Меню

Влияние давления и температуры на степень диссоциации

Степенью диссоциации a называется доля моля конечного вещества реакции, разложившегося к моменту равновесия на исходные вещества

Например, горение водорода выражается формулой:

Если сгорание полное, то из 1 моля водорода и 0,5 моля кислорода образуется 1 моль водяного пара. Но вследствие термической диссоциации к моменту равновесия будет не 1 моль пара, а только (1 – a) моль, но зато будет a моль водорода и 0,5a моль кислорода.

Другими словами, степень диссоциации a тоже связана с константой равновесия. Установим эту связь.

а) Реакции горения, протекающие с уменьшением числа молей, например:

К моменту равновесия состав продуктов сгорания следующий:

H2O (г ) (1 – a) моль
H2 a моль
O2 0,5a моль
Всего моль

Найдем парциальные давления:

Найдем константу равновесия:

Для определенной температуры Kp имеет вполне определенное значение, поэтому степень диссоциации зависит от давления p.

Разделим числитель и знаменатель на a 3 :

K p от p не зависит, следовательно, от давления зависит a. Чем больше p, тем меньше дробь, то есть меньше a. Таким образом, при T = const и повышении давления степень диссоциации будет уменьшаться, реакция будет протекать полнее.

б) Реакции, протекающие без изменения числа молей, например:

Состав смеси в момент равновесия:

СO2 (1 – a) моль
H2 1 – a) моль
CO a моль
H2O a моль
Всего 2 моль

Как мы видим, в выражение для Kp не входит давление, то есть при T = const Kp = const, а значит и a = const. Степень диссоциации в данном случае не зависит от давления.

Как видно из этих примеров, связь между Kp и a существует, но для разных реакций она различная, причем a зависит от давления, а Kp –не зависит, поэтому в практических расчетах пользуются константой равновесия Kp. Для нее составлены таблицы для различных реакций в зависимости от температуры.

Температурная зависимость константы равновесия Kp следующая:

Эта зависимость одинакова и для изохорно-изотермической и для изобарно-изотермической реакций, надо только подставлять соответственно QV или Qp.

Анализируя формулу, увидим, что для экзотермических реакций (с выделением тепла) Q max 0) растет ln Kp, а значит и Kp, то есть увеличиваются парциальные давления исходных веществ и снижаются парциальные давления продуктов реакции, другими словами, равновесие сдвигается влево, реакция проходит менее полно, увеличивается степень диссоциации.

Как мы убедились, состояние равновесия подвижно. Оно зависит от внешних воздействий на систему. Влияние таких внешних воздействий на равновесие системы сформулировал Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

Такими внешними воздействиями могут быть изменения температуры, давления, концентрации исходного вещества или продукта реакции. Этот принцип имеет очень большое значение. Он позволяет с помощью внешних воздействий изменять равновесный состав в зависимости от потребностей, то есть управлять реакцией.

Источник

Факторы, влияющие на величину степени диссоциации

1. Концентрация раствора электролита. С увеличением концентрации раствора степень диссоциации уменьшается. Чем меньше концентрация электролита в растворе, тем больше степень диссоциации (см. далее закон разбавления Оствальда). При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации приближается к 1 (100 %).

2. т емпература. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается.

Читайте также:  Давление то низкое то высокое при низком пульсе

3. Добавление электролита, содержащего одноименные ионы. При добавлении к раствору слабого электролита одноименных ионов степень диссоциации данного электролита уменьшается. Например, добавим к раствору уксусной кислоты раствор сильного электролита ацетата натрия:

СН3СООН СН3СОО — + Н + ;

В результате увеличилась концентрация ацетат-ионов, равновесие ионизации уксусной кислоты сместилось влево, уменьшилась концентрация ионов Н + и, соответственно, уменьшилась степень диссоциации.

4. Природа растворителя. Чем полярнее растворитель, тем выше в нем степень диссоциации. Самый полярный растворитель – вода, поэтому в водных растворах степень диссоциации самая высокая.

5. Природа растворенного вещества. Как уже было сказано выше, по степени диссоциации все электролиты делят на три группы: слабые, средней силы и сильные.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты (a → 1) Слабые электролиты (a → 0)
HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4, H2SeO4 H2CO3, H2S, H3PO4, H2SiO3, HCN, HNO2, HCOOH, CH3COOH, H2SO3
Щелочи: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 Все нерастворимые в воде основания: Cu(OH)2, Fe(OH)2 и др., а также гидрат аммиака NH3∙H2O
Большинство солей: Na2SO4, NaCl, KCl, Na2CO3, K3PO4, CH3COONa, HCOONa Практически таких нет
Вода Н2О ↔ Н + + ОН —

Константа ионизации

В растворе слабых электролитов наблюдается равновесие между молекулами и ионами, к которому можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия (константу ионизации):

Кион. – это отношение произведения равновесных концентраций ионов в растворе к равновесной концентрации молекул электролита в растворе.

Кион. зависит от природы растворителя, природы растворенного вещества, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Кион. используется для характеристики только слабых электролитов.

Ионизация слабых кислот характеризутся величиной константы ионизации Ка (acid — кислота).

Основность кислоты – это число ионов Н + , которое может отщепляться при диссоциации одной молекулы кислоты.

HCOOH, CH3COOH, HNO2 – одноосновные кислоты;

Ионизация слабых одноосновных кислот протекает в одну стадию и характеризуется одной константой ионизации Ка

Например, муравьиной кислоты:

Или уксусной кислоты:

Двух и более основные кислоты ионизируют ступенчато и характеризуются константами ионизации по каждой ступени:

I ступень H2S ↔ H + + HS —

II ступень HS — ↔ H + + S 2- .

Ионизация слабых оснований характеризуется величиной Кb (base – основание). Например, ионизация гидрата аммиака:

Источник

Химия ЕГЭ. Равновесие в химических процессах

Согласно спецификации в 24 задании проверяют Ваши знания: обратимых и необратимых химических реакций, химическое равновесие, смещение равновесия под действием различных факторов.

Давайте разберем эту тему по пунктам.

Сначала, приведу определения обратимой и необратимой реакций.

Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.

Условия необратимости реакции:

  • образование осадка: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
  • выделение газа: K2S + 2HCl = 2KCl + H2S↑
  • образование слабого электролита: HCl + NaOH = NaCl + H2O.

Обратимой называется реакция самопроизвольно протекающая как в

прямом, так и в обратном направлении.

Некоторые обратимые реакции:

NH4Cl(тв) ⇄ NH3(г) + HCl(г)

СН3СООН ⇄ СН3СОО(-) + Н(+)

Читайте также:  Расчет гидравлического давления водопровода

Исходя из определения обратимой реакции, можем представить себе, что начиная с какого-то момента, параллельно проходят обе реакции, как прямая, так обратная. Образующиеся в результате прямой реакции продукты реагируют между собой, превращаясь в исходные вещества, а исходные, в свою очередь, продолжают реагировать с образованием продуктов реакции. Понятно, что на начальном этапе скорость прямой реакции значительно больше скорости обратной, только по тому, что концентрации исходных веществ несоизмеримо больше концентраций продуктов реакции. Но, через некоторое время, концентрации продуктов увеличиваются, и скорость их взаимодействия между собой также увеличивается, а концентрации исходных веществ – уменьшаются, как и скорость их взаимодействия. В некоторый момент скорости прямой и обратной реакции уравниваются V(пр.) = V(обр.) (на рисунке, линии, описывающие скорость прямой и обратной реакции, сливаются в одну) и система приходит к состоянию химического равновесия. То есть, к состоянию с минимумом энергии в котором система может находиться неограниченно долгое время.

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

О том, что система достигла состояния химического равновесия можно судить по тому, что концентрации всех веществ, участвующих в процессе, на протяжении достаточно долгого времени будут постоянны (не равны между собой, но постоянны во времени), как это видно на рисунке. Такие концентрации называются равновесными.

Для смещения равновесия, например для получения большего количества продуктов реакции, нужно целенаправленно повлиять на систему.

О влиянии на равновесную систему внешних факторов: температуры, давления, концентрации веществ говорит принцип Ле-Шателье (принцип «наоборот» ):

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменив температуру, давление или концентрации веществ), то положение равновесия сместится таким образом, чтобы ослабить внешнее воздействие.

Разберем влияние каждого из факторов.

Изменение температуры

Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (реакции проходящей с поглощением теплоты):

Понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции (реакции проходящей с выделением теплоты):

Изменение давления

Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего количества моль газа :

Понижение давления смещает равновесие в сторону большего количества моль газ ообразных веществ:

Изменение концентрации

Увеличение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению их концентраций:

где С – концентрация вещества.

Уменьшение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к увеличению их концентраций:

Хочу отметить, что ни добавление твердых веществ, ни их измельчение не приводит к смещению равновесия, так как равновесная реакция проходит на границе раздела фаз (твердое-газ, твердое- жидкость) и увеличивая поверность раздела фаз мы ускоряем как прямую, так и обратную реакции.

Влияние других веществ, не участвующих в реакции

  • Прибавление веществ не участвующих в реакции, но взаимодействующих с реагентами или продуктами реакции:

добавление Н2SO4(конц.) (сильное водоотнимающее средство) снижает концентрацию Н2О(ж). Равновесие смещается вправо.

Добавление NaOH снижает концентрацию CH3COOH(ж), так как образуется соль — ацетат натрия. Равновесие смещается влево.

  • Прибавление веществ, несущих одноименный ион.
Читайте также:  Цифровой датчик для регистрации артериального давления

добавление НCl увеличивает концентрацию ионов H(+). Равновесие

Разбавление усиливает диссоциацию слабых электролитов (закон разбавления Оствальда).

Ниже приведен график зависимости степени диссоциации слабого электролита от его концентрации.

Как видно из графика, с увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается и наоборот с уменьшением концентрации, разбавлением — степень диссоциации увеличивается.

Рассмотрим это на примере уксусной кислоты:

для уксусной кислоты концентрацией 0,1 моль/л — степень диссоциации составляет 1,42%, а при разведении ее в 10 раз до концентарции 0,01 моль/л — степень диссоциации уже увеличится до 4,2%.

  • Добавление инертного газа к газовой смеси

Здесь инертным можно считать любой газ, не реагирующий с веществами входящими в уравнение реакции.

  • При условии сохранения постоянного объема ( V — const ) – равновесие не смещается, так как не изменяются концентрации газообразных веществ.
  • При условии постоянного давления ( Р -const ) увеличивается объем смеси, что равносильно уменьшению давления в системе и смещению равновесия в сторону образования большего числа моль газа.

Добавление катализатора (ингибитора)

Катализаторы (ингибиторы) не приводят к смещению равновесия, а только ускоряют (замедляют) достижение состояния равновесия.

А теперь давайте рассмотрим некоторые примеры тестовых заданий:

А — повышение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего количества моль газов. Смотрим на уравнение реакции и видим, что у нас слева 3 моль газа (Н2) и справа 3 моль газа (Н2О (г)), поэтому равновесие практические не смещается. ( ответ 3 )

Б — добавление катализатора не смещает равновесие. ( ответ 3 )

В — увеличение концентрации паров воды приводит к увеличению концентрации одного из продуктов, поэтому равновесие сместиться в сторону их расходования, то есть в сторону обратной реакции. ( ответ 2 )

Г — измельчение железа, твердого вещества — не смещает равновесие. ( ответ 3 )

А — повышение давления не влияет на смещение равновесия в растворе. ( ответ 3 ).

Б — добавление твердого гидроксида натрия в раствор приведет к его растворению. В растворе гидроксид натрия прореагирует с соляной кислотой. Таким образом равновесие сместится в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов реакции. ( ответ 1 )

В — увеличение температуры приводит к усилению гидролиза. ( ответ 1 )

Для реакций гидролиза тепловой эффект реакции могут не указывать, но Вы должны помнить, что гидролиз это эндотермический процесс.

Г — разбавление или увеличение концентрации воды приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции. ( ответ 1)

Третий и последний пример:

А — введение инертного газа при постоянном объеме не влияет на смещение равновесия. ( ответ 3 )

Б — уменьшение концентрации бутадиена смещает равновесие в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов. ( ответ 1 )

В — увеличение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, то есть в сторону прямой реакции. ( ответ 1 )

Г — понижение давления смещает равновесие в сторону образования большего числа моль газа, то есть в сторону прямой реакции, в ходе которой образуется 3 моль газа. ( ответ 1)

А вот некоторые задания для самостоятельного решения:

Источник

Adblock
detector