Почему катализатор не влияет на смещение химического равновесия?

1 ответ на вопрос “Почему катализатор не влияет на смещение химического равновесия?”

  1. rocki_balna Ответить

    Введение катализатора в равновеснуюсмесь в одинаковой мере снижает энергию активации, как для прямой, так и для обратной реакции и одинаково ускоряет обе реакции. Таким образом, катализатор не влияет на смещение химического равновесия.
    Тем не менее, роль катализатора в обратимых реакциях очень велика. Катализатор позволяет ускорить наступление химического равновесия и получить то же количество вещества, но за более короткий срок.
    Вопросы для самоконтроля знаний теории
    По теме «Химическое равновесие»
    1. Какие реакции считаются обратимыми?
    2. Как изменяется в ходе реакции концентрации реагируюших веществ?
    3. Как изменяется в ходе реакции концентрации продуктов реакции?
    4. Как изменяется в ходе реакции скорость прямой реакции?
    5. Как изменяется в ходе реакции скорость обратной реакции?
    6. Какое состояние называют состоянием химического равновесия?
    7. Почему состояние химического равновесия называют «динамическим»?
    8. Что принято понимать под термином « константа химического равновесия»?
    9. Как записывается выражение для константы химического равновесия?
    10. Концентрации каких веществ не включаются в выражение для константы химического равновесия химических реакций?
    11. Что показывает константа химического равновесия?
    12. Какую информацию дает очень большое значение константы химического равновесия?
    13. О чем говорит очень малое значение константы химического равновесия?
    14. Какими факторами можно вызвать смещение химического равновесия?
    15. Как формулируется принцип Ле Шателье?
    16. Какое влияние оказывает изменение концентрации на смещение химического равновесия?
    17. Какое влияние оказывает изменение давления на смещение химического равновесия?
    18. Какое влияние оказывает изменение температуры на смещение химического равновесия?
    19. Какое влияние оказывает введение катализатора на смещение химического равновесия?
    20. Какую функцию выполняет катализатор в обратимых реакциях?
    Примеры решения типовых задач

  2. ilya Ответить

    · Химическое равновесие— состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических
    реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.[1]
    А2 + В2 ? 2AB
    В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.
    · Смещение химического равновесия.
    Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.
    Факторы влияющие на химическое равновесие:
    Температура
    При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.
    CaCO3=CaO+CO2 -Q t^ >, tv < N2+3H2-2NH3 +Q t^ <, tv >
    Давление
    При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.
    CaCO3=CaO+CO2 P^ < , Pv >
    1моль=1моль+1моль
    Концентрация исходных веществ и продуктов реакции
    При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.
    S2+2O2=2SO2 [S],[O]^ >, [SO2]^ < Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!
    · Принцип Ле-Шателье.Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии,
    воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
    Гомогенный и гетерогенный катализ.
    · Гомогенный катализ
    Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:
    H2О2 + I > H2О + IO
    H2О2 + IO > H2О + О2 + I
    При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.
    · Гетерогенный катализ

  3. Kazragar Ответить

    Виды катализа
    1. Гомогенный катализ – катализатор находится в одной фазе с субстратом. Характерным примером является кислотно-основный катализ, который реализуется в организме при гидролизе жиров, спиртовом и молочном брожении, окислении С6Н12О6 и т. п.
    2. Гетерогенный катализ – катализатор и субстрат находятся в разных фазах. Особенность таких катализаторов – наличие активных и аллостерических центров.
    Активный центр – центр, обладающий каталитической активностью.
    Аллостерический центр участвует в явлении, которое носит название индуцированная приспособляемость фермента к субстрату и наоборот.
    3. Ферментативный катализ (биокатализ) – ускорение биохимических реакций при участии белковых макромолекул, называемых ферментами (энзимами). Этот вид катализа относится к микрогетерогенному катализу, но имеет аналогии и с гомогенным катализом. Отличие ферментов от других катализаторов – высокая активность и селективность первых.
    Лекция №7 Коллигативные св-ва растворов
    Раствор — фаза переменного состава. «Фаза» указывает на однородность раствора, «переменный состав» на существование различных концентраций одного и того же раствора.
    Раствор:
    1.Идеальный
    2.Реальный
    Коллигативные свойства -свойства растворов, которые пропорциональны концентрации растворённого вещества и не зависит от его химической природы.
    Наличие коллигативных свойств указывает на следующие факты:
    1. вещество не реагирует с растворителем, ведёт себя подобно газу;
    Его молекулы не подвергаются ни ассоциации, ни диссоциации, следовательно, тепловых эффектов не наблюдается.
    Закон Рауля
    При постоянной температуре относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно молярной доле растворённого вещества

    Повышение Ткипения и понижение Тзамерзания растворов.
    Повышение Ткип. и понижение Тзам. идеальных растворов прямо пропорционально моляльной концентрации растворов.
    КК – криоскопическая константа;
    КЭ – эбулиоскопическая константа.
    Физический смысл констант: повышение Ткип или понижение Тзам одномоляльного раствора по сравнению с чистым растворителем.
    КК(Н2О)=1,86; КЭ(Н2О)=0,52.

