ⁿ) К₁ и К₂ - константы скорости прямой и обратной реакции [A] и [B ] - равновесные концентрации исходных веществ [C] и [D] - равновесные концентрации продуктов реакции m, n, p, d – коэффициенты в уравнении реакции Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции. Способы смещения равновесия. Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие. 1. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул). 2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты) 3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. 4. Катализаторы не влияют на положение равновесия. ПОТЕНЦИАЛ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЙ — термодинамическая функция состояния, имеющая размерность энергии и являющаяся в определенных условиях критерием равновесности и направления процесса в системе. Возможные неравновесные процессы в данных условиях сопровождаются уменьшением П. т.; состояние равновесия характеризуется минимумом П. т. системы. Наибольшее практическое значение имеют изобарно-изотермический и изохорно-изотермический П. т. Первый потенциал, или Z (синоним: изобарный потенциал, потенциал Гиббса, энтальпия свободная), равен энтальпии — H, уменьшенной на величину произведения энтропии — S на абс. температуру — Т. Изобарно-изотермический потенциал является критерием равновесности и направленности процессов при постоянных температуре и давлении. Приращение изобарно-изотермического потенциала Z в этих условиях для равновесных процессов равно 0, для неравновесных — < 0. Приращение изобарно-изотермического потенциала ΔZ при реакции (и тесно связанную с ним константу равновесия) можно вычислить, если известны термические константы (стандартная энтальпия образования и энтропия) всех участвующих в реакции веществ. Критерием равновесности и направленности процессов, протекающих при постоянных температуре и объме, является изохорно-изотермический потенциал — F (синоним: изохорный потенциал, свободная энергия), равный внутренней энергии — U, уменьшенной на величину произведения энтропии —S на абсолютную температуру. № 29. Для уравнения гомогенной реакции 2SO₂ + O₂ = 2SO₃ выражение константы равновесия выглядит так К = [SO₃] ²/ [SO₂]²[O₂]. u₁ = К₁ ·С² (SO₂)·С(O₂) u₂ = К₁ ·[4С(SO₂)]²·4С(O₂) = К₁ ·16 С² (SO₂)·4С(O₂) = К₁ ·64 С² (SO₂)·С(O₂) Т.е., при увеличении давления в газовой смеси скорость реакции образования серного ангидрида увеличится в 64 раза. № 30. Для реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ константа равновесия равна К = [NO₂]²/ [NO ]²[O₂]. Так как обратная реакция идет с увеличением объема, то для увеличения выхода NO, т.е. для смещения равновесия в сторону образования исходных веществ, надо понизить давление (согласно принципу Ле Шателье). Концентрацию исходных веществ (NO и O₂)также надо понижать, и повышать концентрацию продукта реакции NO_2. № 31. По уравнению реакции CO + Cl₂ = COCl₂ видно, что количественные отношения газов в реакции 1: 1 : 1, т.е., если в ходе реакции образовалось 0,45 моль COCl₂, значит в реакцию вступили по 0,45 моль СО и Cl₂. Каждого из исходных веществ осталось в момент равновесия по (2 – 0,45) моль = 1,55 моль. Тогда константа равновесия равна К = 0,45/1,55 · 1,55 = 0,1875 № 32. N₂ + О₂ = 2NО [N₂] = 0,049 - 0,005/2 = 0,0465 моль/л [O₂] = 0,01 - 0,005/2 = 0,0075 моль/л № 33.Для реакции N₂+ 3H₂ = 2NH₃ DH ₂₉₈ = - 92,4 кДж скорость реакции рассчитывается по уравнениюu₁ = К₁ ·С (N₂)·С³(H₂). При увеличении давления в 3 раза концентрации обоих газов увеличится в 3 раза, тогда u₂ = К₁ ·3С (N₂)· [3С(H₂)]³= 27 К₁ ·С (N₂)·С³(H₂), т.е. скорость реакции синтеза аммиак увеличится в 27 раз. Для смещения равновесия этой реакции в сторону продуктов реакции (вправо) надо: 1) постоянно добавлять исходные вещества азот и водород в реакционную смесь, а продукт реакции аммиак постоянно выводить из сферы взаимодействия; 2) т.к. реакция идет с уменьшением объема надо повысить давление; 3) т.к. прямая реакция экзотермическая (идет с выделением тепла), надо понизить температуру до оптимального значения и не допускать её превышения. № 34. При повышении температуры равновесие реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ DH >0 (реакция идет с поглощением тепла – эндотермическая), равновесие смещается вправо в сторону образования продуктов реакции. При повышении давления равновесие этой реакции также будет смещать вправо, т. к. прямая реакция идет с уменьшением объема. При повышении температуры равновесие реакции 2SO₂ + O₂ = 2SO₃ DH < 0 (реакция идет с выделением тепла – экзотермическая), равновесие смещается влево в сторону образования исходных веществ. При повышении давления равновесие этой реакции будет смещать вправо, т. к. прямая реакция идет с уменьшением объема. № 35. Реакция синтеза аммиака идет с уменьшением объёма N₂ + 3H₂ = 2NH₃(1), поэтому понижение давления сместит равновесие в сторону образования исходных веществ (они занимают больший объём) согласно принципу Ле Шателье Реакция окисления азота N₂ + O₂ = 2NO (2) идет без изменения объёма, поэтому изменение давления не повлияет на состояние равновесия. Для реакции (1) уменьшение давления в 2 раза приведет к уменьшению концентрации газов в 2 раза. Тогда: u_1пр = k C_N₂ C_H₂³ , а u_2пр = k 1/2C_N₂ [1/2C_H₂]³ = 1/16 k C_N₂ C_H₂³ u_1обр = k₁ C_N_Н3², а u_2обр = k₁ [1/2C_N_Н3]²= 1/4 k₁ C_N_Н3² т.е., при уменьшении давления в 2 раза скорость прямой реакции (1) уменьшится в 16 раз, а скорость обратной уменьшится в 4 раза. Для реакции (1) константа равновесия: К = [ NH₃ ]²/ [ N₂ ] [ H₂]³ Для реакции (2) константа равновесия: К = [ NО ]²/ [ N₂ ] [ О₂] № 36. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы: v_прК₁ [СО][Н₂О]; v_обр = К₂[СО₂][Н₂]; Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению - student2.ru

