Равновесная концентрация это в химии

Задачник по общей и неорганической химии

5. Химическое равновесие

5.1. Состояние химического равновесия

Теоретическая часть

характеризуется наступлением состояния истинного химического равновесия. В этом состоянии выполняется (по определению) условие неизменности во времени молярных концентраций реагентов и продуктов, называемых равновесными концентрациями.

В отличие от молярной концентрации некоторого вещества В (с_В) в любом неравновесном состоянии системы равновесная концентрация того же вещества обозначается квадратными скобками [В].

Для обратимой химической реакции, протекающей при некоторой температуре, устанавливаются любые, но постоянные равновесные концентрации [А], [В], [С], [D]. Они не зависят друг от друга, а определяются только положением состояния равновесия.
В соответствии с законом действующих масс состояние равновесной химической системы характеризуется константой равновесия:

Выражение (5.2) позволяет рассчитать K_С по известным равновесным концентрациям всех веществ гомогенной газофазной реакции (5.1), а также для гомогенной реакции в растворе, например

или концентрацию одного из веществ по известным равновесным концентрациям остальных веществ и K_С.

Пример 1. При некоторой температуре в системе

равновесные концентрации веществ равны соответственно 0,04, 0,12 и 0,06 моль/л. Рассчитать K_С реакции.

Ответ. Для данной реакции K_С = 0,54.

Если по условию задачи известна равновесная концентрация только одного продукта из нескольких, то перед расчетом K_С необходимо вычислить незаданные равновесные концентрации продуктов по выражению

Пример 2. При некоторой температуре в системе

равновесные концентрации С₂Н₆, О₂ и СО₂ составили соответственно 0,22, 1,34 и 0,57 моль/л. Рассчитать K_С реакции.

Ответ. Для данной реакции K_С = 0,11.

Для гетерогенных реакций, в которых при данной температуре среди реагентов и продуктов присутствуют (помимо газов) отдельные фазы твердых и жидких веществ, равновесные концентрации твердых и жидких веществ в выражение для константы равновесия не входят ввиду их постоянства во всей области существования данных агрегатных состояний этих веществ.

Действительно, равновесная концентрация некоторого жидкого вещества В или твердого вещества С есть отношение их плотности (ρ_В или ρ_С) к молярной массе (М_В или М_С):

поэтому концентрации В_(ж) и С_(т) постоянны и не зависят от присутствующего количества этих веществ в реакции.

Для некоторой гетерогенной обратимой реакции

выражение для константы равновесия имеет вид

Состояние истинного равновесия в химической системе (5.1) называют также динамическим, поскольку в ней протекает двусторонняя реакция в прямом направлении (А и В — реагенты, С и D — продукты) и обратном (А и В — продукты, С и D — реагенты). Кроме того, подход к состоянию равновесия при некоторой температуре может осуществляться как в прямом, так и в обратном направлении (рис. 5.1, поля 1 и 2). При этом кривые зависимости соотношения неравновесных концентраций веществ (составлено аналогично выражению 5.2) от времени сходятся в точке, отвечающей (по оси абсцисс) значению KС для данной реакции.

В реакции (5.1), протекающей в прямом направлении, значения [С] и [D] будут максимальными концентрациями продуктов, а [A] и [В] минимальными остаточными концентрациями реагентов. Следовательно, K_С фактически определяет равновесный (максимально возможный в данных условиях) выход каждого продукта.

Равновесный выход продукта отношение количества продукта в состоянии равновесия обратимой реакции (n_равн) к стехиометрическому количеству этого продукта в той же, но необратимой реакции (n_стех) или отношение соответствующих концентраций. Так, для реакции (5.1) имеем:

Если значение K_С велико, то произведение [С] с x [D] d много больше произведения [A] a x [B] b , т. е. в системе преобладает прямое направление реакции и равновесные концентрации продуктов намного больше, чем равновесные концентрации реагентов, а потому выход продуктов С и D велик.
Аналогично при очень малом значении K_С преобладает обратное направление реакции и выход продуктов С и D прямой реакции незначителен.
При K_С = 1 преобладание прямого и обратного направления реакции отсутствует.