  4. Mr.FLEXIK Ответить

    1. При увеличении концентрации какого-либо вещества, участвующего в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода данного вещества, а при уменьшении концентрации – в сторону его образования.
    Например, в системе 2СO + O2 = 2СO2 при увеличении концентрации кислорода равновесие сместится в сторону его расходования, т.е. вправо, в сторону образования СО2.
    2. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается в сторону меньшего числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления, а при уменьшении давления равновесие сместится в сторону большего числа молекул газа, т.е. в сторону увеличения давления.
    Например, в системе 2СO + O2 = 2СO2 при увеличении давления равновесие сместится в сторону меньшего числа молекул газа, т.е. вправо, в сторону образования СО2, так как в левой части три молекулы газа, а в левой всего две. ся в равновесном состоянии, оказать какое-либо внешние воздействие ( на положение равновесия обратимых химических реакций был
    Но есть равновесные системы, в которых давление не влияет на смещение равновесия. Например, в системе Н2 + J2 2HJ при изменении давления равновесие смещаться не будет, так как в левой и правой частях находится по две молекулы газа.
    3. При увеличении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, а при уменьшении – в направлении экзотермической реакции.
    Экзотермической реакций называется реакция, идущая с выделением тепла (?Н<0), а реакция, идущая с поглощением тепла называется эндотермической(?Н>0).
    Например: 2Н2 + О2 2Н2О, ?Н = -484,9 кДж.
    При увеличении температуры в данной системе равновесие сместится влево, в сторону исходных реагирующих веществ, так как обратная реакция является эндотермической.
    Принцип Ле-Шателье подтверждается и распространяется не только на химические, но и на различные физико-химические равновесные процессы. Смещение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кристаллизация и растворение, происходит в соответствии с данным принципом.
    Растворы
    Растворы имеют огромное значение в минеральной и органической жизни Земли, в науке, технике, строительстве.
    Раствор – однородная в фазовом отношении сложная система переменного состава.
    Т в е р д ы е
    (минералы, сплавы)
    Растворы

    Ж и д к и е
    (раствор NaCl в воде)
    Г а з о о б р а з н ы е
    (воздух – 21 % О2 +
    78 % N2 + 1 % др. газов)
    Наиболее распространены жидкие растворы. Они состоят из растворителя (жидкость) и растворенного вещества. Например: раствор газа в жидкости – кислород в воде; раствор твердого вещества в жидкости – сахар в воде; раствор жидкости в жидкости – серная кислота в воде. В случае смеси жидкостей растворителем является жидкость, которая содержится в большем количестве. Кроме того, жидкими растворами являются и те, в которых растворитель не вода, а другая жидкость (спирт, ацетон, толуол, керосин и др.).
    Способность вещества растворяться всегда ограничена, исключение составляют жидкости, смешивающиеся друг с другом в разных соотношениях, например вода и этиловый спирт. Количество вещества, которое может раствориться при данной температуре в определенном количестве растворителя, называется растворимостью (S). Единицы измерения растворимости г или моль растворенного вещества в 1 дм3 растворителя; г растворенного вещества в 100 г растворителя. Растворимость разных веществ в воде при постоянной температуре различается весьма сильно. Хорошо растворимыми считаются вещества, которые растворяются в воде более 10 г/л. Слабо растворимые – растворяются в воде в диапазоне от 0,01 до 10 г/л. Практически нерастворимые – растворяются в воде менее 0,01 г/л. Раствор, в котором при данной температуре вещество больше растворяться не может, называется насыщенным (С= S, здесь С – концентрация растворенного вещества). Ненасыщенный раствор содержит меньше растворенного вещества, чем насыщенный (С< S) при данной температуре; п е р е с ы щ е н н ы й раствор содержит растворенного вещества больше, чем насыщенный (С > S). Растворимость веществ обычно зависит от температуры. Растворимость большинства твердых и жидких веществ с повышением температуры увеличивается, газообразных – уменьшается.
    Растворение – сложный физико-химическийц процесс. С одной стороны, растворяющееся вещество удаляется с поверхности кристалла и равномерно распреде- ляется по объему растворителя – физический процесс (диффузия). Скорость диффузии оказывает значительное влияние на скорость растворения. С другой – частицы растворенного вещества и растворителя взаимодействуют друг с другом – химический процесс (сольватация). Если растворителем является вода, то говорят о гидратации растворенного вещества. Гидратная оболочка довольно прочно связана с частицами растворенного вещества и при его выделении из раствора входит в состав кристаллов.
    CuSO4 + H2O ¾¾¾¾¾® синий р-р ¾¾¾¾¾® CuSO4 5H2O
    растворение выпаривание
    CuSO4 – вещество белого цвета; CuSO4 5H2O – кристаллогидрат меди – вещество синего цвета. Вода, входящая в состав кристаллогидрата, называется кристаллизационной.
    Помимо наличия кристаллогидратов, доказательством того, что растворение хими- ческий процесс, является тепловой эффект при растворении. Например, если поместить в стакан с водой твердую соль NH4NO3, то в результате растворения последней темпе- ратура раствора понижается так сильно, что стакан примерзает к поверхности,на которой стоит, если она смочена водой; при добавлении H2 SO4 в стакан с водой последний заметно нагревается.
    Установлено, что тепло поглощенное при растворении (отрицательный тепловойэффект ) затрачивается на разрушение кристаллической решетки и диффузия раство- ряющегося вещества на весь объем раствора (физический
    процесс). Причиной положительного теплового эффектаслужит образование сольватов (химический процесс).
    Общий тепловой эффект растворения – алгебраическая сумма положительного и отрицательного тепловых эффектов. В зависимости от природы растворяемого вещества соотношение положительного и отрицательного эффектов при растворении меняется и, следовательно, меняются величина и знак суммарного теплового эффекта.
    Любой растворитель характеризуется параметрами: давление насыщенного пара, осмотическое давление, температуры кипения и замерзания. Для разбавленных растворов неэлектролитов аналогичные свойства изменяются пропорционально концентрации растворенного вещества и описываются законами Ф. Рауля и Я. Вант-Гоффа.
    I закон Рауля
    Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем. При этом чем больше концентрация растворенного вещества, тем больше понижается давление пара над раствором.
    P = Po? co ,
    где co – молярная доля растворителя в растворе; Р и Ро – соответственно давление пара растворителя над раствором и растворителем.
    II закон Рауля
    Температура кипения раствора Т2 выше температуры кипения чистого растворителя Т1 ( DТкип = Т2 – Т1). При этом чем выше концентрация раствора, тем выше температура кипения.
    DТкип = Е?С .
    Растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистый растворитель. При этом, чем выше концентрация растворённого вещества, тем ниже температура замерзания
    DТзам = К?С,
    где С – концентрация раствора; Е – эбулиоскопическая постоянная, которая равна повышению температуры кипения при растворении 1 моля вещества в 1 кг растворителя; К – криоскопическая постоянная, которая численно равна понижению температуры замерзания при растворении 1 моль вещества в 1 кг растворителя.
    Закон Вант-Гоффа
    Осмотическое давление равно такому давлению, которое нужно приложить к раствору для предотвращения проникновения в него растворителя
    p = С? R?T ,
    где p – осмотическое давление; R – газовая постоянная, равная 8,314 Дж/К?моль;
    Т – температура, К.

