Смещение равновесия в сторону реагентов. Химическое равновесие и способы его смещения — Гипермаркет знаний

Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

· Химическое равновесие— состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических

реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.[1]

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

· Смещение химического равновесия.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.

Факторы влияющие на химическое равновесие:

Температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←

N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

Давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →

Концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

· Принцип Ле-Шателье.Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии,

воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Гомогенный и гетерогенный катализ.

· Гомогенный катализ

Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:

H2О2 + I → H2О + IO

H2О2 + IO → H2О + О2 + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.

· Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.

Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.

1.Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества

2.Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их

3.Химическая реакция между реагирующими молекулами

4.Десорбция продуктов с поверхности катализатора

5.Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток

Примером гетерогенного катализа является окисление SO2 в SO3 на катализаторе V2O5 при производстве серной кислоты (контактный метод)

109.201.152.210 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

Химическое равновесие и способы его смещения

Гипермаркет знаний>>Химия>>Химия 8 класс>> Химия: Химическое равновесие и способы его смещения В обратимых процессах скорость прямой реакции вначале максимальна, а затем уменьшается иа-за того, что уменьшаются концентрации исходных веществ, расходуемых ив образование продуктов реакции. Наоборот, скорость обратной реакции, минимальная вначале, увеличивается но мере увеличения концентрации продуктов реакции. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Читать еще:  Как асцендент рассчитать? Рассчитать асцендент по дате рождения. Определение Асцендента (Восходящего знака, Асц) по внешнему виду человека

Состояние химического обратимого процесса называется химическим равновесием, если при этом скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Химическое равновесие является динамичным (подвижным), так как при его наступлении реакция не прекращается, неизменными остаются лишь концентрации компонентов, то есть ля единицу временя образуется такоеже количество продуктов реакции, какое превращается в исходные вещества. При постоянных температуре и давлении равновесие обратимое реакции может сохраняться неопределенно долгое время.

Нa производстве же чаще всего заинтересованы в преимущественном протекании прямой реакции. Например, в получении аммиаки, оксида серы (VI). оксида азота (II). Как же вывести систему иэ состояния равновесия? Как влияет на него изменение внешних условии, при которых протекает тот или иной обратимый химический процесс?

Французский химик Амрн Ле Шателье в 1885 г. вывел, a немецкий физик Фердинанд Браун в 1887 г. обосновал общий закон смещения химического равновесия в зависимости ОТ внешних факторов, который известен пол названием принципа Ле Шателье.

Если изменить одно из условий — температуру, давление или концентрацию веществ. — при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое препятствует зтому изменению.

Этот принцип можно было бы назвать принципом «делай наоборот и добьешься своего». Рассмотрим, как нужно поступить, чтобы сместить равновесие, если наменять каждое на условий реакции, на примере реакции синтеза аммиака.

Вначале Дадим характеристику этого процесса. 1. Прямая реакции является реакцией соединения. Так как из двух простых веществ азота и водорода — образуется одно сложное вещество — аммиак. Разумеется, обратная реакция по атому признаку относится к реакциям разложения.

2. Так как обе реакции — и прямая, и обратная протекают в присутствии катализатора (им может служить или универсальная, но дорогая платина, дешевый железный катализатор с добавками оксидов калия и алюминия), го обе реакции являются каталитическими. Следует отметить, что катализатор не влияет на смещение равновесия, он одинаково изменяет как скорость прямой, так и скорость обратной реакций, то есть только ускоряет момент наступления химического равновесия.

3. Прямая реакция протекает с образованием теплоты, поэтому относится к мезотермическим реакциям. Логично поэтому утверждать, что обратная реакция является эндотермической и протекает с поглощением теплоты.

Итак, рассмотрим теперь, как применим принцип Ле Шателье, принцип противодействия, для смещения равновесия реакции синтеза аммиака.

1. Изменение равновесных концентраций, то есть концентрация веществ после установления равновесия. Чтобы сместить равновесие в сторону обраловакия аммиака, необходимо увеличить концентрацию исходных веществ, то есть концентрацию азота и водорода, и уменьшить концентрацию продукта, то есть аммиака. Равновесные концентрации принято обозначать квадратными скобками, в отличие от неравновесных, которые обозначают буквой с. Следовательно, чтобы сместить равновесие нашей реакции вправо, нужно увеличить концентрацию азота и водорода и уменьшить концентрацию аммиака то есть вывести его из сферы реакция. Понятно, что для смещения равновесия влево нужно поступить наоборот.

2. Изменение давления. Сиител аммиака из водорода и азота сопровождается уменьшением объема: на четырех молей исходных веществ образуется только два моля аммиака. Очевидно, что в закрытом сосуде или аппарате (он называется колонной синтеза) продукты этой реакции создают меньшее давление, чем создавали исходные вещества. Значит, прямая реакция — синтез аммиака — сопровождается понижением давления.

Наоборот, разложение аммиака на водород и азот ведет к увеличению числа газообразных молекул, а потому и к увеличению давления. При сжатии реакционной смеси равновесие смещается вправо, в сторону опряноипинн аммиака, так как этот процесс приводит к уменьшению давления, то есть противодействует внешнему воздействию. Наоборот, уменьшение давления смещает равновесие влево, в направлении разложения аммиака.

Необходимо отметить, что изменение давления смещает равновесие лишь в том случае, если в реакции принимают участие газообразные вещества и она сопровождается изменением их количества. Если же количество газообразных веществ в процессе реакции не изменяется, то увеличение или уменьшение давления не влияет на равновесие такой обратимой реакции. Например, в реакции синтеза оксида азота (II) общее количество исходных газов N2 и 02 равно количеству продукта N0 (по два моля).

Читать еще:  Условия методической работы в доу. Методическая разработка на тему: Формы и методы методической работы в ДОУ

Поэтому изменение давления не нарушает равновесие этой реакции.

3. Изменение температуры. Мы уже выяснили, что процесс образования аммиака из водорода и азота является экзотермическим, а обратный — разложение аммиака — эндотермическим. При повышении температуры равновесие этой реакции сместится влево, в направлении реакции разложения аммиака, которая проходит с поглощением теплоты и поэтому ослабляется внешним воздействием — повышением температуры. Наоборот, охлаждение реакционной смеси смещает равновесие вправо, в направлении реакции синтеза аммиака. Эта реакция идет с выделением теплоты и противодействует охлаждению.

Следовательно, повышение температуры смещает химическое равновесие в сторону эндотермической реакции, а понижение температуры — в направлении экзотермической реакции.

Как можно убедиться на рассмотренных примерах, применение принципа Ле Шателье к обратимым химическим процессам открывает путь к управлению химическими реакциями.

Рассмотрите, как нужно изменить концентрацию веществ, давление и температуру, чтобы сместить равновесие вправо.

Вы уже убедились, что для смешения реакции синтеза амчпакя вправо необходимо понизить температуру. Почему же на производстве этот процесс проводят при достаточно высокой температуре — 500—550 °С?

Как нужно изменить концентрацию веществ, температуру и давление реакции синтеза иодоводорода, чтобы сместить равновесие вправо:

Как нужно изменить давление и температуру реакции обжига известняка, чтобы сместить равновесие вправо:

Объясните, почему раствор угольной кислоты, окрашенный лакмусом в красный цвет, через некоторое время становится фиолетовым.

Почему изменение давления не влияет на равновесие процесса синтеза оксида азота (Н)? Как изменится равновесие этого процесса при повышении температуры?

1. Состояние химического равновесия.

2. Принцип Ле Шателье и влияние изменения концентрации, температуры и давления на смещение равновесия.

Дайте характеристику реакции синтеза оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода:

Рассмотрите, как нужно изменить концентрацию веществ, давление и температуру, чтобы сместить равновесие вправо.

Вы уже убедились, что для смешения реакции синтеза аммиака вправо необходимо понизить температуру. Почему же на производстве этот процесс проводят при достаточно высокой температуре — 500—550 °С?

Как нужно изменить концентрацию веществ, температуру и давление реакции синтеза иодоводорода, чтобы сместить равновесие вправо:

Как нужно изменить давление и температуру реакции обжига известняка, чтобы сместить равновесие вправо:

Объясните, почему раствор угольной кислоты, окрашенный лакмусом в красный цвет, через некоторое время становится фиолетовым.

Почему изменение давления не влияет на равновесие процесса синтеза оксида азота (Н)? Как изменится равновесие этого процесса при повышении температуры?

графики к уроку 8 класса, поговорки к уроку химии, домашние задания для всех классов

Если у вас есть исправления или предложения к данному уроку, напишите нам.

Если вы хотите увидеть другие корректировки и пожелания к урокам, смотрите здесь — Образовательный форум.

Смещение равновесия в сторону реагентов. Химическое равновесие и способы его смещения — Гипермаркет знаний

Владельцы сайта

  • Галина Пчёлкина

Урок №24. Химическое равновесие и условия его смещения

1. Среди всех известных реакций различают реакции обратимые и необратимые. При изучении реакций ионного обмена были перечислены условия, при которых они протекают до конца. (вспомните их).

Известны и такие реакции, которые при данных условиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде сернистого газа происходит реакция: SO2 + H2O → H2SO3. Но оказывается, что в водном растворе может образоваться только определенное количество сернистой кислоты. Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, и происходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду. Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходит две реакции – прямая (между оксидом серы и водой) и обратная (разложение сернистой кислоты). SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

Читать еще:  Франц Лефорт: краткая биография и интересные факты. Франц Лефорт: краткая биография

2. Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции ( υ пр ) должна быть максимальной, а скорость обратной реакции ( υ обр ) равняется нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В определенный момент времени скорость прямой и обратной реакций становятся равными:

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

В состоянии химического равновесия количественное соотношение между реагирующими веществами и продуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление.

Количественно состояние химического равновесия описывается законом действующих масс.

При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ в реакционной смеси.

Эта постоянная величина называется константой равновесияk

Так для реакции: N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г) + 92,4 кДж константа равновесия выражается так:

Химическое равновесие зависит – от концентрации, давления, температуры.

Принцип Ле-Шателье определяет направление смешения равновесия:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону обратную этому воздействию.

1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

При добавлении в реакционную смесь, например азота , т.е. возрастает концентрация реагента, знаменатель в выражении для К увеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия должен увеличиться и числитель. Таким образом, в реакционной смеси возрастает количество продукта реакции. В таком случае говорят о смещении химического равновесия вправо, в сторону продукта.

Таким образом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации продуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в сторону реагентов, т.е. в сторону обратной реакции.

Изменение массы твердого вещества не изменяет положение равновесия.

2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции разложения аммиака (←)

При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции образования NO (→)

3) Влияние давления (только для газообразных веществ) – при увеличении давления, равновесие смещается в сторону образовани я веществ, занимающих меньший о б ъ ём.

При повышении давления ( P ): до реакции 4 V газообразных веществ после реакции 2 V газообразных веществ, следовательно, равновесие смещается вправо ( )

При увеличении давления, например, в 2 раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно, концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

В этом случае числитель выражения для К увеличится в 4 раза, а знаменатель в 16 раз, т.е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрасти концентрация аммиака и уменьшиться концентрации азота и водо рода. Равновесие сместится вправо.

Итак, при повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в сторону увеличения объёма.

Изменение давления практически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы не участвуют, практически не зависит от давления.

! На течение химической реакции влияют вещества – катализаторы. Но при использовании катализатора понижается энергия активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не смещается.

№1. Исходные концентрации С O и O 2 в обратимой реакции

Равны соответственно 6 и 4 моль/л. Вычислите константу равновесия, если концентрация CO 2 в момент равновесия равна 2 моль/л.

Источники:

http://studopedia.ru/19_371380_himicheskoe-ravnovesie-smeshchenie-himicheskogo-ravnovesiya-printsip-le-shatele.html
http://edufuture.biz/index.php?title=%D0%A5%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%BE%D0%B5_%D1%80%D0%B0%D0%B2%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%B5%D1%81%D0%B8%D0%B5_%D0%B8_%D1%81%D0%BF%D0%BE%D1%81%D0%BE%D0%B1%D1%8B_%D0%B5%D0%B3%D0%BE_%D1%81%D0%BC%D0%B5%D1%89%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D1%8F
http://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass—vtoroj-god-obucenia/urok-no24-himiceskoe-ravnovesie-i-uslovia-ego-smesenia

Ссылка на основную публикацию
Статьи на тему:

Adblock
detector