Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению. 1 страница
№ 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 = 2NO2константа 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 NO2.
№ 31. Поуравнению 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
№ 33.Для реакции N2 + 3H2 = 2NH3DH298 = - 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 реакции2NO + O2 = 2NO2DH>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 = 2SO3DH< 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: u1пр = kCN2CH23, а u2пр = k 1/2CN2[1/2CH2 ]3 = 1/16 kCN2CH23
u1обр = k1CNН32 , а u2обр = k1[1/2CNН3 ]2 = 1/4 k1CNН32
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:
vпрК1 [СО][Н2О]; vобр = К2[СО2][Н2];
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение Кр 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:
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:
u1пр = kCАCВ, а u2пр = k 2CА 2CВ = 4kCАCВ, т.е скорость прямой реакции увеличится в 4 раза
u1обр= kCАВ2, а u2обр = k[2CАВ ]2 = 4kCАВ
Скорость обратной реакции также возрастет в 4 раза.
При увеличении температуры на 500 С скорость прямой реакции возрастет в 32 раза, а скорость обратной – в 128 раз:
u2пр/u1пр= 25 = 32u2обр/u1обр = 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 χi равна единице
К размерным концентрациям относятся следующие концентрации:
· Моляльность растворенного вещества Cm (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 CЭ (B) (нормальность – устаревш.) определяется числом эквивалентов растворенного вещества в единице объема раствора, моль∙литр–1:
где nЭ (B) – количество вещества эквивалентов, μЭ – молярная масса эквивалента.
· Титр раствора вещества B (TB) определяется массой растворенного вещества в г, содержащегося в 1 мл раствора:
studopedia.org - Студопедия.Орг - 2014-2024 год. Студопедия не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования(0.013 с)...