Dynamická podstata chemické rovnováhy
Download 144.21 Kb. Pdf ko'rish
|
- Bu sahifa navigatsiya:
- Rovnovážná konstanta elementárních reakcí
- Rovnovážná konstanta neelementárních reakcí Platí stejný vztah pro rovnovážnou konstantu i když je reak č ní
- Rovnovážné konstanty K c a K p
- Rovnováhy v heterogenních systémech
- Aplikace rovnovážné konstanty: rozsah reakce
- Aplikace rovnovážné konstanty: směr reakce
- Reakční kvocient Je-li
- Aplikace rovnovážné konstanty: výpočet rovnovážného složení
- Výpočet rovnovážného složení: příklad Faktory ovlivňující rovnovážný stav
- Le Châtelier ů v princip
- Faktory ovlivňující rovnovážný stav: koncentrace
- Faktory ovlivňující rovnovážný stav: tlak
- Faktory ovlivňující rovnovážný stav: teplota Okysličování krve ve vyšších nadmořských výškách
1 Dynamická podstata chemické rovnováhy • Ve sm ě si reaktant ů a produkt ů probíhá chemická reakce dokud není dosaženo rovnovážného stavu. • Chemická rovnováha má dynamický charakter protože produkty stále vznikají p ř ímou reakcí ale zárove ň jsou stejnou rychlostí spot ř
ě tnou reakcí. P ř .: CO + 3H
2 ↔ CH 4 + H
2 O
• Pouze
č ást reaktant ů je p
ř em ě n ě na na produkty (rozsah reakce je vždy menší než 100%). • Šipky v zápisu chemické reakce kvalitativn ě nazna
č ují rozsah reakce: – Jednoduchá šipka nazna č uje dominantní sm ě r reakce: H 2
2 (g)
→ H 2 O(g) – Obousm
ě rná šipka nazna č uje vyrovnan ě jší pom
ě r reaktant ů a
ů v rovnováze: N 2 O
(g) ↔ 2NO 2 (g).
• Rovnováha se ustaví vždy, nezávisle na tom jaké bylo p ů vodní
složení reak č ní sm ě si:
konstanta 2 Rovnovážná konstanta elementárních reakcí • Chemická rovnováha nastane když se vyrovnají rychlosti p ř ímé
a zp ě tné reakce: R f = R
r . • P ř .: rozklad N 2 O 4 : N 2 O 4 (g) ↔ 2NO
2 (g)
k f [N 2 O 4 ] = k r [NO 2 ] 2 nebo kde K
c je rovnovážná konstanta. • Rovnovážná konstanta pro obecnou reakci má tvar: aA + bB + cC + ... ↔ mM + nN + oO .... ] O N [ ] NO [ k k K 4 2 2 2 r f c = = c b a o n m c [C] [B] [A]
[O] [N]
[M]
K =
Platí stejný vztah pro rovnovážnou konstantu i když je reak č ní mechanismus složit ě jší? • P ř .: Jaký je rovnovážný vztah pro rozklad ozónu podle reakce 1. (g)
O
(g)
O
(g) O 2 k k 3 1 , f 1 , r + ↔
2.
(g) 2O
O(g)
(g) O 2 k k 3 2 , f 2 , r ↔ +
suma
2O 3 (g) ↔ 3O
2
Kinetické rovnice pro 1. a 2. reakci: ] O ][ O [ ] O [ k k ] O [ k ] O ][ O [ k 3 2 2 2 , r 2 , f 2 2 2 , r 3 2 , f = = ] O [ ] O [ k k ] O [ ] O ][ O [ k ] O [ k 2 3 1 , r 1 , f 2 1 , r 3 1 , f = = 2 3 3 2 2 , r 2 , f 1 , r 1 , f c ] O [ ] O [ k k k k K = = Eliminujeme O a vyjád ř íme K c :
ě r: vztah pro rovnovážnou konstantu je nezávislý na reak č ním mechanismu 3 Rovnovážná konstanta přímé a zpětné reakce • Rovnovážná konstanta zp ě tné reakce: aA + bB ↔
cC + dD ↔ aA + bB P ř .: Ur č ete rovnovážnou konstantu reakce: ½N 2
2 (g)
→ NH 3 (g) znáte-li N 2 (g) + 3H
2 (g)
→ 2NH
3 (g) K
c = 1.7x10
2 P ř .: Ur č ete rovnovážnou konstantu pro vznik HI(g) jsou-li rovnovážné koncentrace H 2 , I 2 a HI 0.0060 M, 0.106 M a 0.189 M. H 2
2 (g)
→ 2HI(g) K c = ?
