Закон константы

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Закон действия масс, константы

В исследовании термодинамики химических превращений в конце XIX в. большую роль сыграли работы голландского физикохимика Я. X. Вант-Гоффа. Мысленно проведя газовую реакцию в равновесных условиях, т. е. сжимая и расширяя газы с совершением максимальной работы в так называемом ящике Вант-Гоффа , он вывел знаменитое уравнение изотермы химической реакции, которым связал максимальную работу, т. е. изменение энергии Гиббса в реакции, с известной из закона действия масс константой химической реакции. Так закон действия масс получил свое термодинамическое обоснование. Вант-Гофф вывел также зависимость константы реакции от температуры, получившую название уравнения изобары химической реакции. Он показал, что знак и крутизна этой зависимости определяются знаком теплового эффекта реакции, чем термодинамически обосновал принцип смещения равновесия Ле-Шателье-Брауна (1884). [c.317]

Неприменимость закона действия масс к сильным электролитам. В соответствии с законом действия масс константа диссоциации 1—1 валентного электролита, определяемая уравнением (Х1У.13), для данной температуры должна быть постоянной. Проверку этой закономерности на сильном электролите можно произвести на основании опытных значений степени диссоциации а. В табл. 5 содержатся значения а и для раствора хлорида калия в воде при IS . [c.380]

Большое внимание в демонстрациях уделено равновесию в растворах слабых электролитов. При изложении раздела химического равновесия следует отметить, что к растворам слабых электролитов, как к равновесным системам, приложим закон действующих масс. Константа равновесия у слабых электролитов или, как ее еще называют, константа электролитической диссоциации не зависит от концентрации раствора, а зависит только от температуры. Колориметрические методы определения pH наглядно демонстрируются в опытах 51 и 52. [c.102]

Закон действия масс. Константы равновесия 261 [c.261]

Закон действующих масс. Константа равновесия [c.50]

Из перечисленных общих условий выводятся конкретные условия для химических равновесий. Выражением этих условий для гомогенных систем является закон действия масс (константы равновесия). [c.259]

ВН+ +А =В+НА откуда, согласно закону действия масс, константа гидролиза [c.483]

В растворах с лабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами п реально существующими недиссоциированными молекулами. В таких растворах концентрации ионов сравнительно малы, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства растворов слабых электролитов определяются только равновесием диссоциации, которое в этом случае полностью подчиняется закону действия масс. Константа протекающего при этом равновесного процесс называется константой диссоциации электролита и представляет собой отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части. [c.108]

Реакция подчиняется закону действия масс константа скорости реакции зависит от температуры и выражается уравнением [c.64]

Реакция раствора вследствие гидролиза — щелочная. По закону действия масс константа равновесия написанной реакции (гл. И) [c.164]

В соответствии с законом действующих масс константа равновесия для этой реакции [c.198]

Опыт показывает, что на степень электролитической диссоциации электролитов заметное влияние оказывает не только разбавление, но и прибавление и раствор сильных электролитов, имеющих общие (одноименные) ионы с растворенным электролитом. Предположим, что дан раствор слабого электролита НАп. На основании закона действия масс константа диссоциации этого электролита /СнАп равна [c.137]

Состояние равновесной химической системы характеризуется по закону действующих масс константой равновесия-. [c.82]

Степень диссоциации обычно меняется с концентрацией [Ст а, и, следовательно, коэффициент распределения т или т» (обычно определяемый экспериментально) не является постоянным. Если применить к диссоциации закон действия масс, константу диссоциации /(д с. можно рассчитать по уравнению [c.53]

Если а — степень ассоциации в фазе В и [Ст в — общая концентрация компонента С в той же фазе, то [С]в = [Ст]в(1—а ) и [С ]в = а [Ст]в/ — соответственно концентрации неассоциированного и ассоциированного компонента С. Согласно закону действия масс, константа ассоциации [c.55]

Закон действия масс. Константа равновесия. . 13 [c.489]

Согласно закону действующих масс, константа равновесия реакции обмена К выражается равенством [c.145]

Нерастворившаяся соль Ag l находится в твердой фазе и поэтому не входит в уравнение закона действующих масс. Константу К называют произведением растворимости или константой растворимости. Поскольку в равновесии находятся ионы, более правильно было бы подставить в уравнение (313) вместо концентраций активности, например если речь идет о растворе Ag l в присутствии КС1. [c.259]

Полученная с помощью закона действующих масс константа равновесия К реакции Ме + Ог MeOz равна IMeOzl/lMellOaJ, где в квадратных скобках представлены действующие массы реагирующих веществ. Условились считать действующие массы твердых металла и окисла равными единице, а действующая масса кислорода может быть представлена его парциальным давлением равновесных условиях. Если давление кислорода выражено в мосферах, то новая константа равновесия Кп равна Про,- [c.11]

Смотреть страницы где упоминается термин Закон действия масс, константы: [c.89] [c.120] [c.8] Карбониевые ионы (1970) — [ c.0 ]

chem21.info

Закон действующих масс. Константа химического равновесия

Термодинамика химического равновесия. Константа химического равновесия. Закон действующих масс. Принцип Ле-Шателье. Изотерма химической реакции. Равновесие в гетерогенных реакциях. Влияние температуры на химическое равновесие. Уравнения изобары и изохоры химической реакции.