Если сложная химическая реакция осуществляется в два или большее число этапов, для которых известны значения K_С, то константу равновесия этого процесса можно выразить через K_С этапов, например (все вещества — газы):

В расчетных задачах этого раздела предполагается, что подход к состоянию равновесия обратимой реакции осуществляется за счет ее прямого направления. В начальный момент реакции, протекающей по реакции (5.1), концентрации газообразных реагентов имеют некоторые (любые заданные) значения с_0А и с_0В, а концентрации газообразных продуктов равны нулю (с_0С = с_0D = 0).

Если в реакции участвуют жидкие и твердые вещества, то считается, что они полностью нелетучи и потому не имеют никакой концентрации в газовой фазе.

При протекании реакции в прямом направлении до состояния равновесия происходит уменьшение концентраций газообразных реагентов и увеличение концентраций газообразных продуктов, определяемые по закону сохранения выражениями:

Эти выражения позволяют рассчитать равновесные концентрации веществ по начальным концентрациям реагентов при известном значении K_С (и наоборот).

Пример 3. При некоторой температуре в системе

равновесная концентрация О₂ составила 0,2 моль/л. Определите начальную концентрацию реагента.

Ответ. Начальная концентрация NO₂ была равна 0,45 моль л.

Выражение для [NO₂] выведено и подставлено в расчетную формулу из закона действующих масс (5.2):

Пример 4. При Т = const рассчитайте равновесные концентрации газообразных веществ в системе

если начальная концентрация СО составляла 0,16 моль л.

Ответ. Равновесные концентрации СO и СO₂ равны соответственно 0,1 и 0,06 моль л.

Указанную систему уравнений можно было решить и относительно [СO₂], а затем вычислить значение [СO]:

Пример 5. При Т = const рассчитайте равновесные концентрации реагента и продуктов в системе

если начальное количество PCl₅ было 6 моль, а объем реактора составляет 5 л.

отсюда

Решая квадратное уравнение, получаем: [Cl₂]₁ = + 0,2 моль/л (реальный корень); [Cl₂]₂ = 0,24 моль/л (нереальный корень);

Ответ. Равновесные концентрации Cl₂, PCl₅ и PCl₃ составляют 0,2, 1,0 и 0,2 моль л соответственно.

Обратите внимание на то, что один из корней квадратного уравнения всегда будет нереальным, т.е. его значение будет либо отрицательным (а такие значения концентраций не имеют химического смысла), либо положительным, но дающим для реагента неравенство [ ] > с (а начальная концентрация реагента, по определению, не может быть меньше его остаточной равновесной концентрации). В этом примере значение нереального корня отрицательное.

Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем [1] .

Содержание

Смещение химического равновесия [ править | править код ]

Принцип работы: если на систему воздействовать, то она противодействует.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским учёным Ле Шателье.

Влияние температуры [ править | править код ]

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции.

• CaO + CO2 — Q>>>"> CaCO 3 ↽ − − ⇀ CaO + CO 2 − Q <displaystyle <ce >>CaO + CO2 — Q>>>"/>

При повышении температуры, равновесие смещается в сторону оксида кальция, при понижении — в сторону карбоната.

• 2 NH3 + Q>>>"> N 2 + 3 H 2 ↽ − − ⇀ 2 NH 3 + Q <displaystyle <ce >>2 NH3 + Q>>>"/>

При повышении температуры, равновесие смещается в сторону простых веществ, при понижении — в сторону аммиака.

Влияние давления [ править | править код ]

При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, то есть если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.

CaO + CO2 ^>>>"> CaCO 3 ↽ − − ⇀ CaO + CO 2 ↑ <displaystyle <ce >> CaO + CO2 ^>>>"/>

При повышении давления, равновесие смещается в сторону карбоната кальция, а при понижении — в сторону оксидов.

Влияние концентраций реагентов и продуктов [ править | править код ]

При увеличении концентрации одного из исходных веществ или удаления из реакционной смеси продуктов, химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, и наоборот.

