Хімічна рівновага та умови її зрушення



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Хімічна рівновага та умови її зрушення



 

Відносно напрямку протікання реакції ділять на необоротні та оборотні(див. Вище). Серйозною науковою та практичною проблемою до нинішнього часу є те, що оборотні реакції здійснюються у промисловому масштабі з великими труднощами, тому що оборотним реакціям властивий стан динамічної хімічної рівноваги.

Динамічна хімічна рівновага – це такий стан системи, при якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції. Щоб дослідити це явище, слід розрахувати константу рівноваги Кр. Причому Кр по різному розраховується для гомогенних та гетерогенних реакцій.

 

1. Принцип розрахунку константи рівноваги для гомогенної реакції розглянемо на конкретному прикладі синтезу амоніаку в колонах синтезу. Цей процес іде за відомим рівнянням: N2 г. + 3H2 г. ↔ 2 NH3 г. + Q

 

Розрахуємо швидкості прямої та зворотної за рівнянням Гульдберга - Вааге:

 

υ пр. =

 

υ звор. =

 

Якщо система перебуває в стані динамічної хімічної рівноваги, то υ пр. = υ звор. , отже

 

тобто,Кр = ------------------

Тобто, якщо написати рівняння гомогенної реакції у загальному вигляді: 2А(г) + В(г.) → 3 С

Кр = ------------------

2. Запам’ятай! Для гетерогенної реакції при проведенні розрахунку константи рівноваги Кр до уваги беруть лише концентрації тих речовин, які перебувають в газоподібному (газуватому) стані. Наприклад, напишемо гетерогенну реакцію у загальному вигляді:

А(тв.) + 3В(г.) → 2Д(тв.) + Н(г.)

 

Кр = ------------------

Таким чином, якщо

Кр > 1 , іде Кр < 1 , іде Кр = 1 ,

 

Такий стан економічно невигідний, тому що хімічна система не дає продукту реакції, отже стан динамічної хімічної рівноваги слід зміщувати в сторону протікання прямої реакції.

 

У 1884 році французький вчений Ле Шательє виявив принцип зміщення рівноваги. Принцип Ле Шательє формулюється так:

« якщо на систему, яка знаходиться в стані рівноваги, діє певний фактор, який зміщує дану рівновагу, то рівновага в системі зміститься в сторону послаблення дії даного фактора».

На зміщення рівноваги вправо в бік утворення продуктів реакції впливають такі фактори:

- Концентрація реагуючих речовин. Якщо збільшувати концентрацію вихідних речовин, а концентрації продуктів реакції зменшувати, то рівновага зміститься в сторону прямої реакції(вправо);

- Температура. Якщо реакція екзотермічна, слід охолоджувати систему, якщо ендотермічна - слід підвищувати температуру в реагуючій системі.

- Тиск.

Опорна схема «Способи зрушення хімічної рівноваги при змінах стану системи»

Концентрація

 

При збільшенні ↑ концентрації продуктів реакції  
При зменшенні ↓ концентрації продуктів реакції  
При збільшенні ↑ концентрації вихідних речовин  
При зменшенні ↓ концентрації вихідних речовин  

 

Зменшувати концентрацію продуктів реакції, а збільшувати концентрацію вихідних речовин, щоб уникнути стану динамічної хімічної рівноваги.

Тиск

A. якщо реакція йде зі зменшенням об’єму Б. якщо реакція йде зі збільшенням об’єму В. Якщо реакція йде без зміни об’єму
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 1V + 3V 2 V 4V 2V 4 NH3 + 5О 2 ↔ 4 NO + 6 H2O 4V 5V 4V 6V Н2 + Cl2 ↔ 2 НCl 1 V 1 V 2 V
При підвищенні тиску ↑ При підвищенні ↑ тиску  
При зниженні ↓тиску   При зниженні тиску ↓    

Температура

А.Реакція екзотермічна ∆ Н < 0; Q > 0 Б. Реакція ендотермічна ∆ Н > 0; Q < 0
При підвищенні ↑ температури При підвищенні температури ↑  
При зниженні температури ↓ При зниженні ↓ температури  

 

Розчини. Класифікація розчинів. Сучасна теорія розчинів

 

Розчин – гомогенна( більш-менш однорідна) система, яка складається з двох та більше компонентів – розчиненої речовини, розчинника та продуктів їхньої взаємодії.

Існує така класифікація розчинів:

  1. За ступенем дисперсності:
Істинні Колоїдні 1.1.Грубодисперсні
розчин цукру у воді, солі у воді та ін) - розчини, в яких розмір частинок менший за 1 нм.   крохмальний клейстер, білок курячого яйця у воді та ін.) - розчини, в яких розмір частинок коливається від 1 нм до 100 нм. * Суспензії(глина з водою, пісок з водою, цемент з водою та ін). * Емульсії( олія з водою, бензин з водою та ін.).

 

  1. За агрегатним станом. Розрізняють 9 основних типів розчинів за агрегатним станом

 

І. Рідкі – розчини солей, кислот, лугів та інших речовин у воді. ІІ. Тверді – сплави кількох металів.   ІІІ - Газоподібні(газуваті) – повітря, аерозолі, суміші газів та ін.
Газ – рідина Рідина – рідина Тверда речовина - рідина Газ – тверда речовина Рідина – тверда речовина Тверда речовина - тверда речовина Рідина - газ Тверда речовина – газ Газ - газ

 

Основні положення сучасної теорії розчинів

 

Довгий час розчинення речовин вважалося суто фізичним процесом, вперше глибинну суть фізико – хімічного процесу розчи-нення розкрив російський вчений Д.І.Менделєєв в своїй гідратній теорії розчинів, яка була пізніше доповнена та вдосконалена. Сучасна теорія розчинів має такі основні положення:

- Процес взаємодії розчинника з частинками розчиненої речовини – це сольватація. Якщо розчинником виступає вода, цей процес називається гідратація.

- Далі відбувається іонізація – процес руйнування структури розчиненої речовини( руйнування кристалічних ґраток кристалів).

- Потім відбувається дифузія – більш менш рівномірний розподіл сольватованих частинок в об’ємі розчину.

Перший процес супроводжується виділенням тепла(тобто є екзотермічним), а другий – поглинанням тепла, тобто є ендотермічним. Від співвідношення поглинутого та виділеного тепла залежить, чи буде процес екзотермічним чи ендотермічним. Наприклад, розчинення солей та лугів у воді супроводжується поглинанням тепла, а розчинення концентрованої сульфатної кислоти – виділенням тепла за рахунок утворення гідратів: Н2SO4 + n H2O→ Н2SO4 ∙ n H2O

 

Кристалогідрати

Кристалогідрати - це група кристалічних речовин, до складу яких входить певне число молекул води ( кристалізаційна вода). Вивчи напам’ять!

CuSO4 · 5 Н2О – мідний купорос Na2SO4· 10 Н2О - глауберова сіль(мірабіліт)
FeSO4· 7 Н2О - залізний купорос ZnSO4· 7 Н2О - цинковий купорос
CaSO4· 2 Н2О - гіпс MgSO4· 6 Н2О – гексагідрат магній сульфат, карловарська гірка сіль
CaSO4· Н2О - напівводний гіпс, моногідрат цинк сульфат, алебастр; Na2СO3· 10 Н2О декагідрат натрій карбонат( кристалічна сода)

Розчинність речовин. Фактори, які впливають на розчинність

Розчинність – здатність речовин, змішуючись з іншою речовиною утворювати гомогенні системи.

За здатністю розчинятись речовини можна розподілити за такими групами:

- добре розчинні – речовини, які за кімнатної температури розчиняються в кількості, більшій ніж 1 г;

- погано розчинні, які за кімнатної температури розчиняються в кількості від 1 г до 0,001г;

- практично нерозчинні, які за кімнатної температури розчиняються в кількості, меншій ніж 0,001 г на 100 г розчинника.

Розчинність залежить від таких факторів:

- Природа речовини, тобто речовини з йонним та ковалентним сильнополярним зв’язком (луги, кислоти та солі) добре розчинні у полярному розчиннику (воді), органічні сполуки з коротким вуглеводневим радикалом( спирти, карбонові кислоти) також добре розчинні у воді. Однак речовини з ковалентним малополярним зв’язком у воді розчиняються погано або зовсім нерозчинні але добре розчиняються в органічних розчинниках ( спиртах, ефірах, бензині та ін.).

- Температура. Розчинність більшості речовин з підвищенням температури збільшується, тому що збільшується енергія активації молекул, але розчинність газів з підвищенням температури падає.

- Тиск. Тиск впливає лише на розчинність газів: відповідно до закону Генрі при збільшенні тиску розчинність газів зростає, при зниженні тиску – зменшується.

 

Теорія електролітичної дисоціації (ТЕД)

В кінці 19 ст. перед хіміками та фізиками постав ряд серйозних наукових проблем:

- якщо через розчин певної речовини пропускати постійний електричний струм, то розчини одних речовин

проводять електричний струм, а інших – ні?

- чому розчини лугів, кислот та солей мають аномально високий осмотичний тиск, значно вищий від теоретично

розрахованого?

Англійський вчений Майкл Фарадей запропонував первісну наукову гіпотезу для пояснення цих фактів: під впливом електричного струму у розчинах з'являються заряджені частинки – Йони, і тому розчини проводять електричний струм. Майкл Фарадей запропонував розділити речовини на електроліти та неелектроліти.

Електроліти – речовини з ковалентним полярним та йонним типом зв’язку, добре розчинні у воді, розчини та розплави яких проводять електричний струм. До електролітів відносяться солі, луги та кислоти. У таблиці розчинності ці речовини позначені буквою «Р».( див. тб. Розчинності ).

Неелектроліти – речовини з ковалентним малополярним або неполярним типом зв’язку, нерозчинні у воді, розчини та розплави яких не проводять електричний струм. До неелектролітів відносяться нерозчинні солі, основи та кислоти, більшість органічних речовин. У таблиці розчинності ці речовини позначені буквою «М» та «Н».( див.тб.Розчинності ).

У 1887 році шведський вчений Сванте Арреніус запропонував свою наукову гіпотезу як доповнення та переосмислення гіпотези Майкла Фарадея: розчини проводять електричний струм тому, що під впливом полярного розчинника – води у них з'являються заряджені частинки – Йони, тобто вода розщепляє молекули розчиненої речовини на Йони, а не електричний струм. На цей час вийшла в світ гідратна теорія розчинів Д.І. Менделєєва(див. Вище), якій, на перший погляд, гіпотеза С. Арреніуса повністю суперечила, тому погляди молодого шведського вченого не відразу сприйняв науковий світ, адже його науковим противником був Д.І.Менделєєв. І лише у 1888 – 1891 роках російським вченим І.Каблукову та В. Кістяківському вдалось «примирити» ці дві теорії та створити єдину теорію електролітичної дисоціації. Тому лише в 1903 році Сванте Арреніусу було присуджено Нобелівську премію за ТЕД.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації

 

  1. Електролітична дисоціація – процес розпаду електроліту на Йони під час розчинення або розплавлення у воді.
  2. Електролітичній дисоціації у воді підлягають речовини з йонним та ковалентним полярним зв’язком, в розплавах – лише з йонним.
  3. Позитивно заряджений електрод має назву «анод», тому відповідно негативно заряджені Йони, які при пропусканні електричного струму прямують до аноду, називаються «аніони». Негативно заряджений електрод має назву «катод», тому відповідно позитивно заряджені Йони, які при пропусканні електричного струму прямують до катоду , називаються «катіони». (див. таб. розчинності).
  4. Йони у водних розчинах оточені молекулами води, які мають образну назву «гідратна оболонка» або «гідратна шуба».
  5. Не всі електроліти дисоціюють в розчинах однаковою мірою. Це визначається за допомогою ступеня дисоціації. Ступінь дисоціації ( ά ) – відношення числа дисоційованих молекул( n) до загального числа молекул електроліту у розчині (N), виражене у частках від одиниці або у відсотках.

Ступінь дисоціації залежить від таких параметрів:

- тип зв’язку та рівень полярності в молекулах електроліту та розчинника;

- концентрація розчину - з розведенням розчину ступінь дисоціації слабких електролітів збільшується. Ця

закономірність має назву закон розведення Освальда.

- температура розчину.

  1. Сильні електроліти, це група речовин, які дисоціюють практично повністю, тобто 50% < ά ≤ 99,9% . До них відносяться HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClО4, луги NaOH, КОН, Са(ОН)2, Ва(ОН)2, та ін.
  2. Слабкі електроліти – це група речовин, ступінь дисоціації яких менше 3 % навіть у розведених розчинах. До них відносяться HF, H2S, H2CO3, H2SiO3, H2SO3, H3PO4, HClО, HClО2, нерозчинні основи(див.тб. розчинності).
  3. Дисоціація – процес оборотний, тобто у розчинах встановлюється динамічна рівновага між числом дисоційованих молекул та тих молекул, які не продисоціювали.

 

Механізм електролітичної дисоціації

 

Відповідно до гіпотези Сванте Арреніуса причиною дисоціації молекул електроліту у воді є молекули води, які мають таку будову:

Молекулам води характерний ковалентний полярний зв'язок, тому молекулу води можна умовно уявити у вигляді диполя.

 

Коли електроліт потрапляє у воду, його оточують диполі води і повертаються до катіонів негативно зарядженою частиною, а до аніонів – позитивно зарядженою частиною, і, коли сумарна сила притягання між диполями та йоном стане більшою, ніж сила притягання між різнойменно зарядженими йонами у кристалічній ґратці електроліту, тоді йони вириваються з ґратки. Вирвані Йони диполі води відразу оточують, утворюючи гідратну оболонку або «гідратну шубу», яка допомагає йонам рухатись, а також заважає різнойменно зарядженим йонам електроліту з’єднуватись у молекули. Таким чином відбувається дисоціація електролітів з йонним типом зв’язку – солей та лугів.

Для кислот механізм дисоціації у водних розчинах дещо складніший: диполі води утворюють зв'язок з катіонами Гідрогену кислоти за донорно-акцепторним механізмом, і при цьому утворюється катіон гідроксонію. При цьому виникає додаткова поляризація ковалентного полярного зв’язку між катіонами Гідрогену та кислотним залишком, і молекули кислоти дисоціюють.

Наприклад: як дисоціює у водних розчинах хлоридна кислота: Н2О + HCl ↔

 

А у спрощеному вигляді записують так: HCl ↔

Електролітична дисоціація речовин різних класів

 

Речовини різних класів неорганічних сполук дисоціюють по різному. ( При виконанні цієї вправи користуйся таблицею розчинності ).

1. Оксиди ЕnOm 1.1. Оксиди металів – неелектроліти. 1.2. Оксиди неметалів здатні розчинятись у воді, але Йони при цьому не утворюються.   2. Гідроксиди(Основи). Ме(ОН)n. 2.1. Луги – електроліти, здатні дисоціювати у водних розчинах та розплавах на катіони металу та гідроксид – аніони. Ме(ОН)n ↔ Ме n+ + n ОН‾   Наприклад: КОН ↔ Са(ОН)2 ↔   2.2. Нерозчинні основи – неелектроліти, тобто у воді на Йони не дисоціюють. Al(OH)3 ↔  
Кислоти НnКЗ (НАn ¯ ) – електроліти, які здатні дисоціювати на катіони Гідрогену та аніони кислотного залишку. НАn ¯ ↔ Н + + Аn ¯   Наприклад: HNO3 ↔ Для багатоосновних кислот характерна ступінчаста дисоціація. Наприклад, сульфатна кислота дисоціює так:   1 ступінь H2SO4 ↔   2 ступіньHSO4 ¯ ↔    
4. Солі МеКЗ – електроліти, молекули яких дисоціюють у водних розчинах та розплавах на катіони металу та аніони кислотного залишку. Наприклад: КCl ↔ Ва( NO3) 2 ↔ Al2(SO4) 3 ↔ ВаSO4    

Реакції йонного обміну та умови їхнього проходження до кінця

Електролітична дисоціація - процес надзвичайно поширений, процеси утворення йонів ідуть у живих організмах рослин, тварин та людини, у ґрунті, водах рік, морів та океанів та в інших місцях неживої природи, тому з точки зору хімії правильніше писати рівняння реакцій не між молекулами, а між йонами.

Реакції йонного обміну (РЙО) – це реакції між йонами в розчинах або розплавах електролітів. Щоб правильно складати рівняння реакцій йонного обміну, слід користуватись таблицею розчинності. Але не всі РЙО ідуть до кінця, наприклад:

KCl р. + NaNO3 р. ↔

 

Далі відповідно до правил дисоціації розпишемо повне йонне рівняння:

 

Висновок: ця реакція не йде до кінця, тому що утворюється суміш йонів.

 

Реакції йонного обміну проходять до кінця в тому випадку, коли:

- Утворюється осад.

 

CuCl2 + 2 NaOH →

- Утворюється малодисоційована речовина(вода)

 

КОН + HCl ↔

Виділення газу

К2СОз + 2 HNO3 ↔

 



Последнее изменение этой страницы: 2016-04-19; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.239.58.199 (0.014 с.)