docRównowaga chemiczna
download 
Reklamacja Transkrypt
Równowaga chemiczna
6. Ró Równowaga chemiczna Reakcje nieodwracalne i odwracalne Reguł Reguła przekory Procesy samorzutne i niesamorzutne Entropia i potencjał potencjał termodynamiczny Warunki samorzutnoś samorzutności Prawo dział działania mas Stał Stałe ró równowagi Kp i Kc Zależ Zależność ność stał stałej ró równowagi od temperatury 1 Reakcje nieodwracalne 2 H2O2 (c) 2H O 2 (c) + O2 (g) – cał całkowite przereagowanie po zainicjowaniu reakcji – wymaga katalizatora C (s) + O2 (g) CO 2 (g) – cał całkowite przereagowanie po zainicjowaniu reakcji – ukł układ otwarty, gazowy produkt opuszcza ukł układ Zn (s) + 2 HCl (aq) aq) H 2 (g) + ZnCl2 (aq (aq)) – cał całkowite przereagowanie – ukł układ otwarty, gazowy produkt opuszcza ukł układ 6. Równowaga chemiczna 2 Reakcje odwracalne N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H < 0 synteza amoniaku: p = 1515-25 MPa, MPa, T = 300300-550° 550°C 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) ∆H > 0 rozkł rozkład amoniaku: p < 0,1 MPa, MPa, T > 400° 400°C CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH(g) ∆H < 0 synteza metanolu: p = 55-10 MPa, MPa, T = 250° 250°C CH3OH(g) CO (g) + 2 H2 (g) ∆H > 0 rozkł rozkład metanolu: p < 0,1 MPa, MPa, T > 200° 200°C – reakcja odwracalna nie biegnie do koń końca – w stanie ró równowagi część część substrató substratów pozostaje – w stanie ró równowagi reakcja „wprost” wprost” i reakcja odwrotna biegną biegną z tą tą samą samą szybkoś szybkością cią 6. Równowaga chemiczna 3 Reguł Reguła przekory (r. Le ChatelieraChateliera-Brauna) Brauna) Dział Działanie zewnę zewnętrzne naruszają naruszające stan ró równowagi ukł układu powoduje w nim takie zmiany, któ które zmniejszają zmniejszają to dział działanie. CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g) ∆H < 0 • podwyż podwyższenie ciś ciśnienia • obniż obniżenie ciś ciśnienia • obniż obniżenie temperatury • wzrost temperatury • dodanie CO lub H2 • usunię usunięcie CO lub H2 • usunię usunięcie CH3OH • dodanie CH3OH przesunię przesunięcie stanu równowagi w prawo 6. Równowaga chemiczna przesunię przesunięcie stanu równowagi w lewo 4 Procesy samorzutne i niesamorzutne • rozpręż anie gazu rozprężanie • spręż anie gazu sprężanie • mieszanie gazó gazów i cieczy • rozdzielanie mieszaniny • wyró wyrównywanie temperatury • wzrost (spadek) temperatury • niektó niektóre reakcje chemiczne • niektó niektóre reakcje chemiczne 2 H2 + O2 = 2 H2O 2 H2O = 2 H2 + O2 Różnice pomię pomiędzy procesami samorzu samorzutnymi i niesamorzutnymi moż można opisać opisać iloś ilościowo za pomocą pomocą odpowiednich funkcji termodynamicznych 6. Równowaga chemiczna 5 Entropia Siłą Siłą napę napędową dową procesó procesów samorzutnych jest tendencja materii i energii do zwię zwiększania stanu nieuporzą nieuporządkowania Miara nieuporzą nieuporządkowania - entropia (S) ∆S = qodwr T qodwr - ciepł ciepło przekazane do ukł układu w odwracalnym procesie izotermicznym Dwie moż możliwoś liwości wzrostu cał całkowitej entropii • wzrost nieuporzą nieuporządkowania ukł układu – wzrost entropii ukł układu (∆S > 0) • obniż obniżenie energii wewnę wewnętrznej ukł układu – wzrost entropii otoczenia (∆H < 0) 6. Równowaga chemiczna 6 Entalpia swobodna Entalpia swobodna (albo potencjał potencjał termodynamiczny) – funkcja opisują opisująca tendencję tendencję zmian stanu ukł układu w procesach samorzutnych ∆G – odległ odległość ukł układu od stanu ró równowagi ∆G = ∆H - T∆S ∆G < 0 proces moż może przebiegać przebiegać samorzutnie ∆G = 0 ukł układ jest w stanie ró równowagi ∆G = ∆G o + RT ln Q Q – „iloraz reakcji” reakcji” o o ∆G = ∆H - T∆So – standardowa entalpia swobodna reakcji 6. Równowaga chemiczna 7 Prawo dział działania mas ∆G = ∆G o + RT ln Q w stanie ró równowagi ∆G = 0 ∆G o = − RT ln(Q )eq (Q )eq = exp − ∆G N2 (g) + 3 H2 (g) [ NH 3 ]2 =K 3 [ N 2 ][ H 2 ] eq RT o 2 NH3 (g) ∆G o K = exp − RT K - stał stała ró równowagi (zależ (zależna od temperatury) 6. Równowaga chemiczna 8 Przewidywanie kierunku reakcji ∆G = ∆G o + RT ln Q ∆G o = − RT ln K Q=K ∆G = 0 stan ró równowagi Q<K ∆G < 0 brak stanu ró równowagi (za mał mało produktó produktów, za duż dużo substrató substratów) moż może przebiegać przebiegać reakcja wprost reakcja wprost i reakcja odwrotna przebiegają przebiegają z taką taką samą samą szybkoś szybkością cią Q>K ∆G > 0 brak stanu ró równowagi (za duż dużo produktó produktów, za mał mało substrató substratów) moż może przebiegać przebiegać reakcja odwrotna 6. Równowaga chemiczna 9 Bezwymiarowe stał stałe ró równowagi Kp i Kc Dowolna reakcja: aA(g) (g) + bB(g) (g) Kc – stał stała stęż eniowa stężeniowa d e cD cE o o c c K c = a b c A cB o o c c dD(g) (g) + eE(g) (g) d c= p RT 6. Równowaga chemiczna Kp – stał stała ciś ciśnieniowa co = 1 mol/dm3 po = 1 bar z ró równania Clapeyrona: Clapeyrona: e pD pE o o p p Kp = a b p A pB o o p p po K c = K p o c RT − ∑ν ∑ν = d + e − (a + b) jeż jeżeli ∑ν = 0 K p = Kc 10 Zależ Zależność ność stał stałej ró równowagi od temperatury ∆G o = ∆H o − T∆S o ∆G o = − RT ln K ln K = − ∆H o ∆S o + RT R ∆Ho < 0 (reakcja egzotermiczna) ∆Ho > 0 (reakcja endotermiczna) ze wzrostem temperatury stał stała ró równowagi ze wzrostem temperatury stał stała ró równowagi roś rośnie maleje 6. Równowaga chemiczna 11 Prawo dział działania mas: obliczenia Przykł Przykład 6.1: W pewnej temperaturze stał stała ró równowagi Kc reakcji 2 NH3 (g) = N2 (g) + 3 H2 (g) jest ró enia regentó równa 0,042. Jakie bę będą stęż stężenia regentów oraz stopień stopień przemiany w stanie ró enie NH3 (g) wynosił równowagi, jeś jeśli począ początkowe stęż stężenie wynosiło 0,05 M? 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) 0.050.05-2x x 3x x 2 + 0,07899 x − 0,001975 = 0 3 Kc = [ N 2 ][ H 2 ] [ NH 3 ]2 x1 = x = [ N 2 ] = 0,01996 M [ H 2 ] = 3 x = 0,05988 M x (3 x ) 3 0,042 = (0,05 − 2 x) 2 [ NH 3 ] = 0,05 − 2 x = 0,01008 M α= 6. Równowaga chemiczna 0,042 x2 = 0,0395 = 27 0,05 − 2 x [ NH 3 ]0 − [ NH 3 ] [ NH 3 ]0 = 0,05 − 0,01008 = 0,798 0,05 12 Prawo dział działania mas: obliczenia Przykł Przykład 6.2: Wyznacz wartość wartość stał stałej ró równowagi Kp reakcji 2 NO2 (g) = N2O4 (g) wiedzą wiedząc, że w wyniku reakcji zaobserwowano spadek ciś ciśnienia cał całkowitego z 1,000 bar do 0,778 bar. 2 NO2 (g) N2O4 (g) 1,0001,000-2 x x Kp = Kp = pN 2O4 2 p NO 2 x (1,000 − 2 x) 2 6. Równowaga chemiczna p = p NO2 + p N 2O4 z prawa Daltona 0,778 = 1,000 − 2 x + x = 1,000 − x x = 0,222 0,222 (1,000 − 2 ⋅ 0,222) 2 K p = 0,3668 Kp = 13
