Меню

При уменьшении концентрации давление увеличивается

Влияние изменения концентрации

Введение в равновесную систему дополнительных количеств любого из реагирующих веществ ускоряет ту реакцию, при которой оно расходуется. Таким образом, увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону образования исходных веществ. Степень смещения равновесия при данном количестве реагента находится в зависимости от стехиометрических коэффициентов.

Например, в случае равновесной системы

равновесие может быть смещено вправо увеличением концентрации СО или Н2О; уменьшение концентрации СО2 или Н2 также приводит к смещению равновесия вправо. При увеличении концентрации СО2 или Н2 , а также при уменьшении концентрации СО или Н2О равновесие смещается влево.

Влияние изменения давления

В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение давления смещает

равновесие в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению общего числа молекул в газовой смеси, а, следовательно, к уменьшению давления в системе. Наоборот, при уменьшении давления равновесие смещается в сторону реакции, сопровождающейся увеличением общего числа молекул газа, что влечет за собой увеличение давления в системе.Например, уравнение обратимого процесса

показывает, что из одной молекулы азота и трех молекул водорода образуются две молекулы аммиака. Из-за уменьшения числа молекул повышение давления вызывает смещение равновесия реакции вправо — в сторону образования аммиака, что сопровождается понижением давления в системе. Наоборот, понижение давления приводит к смещению равновесия влево — в сторону разложения аммиака, что влечет за собой повышение давления в системе.

В тех случаях, когда в результате реакции число молекул газообразных веществ остается постоянным, при изменении давления одинаково изменяются скорость прямой и обратной реакции, и поэтому равновесие не смещается. К таким реакциям относятся, например, реакции

Принцип Ле Шателье имеет большое практическое значение. Он дает возможность находить такие условия для протекания химического процесса, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества.

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Что такое скорость химической реакции?

2. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

3. Как на скорость химической реакции влияет концентрации реагирующих
веществ, температура, давление, присутствие катализатора?

4. Чем характеризуется состояние химического равновесия?

5. Как определить величину константы химического равновесия?

6. Может ли смещаться химическое равновесие?

7. Сформулируйте принцип Ле-Шателье о смещении химического равновесия.

8. Какие факторы и каким образом влияют на смещение химического равновесия?

9. Как изменится скорость химической реакции, если температура в системе
увеличится на 30°С, а температурный коэффициент у = 3,0?

10.Укажите правильное выражение для скорости (кинетическое уравнение) химической реакции’ 2А+ЗВ→2С

11.Как изменится скорость химической реакции 2NO + О2 = 2NO2, если

концентрацию вещества NO2 увеличить в 7 раз?

12.Найти константу равновесия и исходные концентрации веществ в реакции

2NO+O2↔2NO2. Равновесие установилось при следующих концентрациях

реагирующих веществ: [NO]=0,02 моль/л, [О2]=0,3 моль/л, [NO2]=0,06

13.В каком направлении сместится равновесие в системах

при понижении температуры и при повышении давления?

ТЕМА 5.1 ХАРАКТЕРИСТИКА РАСТВОРОВ

Растворы имеют важное значение в жизни и практической деятельности человека. Растворами являются все важнейшие физиологические жидкости (кровь, лимфа и т.д.) Все производства в той или иной мере связаны с использованием различных растворов.

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в довольно широких пределах.Наиболее важный вид растворов — это жидкие растворы.

Всякий раствор состоит из растворенного вещества и растворителя, т.е. среды, в которой это вещество равномерно распределено в виде молекул или более мелких частиц — ионов.Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор (например, в случае водного раствора соли растворителем является вода). Если оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии, то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве. Однородность растворов делает их сходными химическими соединениями. Выделение тепла при растворении некоторых веществ тоже указывает на известного рода химическое взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом. Отличие растворов от химических соединений состоит в том, что состав последних постоянен, а состав раствора может изменяться в довольно широких пределах. Кроме того, в свойствах раствора можно обнаружить многие свойства его отдельных компонентов, чего не наблюдается в случае химического соединения. Непостоянство состава растворов приближает их к механическим смесям, однако от последних они резко отличаются своей однородностью. Таким образом, растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями.

Читайте также:  Как устроена минимойка высокого давления

Образование раствора идет самопроизвольно и необратимо вплоть до состояния устойчивого равновесия (насыщенного раствора). Насыщенный раствор — это такой раствор, который может неопределенно долго оставаться в равновесии с избытком растворяемого вещества. Движущей силой процесса растворения является уменьшение свободной энергии раствора ДО по сравнению со свободной энергией исходных составных частей раствора. При растворении

Растворимость веществ зависит от природы растворенного вещества, природы растворителя, концентрации раствора и температуры. Для газообразных веществ она существенно зависит от давления. Абсолютно нерастворимых веществ в природе нет.

ТЕМА 5.2 СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами — долями или процентами, либо величинами размерными — концентрациями.

1. Массовая доля— процентное отношение массы растворенного вещества к
общей массе раствора. При этом масса всего раствора всегда принимался за
100%, а процентное содержание растворенного вещества W находится из
пропорции или по формуле

Процентная концентрация показывает также массу растворенного вещества (в граммах) на каждые 100 г раствора.

2. Мольная доля Ni.— отношение количества растворенного вещества (или
растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе.
Например, в системе, состоящей из растворителя и одного растворенного
вещества, мольная доля последнего равна

а мольная доля растворителя равна

где n1, n2 — соответственно количество вещества растворителя и растворенного вещества.

3. Молярная концентрацияСм показывает количество молей растворенного
вещества в 1л раствора и рассчитывается по формуле

где М- молярная масса растворенного вещества, г/моль; V — объем раствора, л; mB — масса растворенного вещества, г. Отношение количества растворенного вещества к объему раствора выражается в моль/л. Обозначается, например: 1,5 М или См=1,5 моль/л.

4. Моляльная концентрация или моляльность mпоказывает количество
молей растворенного вещества в 1000г растворителя.

5. Эквивалентная концентрация или нормальность Сн или нпоказывает
число эквивалентов растворенного вещества в 1л раствора.

Пример: в 250 г воды растворено 50г кристаллогидрата FeSO4*2H2O. Вычислить массовую долю кристаллогидрата.

Пример: чему равна молярная концентрация раствора, если в 2 литрах раствора содержится 120 грамм вещества MgSO4 (М=120 г/моль)?

Решение: находим количество молей n сульфата магния, содержащихся в 120 граммах

где М – молекулярная масса вещества, г/моль; m – масса вещества, г.

По условию задачи в 2 литрах раствора содержится 1 моль сульфата магния, тогда в 1 литре раствора содержится 0,5 молей MgSO4, т.е.

ТЕМА 5.3 ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Растворы замерзают при более низкой, а кипят при более высокой температуре по сравнению с чистым растворителем.Количественная зависимость понижения температуры замерзания

Где m – моляльная концентрация, Е и К – эбулиоскопическая и криоскопическая константы, зависящие от природы растворителя. Например, для воды К=1,86, Е=0,52. Данные формулы можно использовать для определения молекулярных масс растворенных веществ. При этом они используются в виде

где g и G — массы растворенного вещества и растворителя; М -молекулярная масса растворенного вещества.

Пример: рассчитать, при какой температуре должен кристаллизоваться раствор, содержащий в 250г воды 54 г глюкозы С 6H12О6.

Читайте также:  Давление в стандартной условиях для реакции

Решение: при перерасчете на 1000 г воды содержание глюкозы в растворе равно 54*4=216г. Так как мольная масса глюкозы составляет 180г/моль, то моляльность раствора равна m=216/180=1,2 моля на 1000г воды. По формуле

Следовательно, так как

tзам(раствора)= tзам(воды — Δtзам =273K-2,23K=271,23К= — 2,23°С.

Пример: раствор, содержащий 8г некоторого вещества в 100 г диэтилового эфира, кипит при 36,86°С, а чистый эфир кипит при 35,6°С. Определить молекулярную массу растворенного вещества.

Решение: находим, что

Δtкип = 36,86-35,6=1,26 градуса.

Тогда, из уравнения

Раствор — однородная система. Это означает, что концентрация растворенного вещества в любом объеме остается неизменной во времени. Неизменность обусловлена тем, что число выходящих и входящих в этот объем молекул растворителя и растворенного вещества одинаково. Выделенный объем находится в динамическом равновесии с окружающей средой.

Возьмем сосуд с разбавленным раствором сахара, дно которого сделано из специального материала, проницаемого для молекул растворителя и непроницаемого для молекул растворенного вещества, и посмотрим, что произойдет, если этот сосуд опустить в стакан с водой.

Молекулы растворителя из объема с их большей концентрацией (из чистой воды) будут перемещаться через полупроницаемую перегородку в водный раствор сахара, где их концентрация меньше.

Явление односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом. Сила, действующая на единицу поверхности, препятствующая молекулам растворителя проникать через полупроницаемую перегородку, получила название осмотического давления.

Осмотическое давление Р прямо пропорционально концентрации растворенного вещества и абсолютной температуре раствора

где См — молярная концентрация, R — газовая постоянная, Т — абсолютная температура. Используя данную формулу, можно находить молекулярную массу растворенных веществ.

Осмотическое давление, подобно давлению газа, при постоянных объеме и температуре зависит только от числа молекул растворенного вещества, но не зависит от природы растворенного вещества и растворителя.

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещества, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, равный объему раствора.

Пример: рассчитать осмотическое давление раствора, содержащего в 1-ом литре 9г глюкозы (С 6H12О6) при температуре 25°С.

Решение: молекулярный вес глюкозы 180г/моль. Следовательно, 9г составляет 0,05 моля, то есть См=0,05 моль/л. Тогда

Р=0,05 моль/л*8,31 Дж/моль*К*298 К= 123,8 кПа.

ТЕМА 5.4 СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Электролитами называются вещества, которые в растворе распадаются на ионы: катионы и анионы.Растворы этих веществ проводят электрический ток. Электролитами являются кислоты, основания и соли. Процесс распада молекул электролитов на катионы и анионы называется электролитической диссоциацией.

Кислотыдиссоциируют на ионы водорода Н + и кислотный остаток. При этом число ступеней диссоциации зависит от основности кислоты.

Например, серная кислота диссоциирует в две ступени

Соляная кислота — в одну ступень

Основаниядиссоциируют на гидроксид-ионы и ионы металла. Число ступеней диссоциации зависит от кислотности основания.

Например, гидроксид натрия диссоциирует в одну ступень

а гидроксид кальция — в две

Са(ОН)2=СаОН + +ОН —
СаОН + = Са 2+ +ОН — или

Солидиссоциируют на кислотный остаток и ионы металла

В зависимости от соотношения концентраций нераспавшихся молекул к концентрации ионов все электролиты делятся на’ сильные, средние и слабые. Если молекулы веществ диссоциируют в растворах полностью, то они называются сильными электролитами. Если молекулы веществ диссоциируют в растворах не полностью, то они называются средними и слабыми электролитами. В растворах средних и слабых электролитов наряду с ионами существуют неионизированные молекулы.

Дата добавления: 2015-02-10 ; просмотров: 2909 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Источник

Химическое равновесие

Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.

В большом количестве заданий, которые мне довелось увидеть, я ни один раз видел, как коверкают это определение. Например, в заданиях верно-неверно предлагают похожий вариант, однако говорят о «равенстве концентраций исходных веществ и продуктов» — это грубая ошибка. Химическое равновесие — равенство скоростей.

Читайте также:  На сколько процентов возрастет давление человека массой 75 кг

Принцип Ле Шателье

В 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье был предложен принцип, согласно которому, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то система будет стремиться компенсировать внешнее воздействие.

Это принцип обоснован термодинамически и доказан. Однако в такой абстрактной формулировке его сложно применить для решения конкретных задач по химическому равновесию. В этой статье я покажу конкретные примеры и обозначу алгоритм действия, чтобы вы могли успешно справляться с заданиями.

Влияние изменения концентрации на химическое равновесие

При увеличении концентрации какого-либо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие: равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента.

Объясню проще: если вы увеличиваете концентрацию вещества, которое находится в левой части, равновесие сместится в правую сторону. Если добавляете вещество из левой части (продуктов реакции) — смещается в сторону исходных веществ. Посмотрите на пример ниже.

Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить «пустое» место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере:

Можно подвести итог полученным знаниям таким образом: «Куда добавляем — оттуда смещается, откуда берем — туда смещается». Воспользуйтесь этой или придумайте свое правило для запоминания этой закономерности 😉

Изменения давления и химическое равновесие

Если речь в задании идет об изменении давления, то первое, что нужно сделать, это посчитать количество газов в уравнении слева и справа. Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например:

В приведенном уравнении количество молекул газа в левой части — 1, в правой — 2.

Запомните правило: «При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления — в сторону больших газов». Для нашей системы правило действует таким образом:

В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:

Слева — 2 газа, и справа — 2. В такой реакции увеличение или уменьшение давления не повлияет на химическое равновесие.

Изменение температуры и химическое равновесие

Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или эндотермическая.

Следуйте следующему правилу: «При увеличении температуры в равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при уменьшении — в сторону экзотермической реакции». У любой обратимой реакции есть экзо- и эндотермические части:

Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:

Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.

Катализатор

Действие катализатора касается только ускорения химической реакции. Катализатор никоим образом не влияет на равновесие.

Константа равновесия

Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа равновесия будет записана следующим образом:

Решим задачу. Дана реакция: 2NO + Cl2 ⇄ 2NOCl . Вычислите константу равновесия, если равновесные концентрации веществ для данной реакции: c(NO) = 1.8 моль/л , c(Cl2) = 1.2 моль/л , c(NOCl) = 0.8 моль/л.

Константу равновесия для данной задачи можно представить в виде 1.64 * 10 -1 .

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Adblock
detector