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К_р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО₂]_р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н₂О расходуется для образования по х молей СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ: [СО₂]_р = [Н₂]_р = х моль/л; [СО]_р= (3 – х) моль/л; [Н₂О]_р = (2 – х) моль/л. Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ: Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению - student2.ru

Таким образом, искомые равновесные концентрации: [СО₂]_р = 1,2 моль/л; [Н₂]_р= 1,2 моль/л; [СО]_р= 3 – 1,2 = 1,8 моль/л; [Н₂О]_р = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л. № 39. Реакция идет согласно уравнению: А2 (г) + В2 (г) Û 2АВ (г). Если в системе увеличить давление, то концентрации газов увеличатся в 2 раза. Тогда: u_1пр = k C_А C_В , а u_2пр = k 2C_А 2C_В= 4k C_А C_В,т.е скорость прямой реакции увеличится в 4 раза u_1обр= k C_АВ² , а u_2обр = k [2C_АВ]² = 4k C_АВ Скорость обратной реакции также возрастет в 4 раза. При увеличении температуры на 50⁰С скорость прямой реакции возрастет в 32 раза, а скорость обратной – в 128 раз: u_2пр/u_1пр= 2⁵= 32 u_2обр/u_1обр= 3⁵= 128 Равновесие будет смещено в сторону обратной реакции. № 40. Характеристика растворов. Растворами называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя. Любой раствор состоит по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Деление это довольно условно. В этом случае растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве. Состав растворов может меняться в довольно широких пределах, в этом растворы сходны с механическими смесями. По другим признакам, таким как однородность, наличие теплового эффекта и окраски растворы сходны с химическими соединениями. Растворы могут существовать в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии. Воздух, например, можно рассматривать как раствор кислорода и других газов в азоте; морская вода - это водный раствор различных солей в воде. Металлические сплавы относятся к твердым растворам одних металлов в других. Растворение веществ является следствием взаимодействия частиц растворяемого вещества и растворителя. В начальный момент времени растворение идет с большой скоростью, однако по мере увеличения количества растворенного вещества возрастает скорость обратного процесса - кристаллизации. Кристаллизацией называется выделение вещества из раствора и его осаждение. В какой-то момент скорости растворения и осаждения сравняются и наступит состояние динамического равновесия. Раствор, в котором вещество при данной температуре уже больше не растворяется, или иначе, раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным. Для большинства твердых веществ растворимость в воде увеличивается с повышением температуры. Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить так, чтобы не выделялись кристаллы, то образуется пересыщенный раствор. Пересыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор крайне нестабилен и при изменении условий (энергичное встряхивание или внесение активных центров кристаллизации - кристалликов соли, пылинок) образуется насыщенный раствор и кристаллы соли. Раствор, содержащий меньше растворенного вещества, чем насыщенный, называется ненасыщенным раствором. Всоздании современной физико-химической теории растворов большую роль сыграли работы русских ученых Д.И. Менделеева, И.А. Каблукова, Д.П. Коновалова и др. В конце 19 в. все растворы считались физическими смесями веществ, в которых отсутствуют взаимодействия между растворенным веществом и растворителем. Химические явления при растворении были отмечены Д.