Cуществуют реакции, протекающие в двух противоположных направлениях, которые называются обратимыми

Н2 газ + I2 газ 2 НIгаз

С течением времени скорость (V) прямой реакции, которая пропорциональна произведению концентраций исходных веществ, будет уменьшаться, так как уменьшаются концентрации исходных веществ (Н2 и I2), а скорость обратной реакции, которая пропорциональна концентрации НI в квадрате, увеличивается, так как увеличивается концентрация НI. Наконец, наступит такой момент, когда Vпрямой = Vобратной, т. е. наступает состояние химического равновесия.

Устойчивые равновесия (в том числе и химические) характеризуются следующими общими признаками:

1. Неизменностью равновесного состояния системы при сохранении внешних условий.

2. Подвижностью равновесия

3. Динамическим характером равновесия, т.е. установлением и сохранением его вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов.

4. Возможностью подхода к состоянию равновесия с двух противоположных сторон (т.е. вводя только исходные вещества, либо только продукты реакции).

5. Минимальным значением G (или F или соответствующим экстремальным значением другой характеристической функции при иных путях проведения процесса).

Можно вывести конкретные условия равновесия, одним из которых является закон действующих масс (закон действия масс), который был выведен кинетическим способом Гульдбергом и Вааге в 1867 г. (кинетический метод менее строгий, чем термодинамический).

Кинетический вывод закона действующих масс.

Рассмотрим обратимую реакцию:

Н2 газ + I2 газ 2 НIгаз

Для прямой реакции при постоянной температуре скорость реакции равна:

Vпрямой = k1

Для обратной реакции скорость равна:

Это математическая форма записи так называемого основного постулата химической кинетики. Здесь k1 и k2 – константы скорости прямой и обратной реакции.

При равновесии: Vпрямой = Vобратной, т.е

. ,

откуда или ,

где .

Здесь kс – константа равновесия, выраженная через равновесные концентрации (ее иногда называют классической константой равновесия или концентрационной константой равновесия). Это и есть математическое выражение закона действующих масс для рассмотренной реакции, который формулируется следующим образом:

отношение произведения равновесных концентраций (или парциальных давлений) продуктов реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к аналогичному произведению для исходных веществ при данной температуре есть величина постоянная для данной реакции.

Термодинамическая константа равновесия.

Химические реакции обратимы и могут протекать как в прямом так и в обратном направлении.

В случае реальных систем равновесные концентрации заменяют на равновесные активности (аi) и получают термодинамическую константу химического равновесия:

,

где ni – стехиометрические коэффициенты уравнения реакции. Величины положительны для продуктов реакции и отрицательны для исходных веществ.

Константы химического равновесия, выраженные через равновесные парциальные давления рi или равновесные фугитивности fi участников реакции, имеют вид:

,

.

Один из важных выводов из закона действия масс является взаимосвязь парциальных давлений (или концентраций) всех веществ, участвующих в реакции. В условиях равновесия парциальные давления (или концентрации) всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собой. Нельзя изменить парциальное давление (или концентрации) ни одного из них, без изменения парциальных давлений (или концентраций) всех остальных веществ, участвующих в реакции, чтобы сохранилось прежнее численное значение константы равновесия при данных условиях.

Пример 3.1 Процесс получения хлора окислением хлористого водорода протекает по уравнению:

.

При смешении 1 моль HCl с 0,48 моль O2 образуется 0,402 моль Cl2. В системе P = 1 атм (1,013*10 5 Па), T =659 K. Найти значение KP.

Решение. На образование 0.402 моль Cl2 расходуется 0.804 моль HCl и 0,201 моль O2. При установлении в системе равновесия имеем:

Найдем равновесные парциальные давления участников реакции:

Рассчитаем константу равновесия реакции:

studopedia.ru

Закон действия масс. Константы равновесия

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия, которая может быть выражена через молярные концентрации С,, парциальные давления р, или мольные доли Х-, реагирующих веществ. Для некоторой реакции

соответствующие константы равновесия выражаются следующим образом:

(6.1)

(6.2)

(6.3)

На основании уравнения состояния идеального газа, записанного в виде соотношенияи закона Дальтона для идеальной газовой смеси, выраженного уравнением, можно вывести соотноше ния между парциальным давлением pj> молярной концентрацией С, и мольной долей Xj і-го компонента:

Отсюда получаем соотношение между Кс, Кр и Кх:

Здесь Δv — изменение числа молей газообразных веществ в реакции:

Для реакции, приведенной выше, Δv = c + d-a-b.