  5. ЗИНРТУСФ Ответить

    Из­ме­не­ние дав­ле­ния
    Из­ме­не­ние дав­ле­ния может ока­зы­вать вли­я­ние толь­ко на ре­ак­ции с уча­сти­ем га­зо­об­раз­ных ве­ществ. Если в ре­ак­ции син­те­за ам­ми­а­ка уве­ли­чить дав­ле­ние, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну умень­ше­ния числа моль газа. Если слева число моль газа боль­ше, чем спра­ва, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну об­ра­зо­ва­ния ам­ми­а­ка.
    Если число моль газа оди­на­ко­во и слева и спра­ва, на­при­мер, в ре­ак­ции по­лу­че­ния ок­си­да азота (II),
    N2 +O2 (3)
    то из­ме­не­ние дав­ле­ния не будет ока­зы­вать вли­я­ние на по­ло­же­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия в таких ре­ак­ци­ях. Изу­че­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия имеет боль­шое зна­че­ние, как для тео­ре­ти­че­ских ис­сле­до­ва­ний, так и для ре­ше­ния прак­ти­че­ских задач. Опре­де­ляя по­ло­же­ние рав­но­ве­сия для раз­лич­ных тем­пе­ра­тур и дав­ле­ний, можно вы­брать наи­бо­лее бла­го­при­ят­ные усло­вия про­ве­де­ния хи­ми­че­ско­го про­цес­са. Окон­ча­тель­ный выбор усло­вий тре­бу­ет учета вли­я­ния их и на ско­рость про­цес­са.
    16. Принцип ЛеШателье
    При известных ?H реакции или при ?n ? 0 на химическое равновесие можно воздействовать изменением температуры или давления. Химическое равновесие может быть смещено изменением концентраций реагентов. Другими словами, равновесие можно сместить внешним воздействием, руководствуясь принципом ЛеШателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.
    1. Влияние температуры. Для реакций, идущих с уменьшением энтальпии (экзотермических), повышение температуры будет препятствовать протеканию прямого процесса, то есть смещать реакцию в сторону исходных веществ. Эндотермические реакции при этом будут смещаться в сторону конечных продуктов. Например, при обычных условиях реакция N2 + O2 не идет (?H > 0), но повышение температуры может сделать эти реакцию осуществимой. Реакция CO + 1/2O2 = CO2, ?H < 0 с повышением температуры будут смещаться в сторону исходных веществ. 2. Влияние давления. Если реагируют газообразные вещества, то при неизменном числе молей начальных и конечных реагентов повышение общего давления не приведет к смещению равновесия. Если число молей при реакции меняется, то изменение общего давления приведет к смещению равновесия. В частности, реакция 2CO + O2 = 2CO2, протекающая с уменьшением ?n, при повышении общего давления сместится в сторону образования СO2. 3. Влияние концентраций. В тех реакциях, в которых лучше оперировать концентрациями (реакции в растворах), увеличение концентраций исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону конечных продуктов и наоборот. Так, в реакции этерификации (образование сложного эфира)
    4. увеличение концентрации уксусной кислоты или этанола увеличивает выход этилацетата, а добавление в систему воды приводит к омылению, т. е. образованию исходных продуктов.
    17. Концентрацияраствора может выражаться как в безразмерных единицах (долях, процентах), так и в размерных величинах (массовых долях, молярности, титрах, мольных долях).
    Концентрация– это количественный состав растворенного вещества (в конкретных единицах) в единице объема или массы. Обозначили растворенное вещество – Х, а растворитель – S. Чаще всего использую понятие молярности (молярная концентрация) и мольной доли.