P ř .: Ur č ete rovnovážnou konstantu reakce: ½ H 2
2 (g)
→ HI(g) K
c = ?
f , c r , c K 1 K = b a c d f , c ] B [ ] A [ ] C [ ] D [ K = c d b a r , c ] C [ ] D [ ] B [ ] A [ K = Rovnovážné konstanty K c a K p • Konstanta K c se používá pro reakce s tekutinami, K p obvykle pro reakce ve kterých vystupují plyny. • K P
c , místo koncentrací ovšem vystupují parciální tlaky (p A = x A ·p kde x
A je molární zlomek složky A, p A její parciální tlak, p celkový tlak). • P ř .: Napište rovnovážnou konstantu K P reakce:
N 2 (g) + 3H 2 (g)
→ 2NH
3 (g) K
P = ?
• P ř .: Ur č ete rovnovážnou konstantu K P syntézy amoniaku p ř i 500K, jsou-li rovnovážné parciální tlaky P NH3 = 0.15
atm, P N2 = 1.2 atm a P H2 = 0.81 atm. • U rovnovážné konstanty nebývá zvykem uvád ě t jednotky, ale je nutné v ě d ě t zda jde o K c nebo K
p , jaká
jednotka byla použita pro koncentraci/tlak a jaký je zápis p ř íslušné chemické reakce. 4 Rovnováhy v heterogenních systémech • Složení reagujících č istých složek (tuhých látek nebo kapalných fází) se p ř i reakci nem ě ní a ve vztahu pro rovnovážnou konstantu nevystupuje. • P
ř .: Napište rovnovážnou konstantu pro reakci: CaCO 3
↔ CaO(s) + 2CO(g). • P ř
kyseliny octové ve vodném roztoku: CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) ↔ CH 3 COO − (aq) + H 3 O + (aq) Rovnováhy v heterogenních systémech P CO 2
= K p CaCO
3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) P CO 2
nezávisí na množství CaCO 3 ani CaO 5 Aplikace rovnovážné konstanty: rozsah reakce • Rozsah reakce, tj. odhad zda budou v rovnovážné sm ě si
p ř evládat reaktanty nebo produkty, plyne z velikosti rovnovážné konstanty: – vysoké K (nap ř . 10
10 ) ⇒ p ř evažují produkty. – nízké K (nap ř . 10 − 10 ) ⇒ p ř evažují reaktanty. – Je-li hodnota K kolem 1, v rovnováze jsou ve srovnatelném množství p ř ítomné reaktanty i produkty. • P ř .: Odhadn ě te jaké složky budou p ř evládat v rovnováze u následujících reakcí: AgCl(s)
↔ Ag
+ (aq) + Cl − (aq)
K sp
=
1.8x10 − 10
Ag + (aq) + 2NH 3 (aq)
↔ Ag(NH
3 ) 2 + (aq)
7 f 10 x 7 . 1 K = H 2 CrO 4 (aq) + H 2 O(l)
↔ HCrO
4 - (aq)+H 3 O + K a1 = 0.15 Aplikace rovnovážné konstanty: směr reakce • Pokud známe po č áte
č ní koncentrace reagujících látek, m ů žeme spo
č ítat
reak č ní kvocient: pro obecnou reakci aA + bB ↔ cC + dD kde t je č as ve kterém byly koncentrace ur č eny, nemusí se tedy jednat o rovnováhu! • Srovnáním Q c s K
c lze zjistit spontánní sm ě r reakce. • Pokud jsou v systému pouze reaktanty, Q c = 0. Pokud jsou v systému pouze produkty, Q c ⇒ ∞ . • Je-li Q c < K c , budou vznikat produkty. • Je-li Q c > K c , budou vznikat reaktanty. • Je-li Q c = K c , reakce neprobíhá. • P ř .: Ur
č ete sm
ě r reakce: H 2 (g) + I
2 (g)
↔ 2HI(g) pokud po č áte
č ní koncentrace jsou [H 2 ] o = [I 2 ] o = [HI]
o = 0.0020M p ř i K
c = 46.