И. Менделеевым. Взаимодействие молекул растворителя с растворенным веществом называется сольватацией, а образующиеся соединения – сольватами. Если растворителем является вода, то процесс называется гидратацией, а образующиеся соединения – гидратами. Образованием гидратов можно объяснить выделение теплоты при растворении. Образованием гидратов можно объяснить скачкообразное изменение свойств растворов при непрерывном изменении содержания растворенного вещества, что соответствует изменению состава продукта взаимодействия растворителя с растворенным веществом при увеличении содержания вещества в растворе. № 41. Понятие «растворимость» имеет качественный смысл. В качественном смысле растворимостью вещества называется его способность образовывать однородную систему с другим веществом, выполняющим функцию растворителя. Эта способность определяется характером взаимодействия между молекулами растворитель – растворитель, растворенное вещество – растворенное вещество, растворитель – растворенное вещество. Наибольшая взаимная растворимость достигается тогда, когда все эти силы имеют подобный характер. Зависимость растворимости твердых тел от температуры выражают в виде кривых (таблицы растворимости). Некоторые вещества при повышении температуры резко повышают растворимость, у других она падает. Растворимость газов падает. Неполярные или малополярные соединения хорошо растворимы в неполярных или малополярных растворителях и менее растворимы в высокополярных растворителях.. Так оксид углерода СО – малополярное соединение (дипольный момент 0,4×10-30Кл×м) – хорошо растворим в бензоле, молекулы которого неполярны, и ограниченно растворим в воде – соединении с сильно выраженным дипольным характером (дипольный момент 6,11×10-30Кл×м). Вода является хорошим растворителем полярных соединений, например аммиака или этилового спирта, не только потому, что их молекулы обладают значительной полярностью (соответственно 4,94×10-30Кл×м и 5,66×10-30Кл×м), но и потому, что при этом сохраняется характер связей, существовавших в исходных компонентах. Вместо водородных связей между молекулами каждого компонента – воды, аммиака и спирта возникают подобные вязи между растворителем и растворенным веществом. Растворимость газов в жидкостях определяется не только природой компонентов, но и изменяется в широких пределах в зависимости от давления и температуры. С увеличением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается. Эта закономерность выражается законом Генри: рi = Кi Хi где Хi – молярная доля i –го газа в растворе; рi – парциальное давление газа над раствором; Кi – постоянная Генри для i –го компонента. Закон Генри не выполняется, если растворение газа в жидкости сопровождается образованием новых химических веществ. Закон распределения: если в системе, состоящей из 2-ух несмешиваемых растворителей ввести 3-ее вещество, которое способно раствориться в обоих растворителях, то оно распределится м/у этими растворителями, т.о. чтобы отношение его концентрации в этих растворителях при постоянной температуре оставалось величиной постоянной независящей от количества введённого 3 -го компонента.

№ 42.Растворы, в которых данное вещество при данной температуре больше не растворяется, называются насыщенными. Содержание растворенного вещества в растворе зависит от его растворимости. Такой раствор может концентрированным, а может быть и разбавленным.

Важной характеристикой растворов служит их концентрация, которая выражает относительное количество компонентов в растворе. Различают массовые и объемные концентрации, размерные и безразмерные.

К безразмерным концентрациям (долям) относятся следующие концентрации:

· Массовая доля растворенного вещества W (B) выражается в долях единицы или в процентах:

где m (B) и m (A) – масса растворенного вещества B и масса растворителя A.

· Мольная доля растворенного вещества χ (B) выражается соотношением

Сумма мольных долей k компонентов раствора χ_i равна единице Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению - student2.ru

К размерным концентрациям относятся следующие концентрации:

· Моляльность растворенного вещества C_m (B) определяется количеством вещества n (B) в 1 кг (1000 г) растворителя, размерность моль/кг.

· Молярная концентрация вещества B в растворе C (B) – содержание количества растворенного вещества B в единице объема раствора, моль/м³, или чаще моль/литр:

где μ (B) – молярная масса B, V – объем раствора.

· Молярная концентрация эквивалентов вещества B C_Э (B) (нормальность – устаревш.) определяется числом эквивалентов растворенного вещества в единице объема раствора, моль∙литр^–1: