Wykład 10.Równowaga chemiczna. Prawo działania mas, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC


X. RÓWNOWAGA CHEMICZNA. PRAWO DZIAŁANIA MAS

1. Stopień przereagowania

- jest to miara zaawansowania reakcji chemicznej

0x08 graphic

Ogólnie:

gdzie: ni* - liczność i-tego substratu, który przereagował

nip - początkowa liczność

ni - liczność aktualna (po przereagowaniu)

0x08 graphic

Dla V = const.

0 αi 1 lub w procentach 0 < αi < 100%

Dla reakcji z udziałem jednego substratu, np.:

2NH3 = N2 + 3H2

αi - jest nazywane stopieniem dysocjacji termicznej

2. Reakcje odwracalne i nieodwracalne

Przykłady:

a) H2 + I2 = 2HI

ściślej: H2(g) + I2(g) 2HI(g)

Reakcja ta jest odwracalna

b) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

c) H+ + OH- H2O

d) Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3

Reakcje b-d są praktycznie nieodwracalne

3. Pojęcie stanu równowagi chemicznej

Weźmy reakcję w stanie gazowym:

CO2 + H2 CO + H2O

V = const. T = const.

r = k1 cCO2 cH2 r maleje

r = k2 cCO cH2O r rośnie

0x08 graphic
0x08 graphic
0x08 graphic

0x08 graphic
0x08 graphic

0x08 graphic

0x08 graphic
0x08 graphic

0x08 graphic
0x08 graphic

0x08 graphic

0 tr (czas)

W stanie równowagi chemicznej reakcje (w lewo i w prawo) przebiegają nadal, ale ich szybkości są jednakowe. Osiągnięta równowaga nosi charakter równowagi dynamicznej

r = r

0x08 graphic

0x08 graphic

cCO, cH2O, cCO2, cH2 - stężenia molowe w stanie równowagi (w mol/dm3)

Kc - stała stężeniowa, tj. wyrażona przy pomocy stężeń

Wprowadźmy:

0x08 graphic

co - standardowe stężenie molowe reagenta 1 mol/dm3

[i] - względne stężenie molowe danego reagenta

0x08 graphic

0x08 graphic
Ogólnie:

Stała Kc jest wielkością bezwymiarową.

0x08 graphic
Stała ciśnieniowa, tj. wyrażona przy pomocy ciśnień cząstkowych:

po 1,01325105 Pa = 1 atm (ciśnienie standardowe)

Stała równowagi Kx wyrażona jest przy pomocy ułamków molowych:

0x08 graphic

Stałe Kp i Kx są też bezwymiarowe

Jak rozumieć równowagę chemiczną?

Przykład: Reakcja syntezy jodowodoru:

H2(g) + I2(g ) 2HI(g)

Doświadczalnie stwierdzono iż dla 4-ch różnych stanów początkowych w stanie równowagi znajduje się odpowiednio:

Nr doświadczenia

1

Stan początkowy

1,00 mol H2

1,00 mol I2

0,00 mol HI

Stan równowagi

0,222 mol H2

0,222 mol I2

1,56 mol HI

2

0,00 mol H2

0,100 mol I2

3,50 mol HI

0,350 mol H2

0,450 mol I2

2,80 mol HI

3

0,0150 mol H2

0,00 mol I2

1,27 mol HI

0,150 mol H2

0,135 mol I2

1,00 mol HI

4

0,00 mol H2

0,00 mol I2

4,00 mol HI

0,442 mol H2

0,442 mol I2

3,116 mol HI

Obliczmy stałe równowagi (Kc) dla każdego z tych 4 przypadków:

Znając, że V = 100 cm3

Nr doświad-czenia

Stężenia równowagowe

(mol /dm3)

[H2]

[I2]

[HI]

1

2

3

4

0,222

0,350

0,150

0,442

0,222

0,450

0,135

0,442

1,56

2,80

1,00

3,116

(1,56)2/(0,222) (0,222)

(2,80)2/(0,350) (0,450)

(1,00)2/(0,150) (0,135)

(3,12)2/(0,442) (0,442)

49,4 ÷ 49,8

Prawo działania mas:

W danej temperaturze, substraty reagują ze sobą tak długo, dopóki stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów reakcji nie osiągnie wartości stałej, charakterystycznej dla tej reakcji.

4.  Zależność położenia stanu równowagi od ciśnienia, stężenia reagentów i temperatury

a) Wpływ ciśnienia T = const.

Rozpatrzmy reakcję w fazie gazowej

3H2 + N2 2NH3 V = const

4 mole 2 mole

Jeśli reakcja przebiega w prawo to sumaryczna liczności, maleje. A więc ciśnienie ogólne też maleje.

Odwrotnie jest gdy reakcja przebiega w lewo - ciśnienie wówczas rośnie.

Jak się zachowa układ gdy zwiększymy ciśnienie?

- układ będzie się starał tej zmianie przeciwstawić,

- równowaga przesuwa się w prawo,

- ale wartość stałej Kp się nie zmieni.

Dla reakcji syntezy amoniaku:

3H2 + N2 = 2NH3:

0x08 graphic

Jeżeli przez x oznaczymy:

0x01 graphic
ułamek molowy amoniaku

p = ciśnienie sumaryczne

A więc dla x << 1 istnieje proporcjonalność pomiędzy ciśnieniem ogólnym (p) i ułamkiem molowym amoniaku:

0,11 Kp p2 = x2

Czyli ze wzrostem ciśnienia rośnie ułamek molowy amoniaku a tym samym wydajność reakcji syntezy NH3 zwiększa się.

Czy tak będzie też dla reakcji:

2H2O(g) 2H2(g) + 1O2(g)

2 mole 3 mole

Nie - tutaj będzie odwrotnie!

Czyli tutaj wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna przesunie się w lewo.

Dla reakcji:

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)

2 mole 2 mole

Tutaj nie będzie wpływu ciśnienia na położenie stanu równowagi

b) Prawo przekory = Reguła LaChatelier Brauna

Przy zmianie jednego z parametrów zewnętrznych

(np. ciśnienia) równowaga chemiczna przesuwa się w takim kierunku, aby przeciwdziałać tej zmianie

c) Wpływ stężenia jednego z reagentów reakcji

Reakcja w stanie gazowym:

CO2

+

H2

CO

+

H2O

przed

reakcją

1,00 mola

1,00 mola

0,00

0,00

w stanie

równowagi

0,54 mola

0,54 mola

0,46 mola

0,46 mola

0x08 graphic

0x08 graphic

Jeżeli wzrośnie liczność wodoru z 1,00 do 9,00 moli to:

CO2

+

H2

CO

+

H2O

przed

reakcją

1,00 mola

9,00 mola

0,00

0,00

w stanie

równowagi

0,13 mola

8,13 mola

0,87 mola

0,87 mola

α = 87%

0x08 graphic

d) Wpływ temperatury

Rozważmy to na przykładzie syntezy amoniaku:

3H2 + N2 2NH3 ΔH298 o- = - 92 kJ/mol

Reakcja zachodząca w prawo jest egzotermiczna - w czasie syntezy NH3 wydziela się ciepło.

Odwrotna reakcja będzie endotermiczna.

Czy wzrost temperatury jest korzystny na wydajność reakcji zachodzącej w prawo? NIE !

Oto dane doświadczalne dla reakcji syntezy amoniaku:

Temp., K

673

723

873

Kp

1,8 10-4

4,7 10-5

2,1 10-6

Tak więc stała Kp maleje ze wzrostem temperatury.

Ze zmianą temperatury zmienia się wartość stałej Kp Kc i Kx.

5. Dobór optymalnych warunków określonej reakcji

Na przykładzie reakcji syntezy amoniaku:

N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)

Reakcja powinna zachodzić:

a) szybko,

b) z wysoką wydajnością.

szyb

-kość

wydaj-ność

optymalne warunki

stała równowagi

temperatura

+

-

umiarkowana

-

ciśnienie

+

+

wysokie

0

katalizator

+

0

obecny

0

stężenie substratów

+

+

nadmiar jednego z substratów

0

„+” - wpływ dodatni,

-” - wpływ ujemny,

„0” - brak wpływu. Koniec rozdziału X-go.

Władysław Walkowiak Chemia Ogólna WPC 1002w

2 / 16

CO2 + H2 CO + H2O

stan równowagi

CO + H2O CO2 + H2

Szybkość reakcji chemicznej

stąd:

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

Rozdział X. Równowaga chemiczna. Prawo działania mas



Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
Wykład 3. Reakcje chemiczne, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wykład 1. Wstępne pojęcia chemiczne, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wykład 7. Okresowosc wlasciwosci pierw. chemicznych, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) D
Wykład 9. Szybkosc reakcji chemicznych, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wykład 3. Reakcje chemiczne, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wykład 5. Elektronowa struktura atomu, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wykład 2. Roztwory i stężenia, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wykład 11b. Elektrolity - cd., chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wykład 11a. Elektrolity - kwasy, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wykład 4. Reakcje utleniajaco-redukcyjne, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wykład 12. Reakcje jadrowe, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Wyklad 9. Rownowaga chemiczna. Prawo dzialania mas PCHN SKP studport
Walkowiak, chemia ogólna, równowaga chemiczna i prawo działania mas
Wyklad 10. Rownowaga chemiczna, chomikowe, WYKŁADY z Chemii
7.Prawo działania mas - równowaga chemiczna, Chemia ogólna ćwiczenia
prawo dzialania mas
PRAWO WYKŁAD 10, Licencjat UE, prawo
Wykład Ch F równowagi chemiczne
WYKŁAD 10 równowaga kwasowo zasadowa

więcej podobnych podstron