H+ + F->>>"> HF ↽ − − ⇀ H + + F − <displaystyle <ce >> H+ + F->>>"/>

При подкислении раствора (увеличении концентрации H + ) или введении соли, содержащей одноименный ион, будет увеличиваться концентрация недиссоциированной кислоты, а добавление щёлочи свяжет H + в молекулы воды и увеличит концентрацию фторид-ионов.

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия

Концентрация веществ, имеющая место в системе с момента наступления равновесия, называется равновесной. Эти концентрации остаются неизменными столько долго, сколько не изменяется внешние условия.
Равновесная концентрация вещества зависти от его исходной концентрации и расхода вещества на протекание реакции до момента установления равновесия.

т.о. аналитическая концентрация — это общая концентрация вещества в растворе, независимо от формы его содержания (ионы, молекулы).
Для обратимых реакций А+В↔С+Д закон действия масс записывается в виде константы равновесия

4. Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури)
Одной из первых теорий, объясняющих природу кислот и оснований явилась теория электролитической диссоциации Аррениуса-Оствальда. Согласно ей кислотой является электронейтральное вещество, которое при диссоциации в воде в качестве катиона образует только ионы водорода Н + .
НА↔Н + +А —
А основанием является вещество, которое при диссоциации образует в воде в качестве аниона только гидроксид-ионы

NaOH→Na + +OH —
Однако некоторые вещества проявляют свойства кислот и оснований, то пришла на смену данной пришла протолитическая теория кислот и оснований — Бренстеда-Лоури, согласно которой кислотой является любое вещество, способное отдавать протон, а основанием способное принимать протон.
Многие соли в водных растворах ведут себя как кислоты, хотя Н + в их составе нет. Эти факты были объяснены в теории Льюиса, но она не нашла широкого применения.

5. Протолитическая теория: анализ роли растворителя. Классификация растворителей.
Теория Бренстеда-Лоури, согласно которой кислотой является любое вещество, способное отдавать протон, а основанием — способное принимать протон.
Растворитель является не только средой, но и реагентом процесса.
Растворители:

1. Протонные — могут отдавать или принимать протон.

Кислотные — способны отдавать протон, основные — способные присоединять протон. Все растворители — амфотерны.

2. Апротонные – не обладают донорно-акцепторными свойствами по отношении к протону.

Если вещество взято в качестве растворителя, то в зависимости от того, какая тенденция отдача или присоединение протона у него преобладает, оно может различным образом влиять на ионизацию растворенного вещества. По влиянию на кислотно-основные свойства растворители делят на: невелирующие и дифференцирующие.

6. Автопротолиз растворителей. Влияние растворителей на силу кислот и оснований.
Автопротолизу подвергаются амфотерные растворители.
Если вещество взято в качестве растворителя, то в зависимости от того, какая тенденция отдача или присоединение протона у него преобладает, оно может различным образом влиять на ионизацию растворенного вещества.
Автопротолиз растворителей протекает в незначительной степени, в растворе наступает равновесие, которое описывается константой:


Это важнейшее выражение, свидетельствующее о том, что в любом растворе имеются как ионы водорода, таки гидроксид-ионы.
Реакция среды: рН=-lga_H+,рН=7 в нейтральном растворе, рН 7 в щелочном растворе.
Аналогично водородному определяют гидроксильный показатель рОН=lga_ОН+
А выражение часто записывают в логарифмической форме: рН+рОН=14

8. Равновесие в водных растворах сильных и слабых кислот и оснований. Расчет рН.
1.Когда слабые кислоты диссоциируют в незначительной степени, то в растворе наступает равновесие: НА↔Н + +А —

Оно описывается константой диссоциации. Значение констант диссоциации содержатся в справочниках.
2. Сильные кислоты в водных растворах диссоциируют практически нацело
НА→Н + +А — концентрация ионов водорода совпадает с общей концентрацией кислоты в растворе, а рН=[H + ]=Cк, рН=-lg[H + ]=-lgCk
3. Сильные основания (щелочи) диссоциируют нацело ВОН→В + +ОН —
4. Слабые основания — диссоциируют в незначительной степени и этот процесс описывается соответствующей константой, которая называется константой диссоциации слабого основания: ВОН↔В + +ОН —

5. Буферные р-ры. Механизм буферного действия, понятие буферной емкости. Расчет рН.
Существуют растворы, при добавлении к которым небольшого количества кислоты или щелочи, или при их разбавлении рН изменяется незначительно. Это буферные р-ры. А указанная их способность поддерживать рН практически постоянным называется буферным действием.
Буферным действием обладают смеси следующего типа:
1.Смесь слабой кислоты и соли с одноименным анионом. CH₃COOH+CH₃COONa
2. Смесь слабого основания и соли с одноименным катионом NH₃+NH₄Cl
3. Смесь слабой многоосновной кислоты различной степени замещенности NaH₂PO₄+Na₂НPO₄
Буферное действие растворов характеризуется буферной емкостью. Это то минимальное количество сильной кислоты или щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы его рН изменилась на единицу.
рН буферных растворов зависит от константы диссоциации слабой кислоты или основания и от компонентов буферного раствора.
[H + ]= Ккисл*(Скисл./Ссоли)
[ОH — ]= Косн.*(Сосн../Ссоли)

Лекция 4. Гетерогенные равновесия в системе «осадок – насыщенный раствор малорастворимого электролита» и их роль в химическом анализе.

Цель:Сформировать понятия о применимости гетерогенных равновесий в аналитической химии.
10. Равновесие в водных растворах гидролизующихся солей. Расчет рН.
Расчет рН в растворах солей:

1. Гидролиз по аниону

Для расчета рН в растворе соли удобнее пользоваться следующей схемой:
а) написать уравнение реакции гидролиза,
б) указать концентрации ионов,
в) выразить рОН, затем рН
2) При гидролизе по катиону

3) В случае совместного гидролиза по катиону и аниону

Лекция 5. Окислительно-восстановительное равновесие и его роль в аналитической химии.

Цель: Сформировать понятие о применении окислительно-восстановительного равновесия в аналитической химии. На примерах показать особенности такого применения.
11. Понятие об окислительно-восстановительной системе. Окислительно-восстановительный потенциал (ОВР). Уравнение Нернста.
Признаком ОВР является переход электронов от одних частиц к другим.
Например: 2Fe 2+ +Sn 2+ →2Fe 2+ +Sn 4+
Электрон переходит от ионов олова (восстановитель) к ионам железа (окислитель).
Каждую ОВР можно представить как сумму полуреакций: восстановление — окислителя и окисление-восстановителя.
Роль окислителя заключается в присоединении электрона, а роль восстановителя в их отдаче, то т.о. различие в силе окислителей и восстановителей связана с их способностью к присоединению или отдаче электрона.
Чем легче атом, ион, молекула отдает электрон, тем он является более сильным восстановителем, и наоборот, чем больше средство к электрону, тем более сильным окислителем она является.
Количественно эту активность характеризуют значением Е-потенциала.
ОВ систему или редокспару записываютт: Fe 3+ /Fe 2+ , Sn 4+ / Sn
Потенциал отдельных редокспар изменить невозможно, но можно составлять гальванические элементы, комбинируя редокспары с одной и той же системой, условно принятой в качестве стандартной. Такой стандартной системой является система (2Н + /Н₂).
Потенциал ОВ пары зависит не только от ее природы, но и от концентрации и активности.
Уравнение Нернста:
где, Е 0 – стандартный ОВ потенциал, R — универсальная газовая постоянная, T — температура в К, n — число электронов участвующих в процессе, F — постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), под lg стоит отношение активностей окислительных и восстановительных форм.

Значение Е называютт реальным ОВ потенциалом системы.

12. Константа равновесия ОВР.
Возможность протекания ОВР в противоположн.направлении свидетельствует о ее обратимости. Обратимые хим.р-ции хар-ся константой равновесия. ОВ потенциалы соответствующих редоксопар опр-ся Ур-ем Нернста.

где, n- общее число электронов переходящих от ок-ля к восст-лю.
Применение ОВР в анализе многообразно: для обнаружения ионов, для количественного обнаружения ионов, разделения ионов, устранения мешающих анализу ионов.

Дата добавления: 2014-01-03 ; Просмотров: 2434 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет