Stała równowagi fescn

Równowaga
chemiczna
Równowaga to stan w którym nie obserwuje się
zmian wraz z upływem czasu
• Reakcja chemiczna osiąga stan równowagi gdy stężenia
substratów i produktów nie ulegają zmianie (pozostają
stałe).
• Pozornie nie obserwuje się żadnych zmian w układzie.
• Jednakże na poziomie molekularnym reakcje biegną,
zarówno w kierunku tworzenia produktów - reakcja wprost
jak i substratów - reakcja odwrotna.
• Taki dynamiczny charakter równowagi układu opisuje się
stałą równowagi i określa się czynniki mające na nią
wpływ.
Przemiany fizyczne i chemiczne
• Przemiany materii mogą mieć charakter:
• fizyczny - dotyczą procesów fizycznych
(zmiany stanu skupienia, przemiany
fazowe, procesy rozpuszczania, absorpcji
i inne)
• chemiczny – dotyczą reakcji chemicznych
Równowaga fizyczna
H 2 O(l )
→
←
H 2 O( g )
Równowaga chemiczna
→
N 2O 4 ( g ) ← 2NO2 ( g )
Zmiana stężenia NO2 i N2O4 w czasie
o
a) C No 2O 4 = 0 i C NO
≠0
2
o
o
b) C NO
0
i
C
=
N 2O 4 ≠ 0
2
o
c) C No 2O 4 ≠ 0 i C NO
≠0
2
Stała równowagi („stężeniowa”)
2
[NO2 ]
−3
= 4.63 ×10
KC =
[ N 2O 4 ]
Układ NO2 – N2O4 w temperaturze 25°C
Stała równowagi („stężeniowa”)
aA + bB
KC =
→
←
cC + dD
c
d
a
b
[C] ⋅ [D]
[A] ⋅ [B]
Stała równowagi („ciśnieniowa”)
aA( g )
→
←
bB(g )
b
B
a
A
P
KP =
P
Związek pomiędzy KP i KC
K P = K C (0.0821T ) ∆n
gdzie : ∆n = b − a
a - liczba moli produktów gazowych
b - liczba moli substratów gazowych
gdy ∆n = 0 to K P = K C
przykład :
H 2 ( g ) + Br2 ( g )
→
←
2HBr(g )
Równowaga heterogeniczna
CaCO3 ( s)
→
←
CaO(s) + CO2 ( g )
[CaO]⋅ [CO2 ]
K =
[CaCO3 ]
'
C
[CaCO3 ] '
K C = K C = [CO2 ]
[CaO]
K P = PCO2
Równowaga heterogeniczna
W naczyniu (a) i (b) PCO2 = const przy T(a) = T(b)
Równowaga pomiędzy
cis-Stilbenem i trans-Stilbenem
H
H
c i s - S til b e n
H
H
tr a n s - S til b e n
Molekuły mają
taki sam wzór
cząsteczkowy
(C14H12), jak
również taki
sam typ
wiązań.
Czynniki wpływające na
równowagę chemiczną
1) Reguła Le Chateliera
2) Zmiana stężenia - c
3) Zmiana objętości i ciśnienia – p,v
4) Zmiana temperatury - T
5) Wpływ katalizatora
Reguła Le Chateliera
Jeżeli na układ znajdujący się w
stanie równowagi działa jakiś czynnik
zewnętrzny, to powoduje on taką
zmianę stanu równowagi w układzie,
która minimalizuje działanie tego
czynnika
(przeciwdziała
temu
czynnikowi) – zasada akcji i reakcji
Zmiana stężenia
3+
−
aq
FeSCN2+ (aq) →
Fe
(
)
SCN
(aq)
+
←
czerwony
blado żółty bezbarwny
(a) Wodny roztwór Fe(SCN)3
(b) Po dodaniu roztworu NaSCN do naczynia (a)
(c) Po dodaniu roztworu Fe(NO3)3 do naczynia (a)
(d) Po dodaniu roztworu H2C2O4 do naczynia (a)
Zmiana stężenia
N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) →
← 2NH3 ( g )
Zmiany w stężeniu H2, N2 i NH3
po dodaniu NH3 do mieszaniny
równowagowej
Zmiana objętości i ciśnienia
pV = nRT
1
n
P =   RT ⇒ P ∼
V
V 
• N 2O 4 ( g )
→
←
n
  - stężenie gazu w mol/dm3
V 
2NO2 ( g )
1obj.
• H 2 ( g ) + CO2 ( g )
2obj.
1obj.
↑ P (↓ V ) ⇒ N 2O 4 ( g ) ← 2NO2 ( g )
↓ P (↑ V ) ⇒ N 2O 4 ( g ) → 2NO2 ( g )
• N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) →
← 2NH3 ( g )
1obj.
3obj.
2obj.
↑ P (↓ V ) ⇒ N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) → 2NH3 ( g )
↓ P (↑ V ) ⇒ N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) ← 2NH3 ( g )
→
←
H 2O( g ) + CO( g )
1obj.
1obj.
↑ P (↓ V ) czy ↑ P (↓ V )
⇓
równowaga niezmieniona
1obj.
Zmiana temperatury
Dla reakcji endotermicznych (∆H° > 0)
stała równowagi K wzrasta ze
wzrostem temperatury, a dla reakcji
egzotermicznych (∆H° < 0) – K maleje
ze wzrostem temperatury.
Wzrost temperatury układu podnosi
wydajność reakcji endotermicznych,
a
obniża
wydajność
reakcji
egzotermicznych
Zmiana
temperatury
N 2O 4 ( g ) → 2NO2 ( g ) ∆H ° = 58.0kJ
bezbarwny brunatny
2NO2 ( g ) → N 2O 4 ( g ) ∆H ° = −58.0kJ
(a) Dwie bańki wypełnione mieszaniną gazów NO2 i N2O4 w stanie
równowagi
(b) Po lewo: jedna z baniek zanurzona zmrożonej wodzie
Po prawo: druga bańka zanurzona w gorącej wodzie
Zmiana temperatury
2+
+
CoCl24− + 6H 2O →
Co(H
O)
4Cl
←
2
6
niebieski
różóżowy
tworzenie CoCl24− - reakcja endotermiczna
tworzenie Co(H2O)62+ - reakcji egzotermiczna
(po lewo) podgrzewanie
(po prawo) chłodzenie
Wpływ katalizatora
Katalizator - substancja, która zwiększa
szybkość reakcji chemicznej, nie ulegając
przy tym zużyciu
Katalizator zwiększa szybkość osiągania
przez reakcję stanu równowagi, lecz nie
wpływa na skład mieszaniny reakcyjnej w
tym stanie
Katalizator nie wywiera wpływu na skład
mieszaniny w stanie równowagi
powoli
A + B → AB
A + K szybko
→ AK
AK + B szybko
→ AB + K
Wpływ
katalizatora
Proces syntezy amoniaku Habera-Boscha
Wpływ ciśnienia
N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) →
← 2NH3 ( g ) ∆H = −92.6kJ
Procent molowy NH3 w funkcji ciśnienia całkowitego gazów w t = 425°C
Wpływ temperatury - procent molowy H2 + N2 i NH3 w stanie
równowagi w funkcji temperatury
Schemat procesu Habera do syntezy NH3
Warunki syntezy amoniaku
N2 + 3H2 <=> 2NH3
• Warunki syntezy amoniaku są efektem
kompromisu:
• termodynamiki procesu - równowagi
chemicznej (wysokie ciśnienie i niska
temperatura)
• i kinetyki reakcji (wysoka temperatura i
aktywny katalizator)