  6. Mugal Ответить

    Химическая реакция – процесс, при котором из одних веществ
    получаются другие. Как известно, по признаку процесса различают несколько типов
    реакций: разложения, замещения и т. д. По характеру обратимости реакции делятся
    на обратимые и необратимые. Реакции, протекающие в одном направлении и
    приводящие к полному превращению исходных веществ в продукты реакции,
    называются необратимыми:
    K2CO3 + 2HCl > 2KCl + CO2 + H2O.
    Обратимыми называются реакции, которые одновременно идут в двух
    взаимно противоположных направлениях: слева направо – прямая, справа налево –
    обратная. Обе реакции идут с определенной скоростью. В ходе обратимой реакции
    концентрация исходных веществ уменьшается, а концентрация продуктов реакции
    увеличивается. Соответственно скорость прямой реакции будет уменьшаться, а
    обратной – увеличиваться до тех пор, пока эти скорости не станут равными.
    Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной,
    называется химическим равновесием. При состоянии химического
    равновесия реакция не прекращается, а обе реакции идут с равными скоростями
    Выразим скорости прямой и обратной реакций:

    К – константа химического равновесия.
    Полученное уравнение выражает закон “Действующих масс” для химического
    равновесия. При установившемся химическом равновесии отношение произведения
    концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ
    есть величина постоянная при определенных условиях. Физический смысл
    константы химического равновесия состоит в том, что она показывает во сколько
    раз прямая реакция идет быстрее обратной. Если K>1, то преобладает прямая
    реакция, если K<1 – обратная. Это положение дает возможность не только
    определить направление реакции, но и регулировать любой химический процесс,
    смещая его в ту или иную сторону.
    При изменении температуры, давления или концентрации регентов равновесие
    может сместиться. Изменения, происходящие в системе в результате внешних
    воздействий, определяются принципом «подвижного равновесия» или принципом Ле-
    Шателье:
    Внешние воздействия на систему, находящуюся в состоянии химического
    равновесия, приводят к смещению этого равновесия в направлении, при котором
    ослабевает эффект произведенного воздействия.
    [c]: при увеличении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие
    сместится в сторону расхода вводимого вещества, при уменьшении концентрации
    равновесие сместится в сторону образования этого вещества.
    [t]: при повышении температуры равновесие сместится в стороны
    эндотермической реакции, при понижении – в сторону экзотермической реакции.
    [p]: при увеличении давления равновесие сместится в сторону уменьшения
    газообразных веществ, при уменьшении – в сторону увеличения газообразных
    веществ. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразного
    вещества, то давление не влияет на химическое равновесие.

  7. СеРДцЕ_РаЗБиТо_ТоБоЙ Ответить

    Принцип Ле Шателье:
    Если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо воздействие, то система стремится уменьшить это воздействие за чет смещения равновесия.
    При ^t(увеличении температуры) система будет ее уменьшать за счет протекания реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. той реакции, где –Q, соответственно при уменьшении температуры наоборот.
    При ^P(при увеличении давления) система будет её уменьшать за счет протекания реакции, идущей с уменьшением числа моль газов, соответственно при уменьшении давления наоборот.
    При ^ концентрации (какого-либо вещества, кроме твердого) система будет ее уменьшать за счет протекания той реакции, где это вещество расходуется, соответственно при уменьшении концентрации наоборот.
    Введение катализатора не влияет на смещение равновесия.
    Добавление концентрации твердого вещества не влияет на смещение равновесия.
    Увеличить выход продукта реакции, т.е. увеличить степень превращения исходных веществ, т.е. сместить равновесие вправо (в сторону продуктов).
    Уменьшить выход продукта реакции, т.е. уменьшить степень превращения исходных веществ , т.е. сместить равновесие влево (в сторону исходных веществ).
    Пример. Какое воздействие на систему
    приведет к увеличению степени превращения SO3?
    а) ^P(увеличение общего давления)
    б) ^V(увеличение реакционного объема)
    в) добавление угля
    г) введение катализатора
    д) ^t(увеличении температуры)
    е) отвод продуктов реакции
    ж) добавление SO3
    з)vt (уменьшении температуры)
    Решение.
      т.е. прямая реакция  протекает с выделением теплоты (экзотермическая), а обратная реакция протекает  с поглощением теплоты (эндотермическая).
    Увеличить степень превращения SO3 , следовательно, сместить равновесие вправо.
    а) при увеличении давления равновесие смещается в ту сторону, где меньше моль газов, следовательно, в данной реакции равновесие смещается влево (< ) и данное воздействие не подходит б) при увеличении объема давление уменьшается (^V>vP), т.е. равновесие смещается в ту сторону, где больше моль газов, следовательно, в данной реакции вправо (>) и данное воздействие подходит
    в) уголь – это твердое вещество, следовательно,  не влияет на смещение равновесия
    г) введение катализатора  не влияет на смещение равновесия
    д) при увеличении (^t) равновесие смещается  в сторону эндотермической реакции, в данной реакции влево (<) и данное воздействие не подходит