Приведенные выше соотношения (6.1)—(6.3) относятся только к идеальным системам. Для реальных систем используют фугитивности / и активности а, которые являются функциями давления р и концентрации С соответственно. В состоянии равновесия эти функции точно так же связаны в выражении для соответствующих констант равновесия — К( и Ка:

Константы равновесия зависят только от природы реагирующих веществ и температуры. Они не зависят от равновесных концентраций (давлений, фугитивностей, активностей), т.е. тех величин, через которые они выражаются.

Чтобы понимать это утверждение, надо помнить, что химическое равновесие характеризуется динамичностью, а константа равновесия представляет собой отношение равновесных концентраций. Так, при изменении концентрации одного из компонентов реакции система выводится из состояния равновесия и запускается химическая реакция, включающая все компоненты этой реакции. Система начинает стремиться к новым равновесным концентрациям, т.е. к новому равновесию, описываемому при данной температуре этой же константой равновесия.

Константы равновесия описывают важное свойство химических процессов — стремление к определенному соотношению концентраций и поддержание этого соотношения при постоянной температуре. Огромную роль это свойство играет в сложных системах, таких, как экологические системы или живые организмы. Эти объекты можно рассматривать как сложные системы сопряженных реакций, каждая из которых характеризуется определенной константой равновесия. При попадании дополнительного количества какого-либо вещества система оказывается выведенной из состояния равновесия, при этом вся система сопряженных реакций начинает изменяться в направлении нового состояния равновесия, с новым набором равновесных концентраций, и при этом каждая из сопряженных реакций описывается все той же характерной для нее константой равновесия. Благодаря способности поддерживать равновесие сложные системы характеризуются значительной устойчивостью. В частности, экологические системы могут выдерживать присутствие значительного количества токсичных веществ и запускать реакции, которые нейтрализуют воздействие этих веществ. Вместе с тем, у любой сложной системы имеется предел устойчивости, т.е. та минимальная концентрация токсичного вещества, выше которой система уже не может восстановить равновесие в сопряженных реакциях. Это приводит к разрушению сложной системы.

Выражение для константы равновесия элементарной обратимой реакции может быть выведено из кинетических представлений. Скорость прямой реакции в любой момент времени равна

Скорость обратной реакции v2 в любой момент времени равна

Здесь k1 и к2 константы скоростей прямой и обратной реакций.

Очевидно, что через какое-то время скорости прямой и обратной реакций сравняются, после чего концентрации реагирующих веществ перестанут изменяться, т.е. установится химическое равновесие.

Исходя из равенства в состоянии равновесия скоростей прямой и обратной реакции (v1 = v2), получим

или

Таким образом, константа равновесия есть отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.

studme.org

Закон константы

Закон действующих масс

Пример оформления расчетной задачи

Задача 2. Вычислите степень диссоциации и равновесные концентрации ионов [OH — ] и [NH4 + ] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К NH4OH =1,76∙10 -5 .

1. Записываем уравнение диссоциации гидроксида аммония, справа от уравнения приводим константу ионизации, во второй строке указываем начальные концентрации вещества, в третьей строке – равновесные концентрации всех частиц, в четвертой – убыль концентрации гидроксида аммония.

2. Составляем математическое выражение закона действующих масс, подставляем в него равновесные концентрации всех частиц и решаем относительно x.

.

Математически доказано, что если отношение , величиной x в знаменателе можно пренебречь.

3. Для нахождения степени диссоциации гидроксида аммония можно воспользоваться математическим выражением закона разбавления Оствальда:

либо, опираясь на определение степени диссоциации, провести расчет на основании величин, полученных при решении закона действующих масс (степень диссоциации слабого электролита – это отношение количества распавшихся на ионы молекул к общему количеству растворенного вещества):

Ответ: α=1,33; [OH — ] = [ NH4 + ]=1,33∙10 -3 моль/л.

Слабые электролиты при растворении и расплавлении диссоциируют на ионы частично. Параллельно с процессом диссоциации идет обратный процесс – ассоциация – образование молекул из ионов. В определенный момент времени скорости прямой и обратной реакций выравниваются, и наступает состояние химического равновесия. В данном состоянии система будет находиться столь долго, пока какое-либо внешнее воздействие не приведет к смещению равновесия. Состояние химического равновесия характеризуется константой равновесия.