b a c t d t c [B]
[A] [C]
[D]
Q t t = 6 Reakční kvocient Je-li •
c > K c reakce bude probíhat zprava doleva (p ř ibývají reaktanty) • Q c = K c systém je v rovnováze (reakce navenek neprobíhá) •
reakce bude probíhat zleva doprava (p ř ibývají produkty) Aplikace rovnovážné konstanty: výpočet rovnovážného složení • Ze znalosti po č áte
č ního složení, stechiometrie a K c je možné
vypo č ítat rovnovážné složení reak č ní sm
ě si. Obecný postup: 1. Vyjád ř it rovnovážné složení všech složek s použitím po č áte č ního složení a bilan č ní neznámé x, která vyjad ř uje zm ě nu koncentrace. 2. Zapsat rovnovážnou konstantu s využitím takto definovaných rovnovážných koncentrací. Ř ešit rovnici pro prom ě nnou x. 3. Dosadit x do bilan č ních rovnic a vypo č ítat jednotlivé rovnovážné koncentrace.
7 • P ř .: Pro reakci: PCl 5 (g)
↔ PCl
3 (g) + Cl
2 (g), K
c = 0.800 M p ř i 340
o C.
Najd ě te rovnovážné složení reak č ní sm
ě si jsou-li po č áte
č ní koncentrace všech složek (reaktantu i produkt ů ) 0.120 M. • Ř
č ítáme Q
c abychom zjistili kterým sm ě rem bude reakce probíhat: Q c = 0.120 < K c ⇒ reakce sm ěř uje k produkt ů m.
Bilan č ní tabulka: PCl 5 (g) Cl 2 PCl 3 (g) po č átek 0.120M
0.120M 0.120M rovnováha 0.120 M − x 0.120 M + x 0.120 M + x
• Vztahy pro rovnovážné koncentrace dosadíme do rovnice pro rovnovážnou konstantu: • Upravíme na kvadratickou rovnici ve tvaru ax 2 + bx + c = 0, ur č íme
koeficienty a, b, c a ř ešíme: • Vypo
č tené x dosadíme do bilan č ních vztah ů . ( ) x
M
0.120 x
M 0.120
K 2 c − + = a 2 ac 4 b b x 2 − ± − = Výpočet rovnovážného složení: příklad Faktory ovlivňující rovnovážný stav • Zm
ě na v systému, který je v rovnováze, m ů že zp
ů sobit
zm ě nu v rovnovážném stavu (složení). • Le Châtelier ů v princip (princip pohyblivé rovnováhy): Za č ne-li p ů sobit na systém v rovnováze n ě jaký vn
ě jší
vliv, bude se systém snažit o snížení ú č inku tohoto vn ě jšího zásahu. • Podmínky které ovliv ň ují rovnováhu: – Koncentrace reaktant ů nebo produkt ů . P
ř idáním
nebo odebráním jednoho nebo více reaktant ů nebo produkt ů z/do rovnovážné sm ě si.