  8. Bladerunner Ответить

    Сместить химическое равновесие – это значит изменением внешних условий добиться преимущественного протекания прямой или обратной реакций. Общие закономерности этого явления были сформулированы Ле Шателье в 1887 г.:
    Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается воздействие извне, то равновесие смещается в сторону той реакции, протекание которой максимально ослабляет внешнее воздействие.
    Чаще всего приходится сталкиваться со смещением равновесия в результате следующих изменений условий:
    1) Изменение температуры, в отличие от других внешних воздействий, влияет на значение константы равновесия. Повышение температуры вызывает ускорение той реакции, протекание которой сопровождается поглощением тепла (эндотермическая реакция). Напротив, понижение температуры благоприятствует протеканию экзотермической реакции – реакции, сопровождающейся выделением тепла. При изменении температуры равновесие смещается тем сильнее, чем большим тепловым эффектом сопровождается та или иная химическая реакция.
    2)Повышение давления ускоряет ту реакцию, в которой происходит уменьшение количеств газообразных веществ, а понижение давления – реакцию, сопровождающуюся увеличением количеств газообразных веществ. Если количество газов в ходе реакции не изменяется, то изменение давления не оказывает влияния на положение химического равновесия.
    3)Добавление в реакционную систему какого-либо компонента смещает равновесие в сторону той реакции, где тот компонент расходуется. Отвод какого-либо вещества из реакционной системы, напротив, ускоряет реакцию, в которой это вещество образуется.
    4)Введение инертного газа в систему при постоянном давлении подобно эффекту уменьшения общего давления. Если реакция протекает с уменьшением числа молей, разбавление инертным газом смещает равновесие реакции в сторону исходных реагентов; при увеличении числа молей равновесие смещается вправо.
    Катализаторы не способны сместить химическое равновесие, так как они в равной степени ускоряют как прямую, так и обратную реакции. С помощью катализатора можно лишь ускорить момент наступления в системе химического равновесия.
    Катализ в химической технологии.
    Применение катализаторов в химической технологии.

  9. Cebor Ответить

    Химическое равновесие присуще обратимым реакциям и не характерно для необратимых химических реакций.
    Часто, при осуществлении химического процесса, исходные реагирующие вещества полностью переходят в продукты реакции. Например:
    Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2^ + 2H2O
    Невозможно получить металлическую медь, проводя реакцию в обратном направлении, т.к. данная реакция необратима. В таких процессах реагенты полностью переходят в продукты, т.е. реакция протекает до конца.
    Но основная часть химических реакций обратима, т.е. вероятно параллельное протекание реакции в прямом и обратном направлениях. Иначе говоря, реагенты лишь частично переходят в продукты и реакционная система будет состоять как из реагентов, так и из продуктов. Система в данном случае находится в состоянии химического равновесия.
    При обратимых процессах, вначале прямая реакция имеет максимальную скорость, которая постепенно снижается, в связи с уменьшением количества реагентов. Обратная реакция, наоборот, вначале имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере накапливания продуктов. В конце концов, наступает момент, когда скорости обоих реакций становятся равными – система приходит в состояние равновесия. При наступлении состояния равновесия, концентрации компонентов остаются неизменными, но химическая реакция при этом не прекращается. Т.о. химическое равновесие – это динамичное (подвижное) состояние. Для наглядности, приведем следующий рисунок:
    химическое равновесиеДопустим, протекает некая обратимая химическая реакция:
    а А + b В = с С + d D
    тогда, исходя из закона действующих масс, запишем выражения для скорости прямой ?1 и обратной ?2 реакций:
    ?1 = k1·[A]a·[B]b
    ?2 = k2·[C]c·[D]d
    В состоянии химического равновесия, скорости прямой и обратной реакции равны, т.е.:
    ?1 = ?2
    k1·[A]a·[B]b = k2·[C]c·[D]d
    получаем
    К = k1/ k2 = [C]c·[D]d ? [A]a·[B]b
    Где К = k1/ k2 – константа равновесия.
    Для любого обратимого процесса, при заданных условиях k является величиной постоянной. Она не зависит от концентраций веществ, т.к. при изменении количества одного из веществ, количества других компонентов также меняются.
    При изменении условий протекания химического процесса, возможно смещение равновесия.

    Факторы, влияющие на смещение равновесия:

    изменение концентраций реагентов или продуктов,
    изменение давления,
    изменение температуры,
    внесение катализатора в реакционную среду.