Выведем выражение для константы химического равновесия, опираясь на понятия химической кинетики.

1. Запишем уравнение диссоциации слабого электролита в общем виде:

2. Запишем уравнения для скорости прямой и обратной реакции через концентрации веществ:

3. Состояние химического равновесия характеризуется равенством скоростей прямой и обратной реакции:

4. Преобразуем последнее выражение, сгруппировав переменные величины (концентрации) в одной части выражения, а постоянные величины (константы скоростей) – в другой:

5. Так как отношение констант скоростей есть величина постоянная, вводим новую константу, которая будет характеризовать состояние химического равновесия.

6. На основании полученного выражения формулируем закон действующих масс. Для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ, есть величина постоянная при данной температуре и давлении.

Константа химического равновесия есть величина постоянная при данной температуре и давлении; она не зависит от концентраций реагирующих веществ, а определяется лишь природой вещества и растворителя. Для слабых электролитов эта константа называется константой ионизации. Для сильных электролитов константа диссоциации не имеет смысла, так как данные вещества при растворении полностью диссоциируют на ионы.

Помимо константы ионизации силу электролита характеризует степень диссоциации. Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся при диссоциации молекул на ионы, отнесенное к общему числу частиц растворенного вещества.

Между степенью диссоциации и константой ионизации существует математическая связь, выражаемая законом разбавления Оствальда:

если электролит слабый и степень диссоциации мала, то величиной α в знаменателе можно пренебречь по сравнению с единицей, в итоге получим упрощенное выражение закона разбавления Оствальда:

Закон разбавления Оствальда. При разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.

ido.tsu.ru

16. Обратимые реакции. Хим равновесие. Закон действующих масс. Константы равновесия

Обратимые реакции — хим реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), пр: 3H2+N2 ⇆ 2NH3 Направление обратимых реакций зависит от концентрац веществ.

Химическое равновесие– это динамическое состояние обратимых процессов, при которой скорость прямой реакции = скорости обратной реакции, а соотношение количеств реагентов и продуктов во времени не меняется.

ЗДМ — соотношение произведения равновесных концентраций с участием их стехиометрических коэф-ов, есть величина постоянная. Согласно Закону Действия масс скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. VаА+VbB↔VcC+VdD

Константы равновесия Может быть записана через равновесные активности (а), равновесные концентрации (C), равновесные парциальные давления (p). AA + BB  CC + DD (1).

Для реакции (1): Ka = (aC  ( C ) * aD  ( D ) ) / (aA  ( A ) * aB  ( B ) ) — ТД константа равновесия.

KC = (CC  ( C ) * CD  ( D ) ) / (CA  ( A ) * CB  ( B ) ) — концентрационная константа равновесия.

Kp = (CC  ( C ) * CD  ( D ) ) / (CA  ( A ) * CB  ( B ) ) — константа равновесия для давлений.

Для разбавленных растворов используют константу, выраженную через концентрации. Для газовых реакций используют константу, выраженную через парциальные давления.

Внимание! Ka  KС  Kp. Под действием внешних факторов равновесные активности/концентрации/давления компонентов системы могут меняться, однако их соотношение, т. е. константа равновесия, всегда остаётся постоянной при данной температуре.

Итак, Ka  KС  Kp, Ka, KС, Kp = inv (T). K = 1: истинное равновесие; K > 1: равновесие смещено вправо; K υА * СB υ B

К= Сc υ c * СD υ D / СА υА * СB υ B =const – закон действ масс (при t=const)

В гомогенных сис-мах : газовые 2SO2 (г)2(г) = 2SO3 = ;

ОН — + Н + →Н2О =const =

В гетерогенных сис-мах

Константа равновесия не включает жидкие и твердые вещ-ва. Их состояние можно принять за сос-е чистого вещ-ва, т.е. С — постоянная величина.

MgСО3(тв) Mg O(тв) + СО2(г) вещества К= С(СО2)

Если в водном растворе, то Кр записывается для сокращенной ионно-молекулярной формы.

Выражения для константы равновесия записываютна основании уравнения химической реакции.При записи следует помнить, что:

1. Те компоненты, С которых в процессе не меняется, в выражение константы не входят Срастворителя , так как она >>С других компонентов, например если реакция идет в водном растворе,не меняется

2. Твердые и жидкие вещества в гетерогенных реакциях обособленна от остальных компонентов физической границей раздела фаз. Их состояния можно принять за состояние чистого вещества., а Счистого вещества=const

3. Если в водном растворе, то Кравновесиязаписывается для сокращенной ионно-молекулярной формы.

studfiles.net