– Zm ě nou tlaku rovnovážné sm ě si ve které jsou alespo ň
ě které složky plynné. – Zm ě
8 • P ř idáním n
ě které z látek se rovnováha posune tak aby se snížil p ř
• P ř idání jednoho nebo více reaktant ů nebo odebrání jednoho nebo více produkt ů tedy vede k posunu rovnováhy doprava. • P ř .: Tabulka udává v 1. ř ádku rovnovážné složení sm ě si p
ř i syntéze NH 3 (g). Po odebrání poloviny NH 3 (g) spo
č ítáme Q
c a srovnáme s K c : Q
c < K c ⇒ reakce bude probíhat doprava tak aby vzniklo další NH 3 (g).
• P ř .: Použijeme tutéž rovnovážnou sm ě s a 10x zvýšíme koncentraci N 2 . Výsledný efekt bude podobný - Q c bude nižší než K c a bude
vznikat dodate č ný produkt. N 2 (g) + 3 H 2 ↔ 2 NH
3 (g)
rovnováha 0.50 M
3.00 M
1.98 M K c = 0.291 po ∆ NH 3 (g)
0.50 M 3.00 M
0.99 M Q c = 0.073
N 2 (g) +
3 H 2 ↔ 2 NH
3 (g)
rovnováha 0.50 M
3.00 M 1.98 M K c = 0.291 po ∆ N 2 (g) 5.0 M 3.00 M 1.98 M Q c = 0.0291 Faktory ovlivňující rovnovážný stav: koncentrace • Týká se pouze reakcí ve kterých vystupují plyny a látkové množství plyn ů se p ř i reakci m ě ní.
• Zvýšení tlaku (tj. zmenšení objemu) posune rovnováhu ve sm ě ru
menšího látkového množství plyn ů . – D ů sledek stavové rovnice: tlak a objem jsou navzájem nep ř ímo
úm ě rné (p = nRT/V). • P ř .: Zjist ě te jaký vliv na rovnováhu v uvedené reakci bude mít dvojnásobné zvýšení tlaku. V f = ½ V I , Q c < K c , rovnováha se posune doprava (po č et mol
ů plyn
ů se p
ř i reakci snižuje ze 4 u reaktant ů na 2 u produkt ů ).
• Tuhé látky a kapaliny v reakcích nejsou ovlivn ě ny tlakem. • P ř .: Ur č ete kterým sm ě rem se posune rovnováha uvedené reakce pokud dojde k dvojnásobnému zvýšení tlaku: C(s) + CO 2 (g)
↔ 2CO(g)
N 2 (g) + 3 H 2 ↔ 2 NH
3 (g)
rovnováha 0.50 M
3.00 M 1.98 M K c = 0.291 po ∆ P 1.00 M 6.00 M 3.96 M Q c = 0.073 Faktory ovlivňující rovnovážný stav: tlak 9 • Zm ě na teploty ( ∆ T) vede ke zm ě n ě hodnoty rovnovážné konstanty ( ∆ K c ). • Charakter zm ě ny K
c s teplotou závisí na hodnot ě reak
č ní entalpie ( ∆
r ). – Zvýšení teploty vede k dodate č nému pr
ů b ě hu endotermické reakce;
– Snížení teploty vede k dodate č nému pr ů b ě hu exotermické reakce. • Jak ovlivní snížení teploty množství CO vzniklého následující reakcí: 2CO 2 (g) ↔ 2CO(g) + O 2 (g)
∆ H r = 566 kJ Vliv katalyzátoru • Katalyzátor nemá žádný vliv na polohu chemické rovnováhy, pouze urychluje dosažení rovnováhy. • K c závisí na ∆ H
, ne na E a . Faktory ovlivňující rovnovážný stav: teplota Okysličování krve ve vyšších nadmořských výškách K c = [HbO 2 ] [Hb][O 2 ] Hb (aq) + O 2 (aq) HbO 2 (aq) O 2 (g) O 2 (aq) • P ř
rovnováha 1. reakce posune vlevo, sníží se [O 2
2 ]
10 Haberův proces N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) ∆ H
= -92.6 kJ/mol (p ř
Download 144.21 Kb. Do'stlaringiz bilan baham: |
ma'muriyatiga murojaat qiling