    Принцип Ле-Шателье

    Все вышеперечисленные факторы влияют на смещение химического равновесия, которое подчиняется принципу Ле-Шателье: если изменить одно из условий, при котором система находится в состоянии равновесия – концентрацию, давление или температуру, — то равновесие сместится в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению. Т.е. равновесие стремится к смещению в направлении, приводящему к уменьшению влияния воздействия, которое привело к нарушению состояния равновесия.
    Итак, рассмотрим отдельно влияние каждого их факторов на состояние равновесия.
    Влияние изменения концентраций реагентов или продуктов покажем на примере процесса Габера:
    N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)
    Если в равновесную систему, состоящую из  N2(г), H2(г) и NH3(г), добавить, например, азот, то равновесие должно сместиться в направлении, которое способствовало бы уменьшению количества водорода в сторону его исходного значения, т.е. в направлении образования дополнительного количества аммиака (вправо). При этом одновременно произойдет и уменьшение количества водорода. При добавлении в систему водорода, также произойдет смещение равновесия в сторону образования нового количества аммиака (вправо). Тогда как внесение в равновесную систему аммиака, согласно принципу Ле-Шателье, вызовет смещение равновесия в сторону того процесса, который благоприятен для образования исходных веществ (влево), т.е. концентрация аммиака должна уменьшится посредством разложения некоторого его количества на азот и водород.
    Уменьшение концентрации одного из компонентов, сместит равновесное состояние системы в сторону образования этого компонента.
    Влияние изменения давления имеет смысл, если в исследуемом процессе принимают участие газообразные компоненты и при этом имеет место изменение общего числа молекул. Если общее число молекул в системе остается постоянным, то изменение давления не влияет на ее равновесие, например:
    I2(г) + H2(г) = 2HI(г)
    Если полное давление равновесной системы увеличивать посредством уменьшения ее объема, то равновесие сместится в сторону уменьшения объема. Т.е. в сторону уменьшения числа молей газа в системе. В реакции:
    N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)
    из 4 молеул газа (1 N2(г) и 3 H2(г)) образуется 2 молекулы газа (2 NH3(г)), т.е. давление в системе уменьшается. Вследствие чего, рост давления будет способствовать образованию дополнительного количества аммиака, т.е. равновесие сместится в сторону его образования (вправо).
    Если температура системы постоянна, то изменение полного давления системы не приведет к изменению константы равновесия К.
    Изменение температуры системы влияет не только на смещение ее равновесия, но также и на константу равновесия К. Если равновесной системе, при постоянном давлении, сообщать дополнительную теплоту, то равновесие сместится в сторону поглощения теплоты. Рассмотрим экзотермическую реакцию:
    N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) + 22 ккал
    Итак, как видно, прямая реакция протекает с выделением теплоты, а обратная – с поглощением. При увеличении температуры, равновесие этой реакции смещается в сторону реакции разложения аммиака (влево), т.к. она является эндотермической и ослабляет внешнее воздействие – повышение температуры. Напротив, охлаждение приводит к смещению равновесия в направлении синтеза аммиака (вправо), т.к. реакция является экзотермической и противодействует охлаждению.
    Таким образом, рост температуры благоприятствует смещению химического равновесия в сторону эндотермической реакции, а падение температуры – в направлении экзотермического процесса. Константы равновесия всех экзотермических процессов при росте температуры уменьшаются, а эндотермических процессов – увеличиваются.
    Внесение катализатора в систему приводит к тому, что скорости как прямой, так и обратной реакций увеличиваются. Изменяется скорость приближения к  состоянию равновесия, но k при этом не меняется.
    Принцип Ле-Шателье также применим к таким реакциям, в которых компоненты находятся в различных фазовых состояниях, т.е. к гетерогенным реакциям. Тогда речь будет идти о гетерогенном равновесии, например:
    CaCO3(тв) > CaO(тв) + CO2(г)
    В этой реакции газ и два твердых вещества находятся между собой в равновесии, и «концентрации» твердых компонентов остаются неизменными. Обычно «концентрации» твердых и жидких компонентов включаются в значение К, что позволяет не учитывать их при написании выражения для константы равновесия:
    К = [CO2]
    Это выражение показывает нам, что не важно, какое количество CaCO3(тв) и CaO(тв) содержится в равновесной системе, пока в ней присутствует хотя бы незначительное количество любого из этих веществ.
    Категории ОБЩАЯ ХИМИЯ, Химическая кинетика и равновесие химической реакции

  10. Akinorn Ответить

    Например, в обратимой реакции:
    2NO2(г) 2NO(г) + O2(г)
    из 2 моль NO2 образуется 2 моль NO и 1 моль O2. Стехиометрические коэффициенты перед формулами газообразных веществ указывают, что протекание прямой реакции приводит к увеличению числа моль газов, а протекание обратной реакции, наоборот, уменьшает число моль газообразного вещества. Если на такую систему оказать внешнее воздействие путем, например, путем увеличения давления, то система отреагирует таким образом, чтобы это воздействие ослабить. Давление может снизиться, если равновесие данной реакции сместится в сторону меньшего числа молей газообразного вещества, а значит, и меньшего объема.
    Наоборот, повышение давления в этой системе связано со смещением равновесия вправо – в сторону разложения NO2, что увеличивает количество газообразного вещества.
    Если число моль газообразных веществ до и после реакции остаетсяпостоянным, т.е. объем системы в ходе реакции не меняется, то изменение давления одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций и не оказывает влияния на состояние химического равновесия.
    Например, в реакции:
    H2(г) + Cl2(г) 2HCl(г),
    общее количество моль газообразных веществ до и после реакции остается постоянным и давление в системе не меняется. Равновесие в данной системе при изменении давления не смещается.

    Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.

    В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое – эндотермическому. Так в реакции синтеза аммиака прямая реакция – экзотермическая, а обратная реакция – эндотермическая.
    N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) + Q (-ΔH).
    При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций, однако, изменение скоростей происходит не в одинаковой степени. В соответствии с уравнением Аррениуса в большей степени на изменение температуры реагирует эндотермическая реакция, характеризующаяся большим значением энергии активации.
    Следовательно, для оценки влияния температуры на направление смещения химического равновесия необходимо знать тепловой эффект процесса. Его можно определить экспериментально, например, с помощью калориметра, или рассчитать на основе закона Г. Гесса. Следует отметить, что изменение температуры приводит к изменению величины константы химического равновесия (Kp).
    Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. При понижении температуры равновесие смещается в направлении экзотермической реакции.
    Таким образом, повышение температуры в реакции синтеза аммиака приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. влево. Преимущество получает обратная реакция, протекающая с поглощением тепла.

  11. соЛнЫфкО_о (ИнЕиПёТ) Ответить

    Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока постоянны параметры, при которых оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ.
    Процесс перехода системы от одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом химического равновесия.
    Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что изменение условий по-разному влияет на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой при нарушении равновесия становится больше. Например, если при изменении внешних условий равновесие нарушается так, что скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции (V® > V¬), то равновесие смещается вправо.
    В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.
    Смещение равновесия может быть вызвано:
    – изменением температуры;
    – изменением концентрации одного из реагентов;
    – изменением давления.
    Остановимся на влиянии каждого из этих факторов на состояние химического равновесия более подробно.
    Изменение температуры. Повышение температуры вызывает увеличение константы скорости эндотермического процесса (DH0Т > 0 и DU0Т > 0) и уменьшение константы скорости экзотермического процесса (DH0Т < 0 и DU0Т < 0), следовательно, при повышении температуры равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции, а при понижении температуры – экзотермической реакции. Например:
    N2(г) + 3H2(г) U 2NH3(г) DH0Т = -92,4 кДж/моль, т.е. прямой процесс экзотермический, следовательно, при увеличении температуры равновесие сместится влево (в сторону протекания обратной реакции).
    Изменение концентрации. При увеличении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, а уменьшение концентрации какого-либо вещества смещает равновесие в сторону его образования.
    Например, для реакции 2HCl(г) U H2(г) + Cl2(г) увеличение концентрации хлороводорода приводит к смещению равновесия вправо (в сторону протекания прямой реакции). Этот же результат можно получить при уменьшении концентрации водорода или хлора.
    Изменение давления. Если в реакции участвует несколько газообразных веществ, то при повышении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего количества молей газообразных веществ в газовой смеси и, соответственно, в сторону уменьшения давления в системе. Наоборот, при понижении давления равновесие смещается в сторону образования большего количества молей газа, что вызывает увеличение давления в системе.

  12. Kigalar Ответить


    Все химические превращения можно разделить на: обратимые и необратимые. В случае необратимых реакций все просто – запустили реакцию, она произошла и на этом процесс закончился. В случае обратимой реакции, исходные вещества могут превращаться в продукты реакции и наоборот. В таком случае, в уравнении реакции, ставят стрелки в оба конца:

    От чего же зависит, в какую сторону будет преимущественно идти реакция. Для характеристики равновесия в подобных система принят термин – константа химического равновесия, обозначается “Кр”, или просто буквой к. Константа химического равновесия находится, как отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентрации исходных молекул. При этом, стехиометрические коэффициенты идут в степени к концентрациям своих молекул.
    Например, если при определенных условиях реакции водорода с азотом, равновесие наступило при концентрации компонентов: азот – 2 моля/литр, водород – 4 моля/литр, аммиак – 0,5 моль/литр. Тогда константа химического равновесия запишется как: Кр=([NH3]2)/([N2].[H2]3). После вычисления находим, что Кр=0,00195. Соответственно, если при изменении условий реакции, равновесие наступит при более высокой концентрации продуктов реакции, и соответственно, более низкой концентрации исходных веществ (так как на продукты израсходуются исходные вещества), то Кр увеличится.
    Кр указывает, насколько реакция склонна протекать в указанном направлении. Можно рассчитать Кр обратной реакции, так как продукты и исходные вещества поменяются местами, то меняем местами числитель и знаменатель в уравнении. Для выше приведенного примера это даст величину Кр обратной реакции = 512.
    В промышленности, как правило, более интересно получение более крупных молекул из более мелких (хотя, как правило, и более устойчивых), так называемый, синтез. Получение более мелких из крупных молекул – деструкция. Поэтому, хорошо бы сместить равновесие выше приведенной реакции в право, в этом нам поможет принцип Ле-Шателье. Который гласит: любая система стремится находится в стабильном состоянии, если изменяются внешние условия, то система меняется так, что бы компенсировать изменение внешних условий и вернуть исходное равновесие. Под внешними условиями подразумеваются: температура, давление, концентрация продуктов и исходных веществ и пр. Этот принцип является прямым следствием из закона сохранения массы и энергии. Например, в выше приведенной реакции, при течении в прямом направлении, выделяется энергия (ΔНреакции=-11ккал/моль образовавшегося аммиака). Значит, если мы нагреем систему, то энергия должна куда-то деться. Распад на атомы это слишком радикальное решение, да оно и ненадолго (атомарное состояние вещества самое неустойчивое, да и ему предшествует большая величина энергии, поглощенной системой). Поэтому, система переводит имеющееся у нее вещество в более энергоемкое состояние, то есть в сторону образования веществ, при переходе к которым поглощается энергия. Поэтому, если мы снизим температуру системы, то равновесие сместится в сторону получения аммиака.
    Что касается давления, то тут исходим из энтропии системы: чем меньше молекул “болтаются” в объеме, занимаемом системой, тем проще им обруливать друг друга. Поэтому, при сжатии системы, она стремится уменьшить свой объем (то есть, количество молекул газообразных веществ).
    В нашем случае, и в правой и в левой частях уравнения реакции стоят газообразные вещества. Причем, из 4 молей газа получаем 2 моля газа, то есть при течении реакции в прямом направлении, ее объем уменьшается в два раза. Значит, чем при большем давлении будем проводить реакцию, тем больше равновесие будет смещаться в сторону аммиака.
    С концентрацией исходных компонентов все понятно, нужно просто отводить полученный аммиак из зоны реакции, и вносить туда исходные вещества. Тогда, система постоянно будет стремится восстановить равновесную концентрацию аммиака. Переводя при этом азот и водород в аммиак. Отвод можно производить на основании разницы в температуре кипения продукта реакции и исходных веществ.
    Как Вы понимаете, увеличить давление до беспредела невозможно, да и цена продукта реакции возрастет из-за энергетических затрат. Снизить температуру тоже не получится – энергии активации химических связей в молекулах азота и водорода достаточно велики. В таких случаях, для снижения энергии активации химических связей в исходных веществах, используют катализатора химических реакций.
    Катализатор – это вещество, участвующее в химической реакции (увеличивая ее скорость), но не расходующееся в течении реакции (химически остается неизменно). При этом, увеличивающее скорость реакции, как правило, за счет снижения энергии активации. Энергия активации – то количество энергии, которое необходимо дать исходным веществам, что бы “расшевелить” их химические связи до обретения возможности реагировать друг с другом.

    Рисунок 1.
    На рисунке 1 представлен график зависимости внутренней энергии системы от времени реакции. До реакции, исходные компоненты имели внутреннюю энергию Еисх. В ходе реакции, мы сообщили системе энергию активации (на графике, пик черной линии). После активации системы прошла реакция, и система снизила свою внутреннюю энергию (за счет энтальпийной или энтропийной составляющей, или одновременно обеих). При этом, энергия системы стала равна Епрод. Разница между энергией исходных веществ и энергией продуктов реакции – энергия выделившаяся (или поглотившееся) в ходе реакции, то есть, тепловой эффект реакции.
    Если мы используем катализатор, тогда процесс опишется красной линией. При этом, величина энергии активации будет меньше, чем без катализатора на величину Е1-2. Как видим, применение катализатора в нашем случае, позволило проводить реакцию при более низкой температуре, что положительно сказывается на выходе аммиака. Возможен обратный случай, если легко образующийся промежуточный комплекс с катализатором имеет энергия больше энергии активации системы, в этом случае реакция будет замедляться, то есть будет отрицательный катализ – ингибирование (ингибитор, в отличие от катализатора, снижает скорость реакции).
    Для нами рассмотренной реакции, наиболее эффективный катализатор – мелкодисперсная платина. Действие катализатора основано на образовании малоустойчивого промежуточного соединения одного или всех исходных веществ с катализатором, это происходит при энергии активации. Данный малоустойчивый комплекс намного более реакционоспособен, чем исходные вещества, поэтому реакция протекает легче.
    Кроме снижения температуры реакции, катализатор делает процесс более избирательным (то есть ускоряет только нужные нам реакции, а не побочные). Все это приводит к уменьшению расхода сырья (исходных веществ), расхода электроэнергии, снижению количества образовавшихся побочных продуктов (которые иногда не имеют практически ни какого применения и нуждаются в отдельной утилизации) и, кроме того, повышает производительность оборудования.
    Катализатором могут быть самые различные вещества, но в основном, это: металлы, соли и другие соединения металлов (как правило, переходных), кислоты и щелочи. Следует учесть, что катализатор, как правило, лишь делает ход реакции более легким, за счет снижения энергии активации. При этом, для равновесных реакций, он практически не влияет на равновесие, одновременно ускоряя и прямые и обратные реакции.

  15. VideoAnswer Ответить

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *