Правило вант-гоффа принцип ле-шателье

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

где С1 и С2 — молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак ( +) – если скорость определяется по продукту реакции, знак (–) – по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции — энергией сталкивающихся молекул.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1. Природа реагирующих веществ . Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах ( HCl , H 2 O ) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди — не реагирует.

2. Концентрация . С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ — скорость реакции возрастает.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура . При повышении температуры на каждые 10 ° C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

(где V t 2 и V t 1 — скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно; g — температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

A — постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R — универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль • К) = 0,082 л • атм/(моль • К)];

Ea — энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

Энергетическая диаграмма химической реакции.

А — реагенты, В — активированный комплекс (переходное состояние), С — продукты.

Чем больше энергия активации Ea , тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ . Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ — путем их растворения.

5. Катализ . Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе — разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление «отрицательного катализа«).

school-sector.relarn.ru

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Закон Вант-Гоффа. Принцип Ле Шателье

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]

Закон Вант-Гоффа. Принцип Ле Шателье [c.134]

Основопологающим в химической кинетике является понятие о скорости химических реакций. Скорость химической 15сакции зависит от многих факторов, но важнейшими являются природа реагируюгцих веществ, концентрация, температура, давление и действие катализаторов. При постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Данное количественное соотношение известно как закон действующих масс. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа. Если процесс протекает только в одном направлении, то его называют необратимым. Процессы, протекающие в двух противоположных направлениях, называют обратимыми. Когда в обратимом процессе скорости прямой и обратной реакций становятся равными, то в системе устанавливается динамическое равновесие. Смещение химического равновесия осуществляется в соответствии с принципом Ле Шателье. [c.102]

Закон Вант-Гоффа представляет собой частный случай общего закона, называемого принципом Ле Шателье. Принцип Ле Шателье определяет влияние различных условий на равновесную систему и формулируется следующим образом если изменить одно из условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, например температуру, давление или концентрацию, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению. [c.134]

Н. Карно, Р. Клаузиус, Г.И. Гесс, Д.П. Коновалов, Г. Гельмгольц, Я. Вант-Гофф, Ф. Рауль, Дк. П ббс, А. Ле Шателье, В. Оствальд, В. Нернст и мн. другие сформулировали законы, принципы, правила и ур-ния, к-рые и по сей день сохраняют свое непреходящее значение. [c.93]

Я. Вант-Гофф на многих примерах показал, что принцип подвижного равновесия вполне оправдывается как для гетерогенных (физических и химических) равновесий, так и для равновесий в гомогенных системах. Этот закон являлся одним из краеугольных камней всего учепия о химическом равновесии. В том же 1884 г. этот принцип был обобщен А. Ле Шателье, распространившим его не только иа термические изменения, но и на всякие другие (давление, концентрация и т. д.). Он гласил Любая система, находящаяся в состоянии устойчивого химического равновесия, будучи подвергнута влиянию внешнего воздействия, которое стремится изменить либо температуру, либо конденсированность (давление, концентрацию, число молекул в единице объема) всей системы или [c.334]

ЛЕ ШАТЕЛЬЕ ПРИНЦИП (принцип подвижного равновесия) — правило, характеризующее влияние изменения условий существования термодинамич. системы на положение равновесия. Этот принцип в частной форме высказал в 1884 Я. Вант-Гофф, в общем виде сформулировал в том же году А. Ле Шателье и теоретически обосновал в 1887 К. Браун, к-рый показал, что Ле Ш. п. есть следствие второго закона термодинамики. Ле Ш. п. может быть формулирован след, образом если иа систему, находящуюся в устой-. чивом равновесии, воздействовать извне, изменяя [c.478]

Основополагающий вклад в Т. х. внесен такж Г. И. Гессом (основной закон термохимии, 1840), Г. Гельмгольцем (применение второго начала термодинамики к хим. р-циям, 1882), Я. Вант-Гоффом (термодинамика хим. р-ций н растворов, 1883—90), А. Ле Шателье (принцип смещения равновесия, 1883—88), В. Нернстом (третье начало термодинамики, 1906), Г. Льюисом (метод термодинамич. активностей, 1907), И. Пригожиным (неравновесная термодинамика систем с хим. р-циями). [c.567]

Смотреть страницы где упоминается термин Закон Вант-Гоффа. Принцип Ле Шателье: [c.567] Смотреть главы в:

chem21.info

Принцип Ле Шателье — Брауна

Принцип Ле Шателье — Брауна (он же Принцип Ле Шателье) — термодинамический принцип подвижного равновесия, который описывает влияние, которое оказывается на систему внешним воздействием и может быть сформулирован следующим образом:

Если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Так, согласно принципу Ле Шателье, введение в равновесную систему дополнительных количеств какого-либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором концентрация этого вещества уменьшается и соответственно увеличивается концентрация продуктов его взаимодействия.

Процесс будет идти до тех пор, пока система не придет к состоянию равновесия. В этом новом состоянии химического равновесия концентрации (парциальные давления) всех веществ отличны от начальных, но соотношение между ними, выражаемое константой равновесия, остается тем же. Таким образом, в системе, находящейся в равновесии, нельзя изменить концентрацию какого-нибудь из реагентов, не вызывая изменения концентрации всех остальных.

[править] Изменение давления

Повышение давления сдвигает равновесие в сторону реакций, идущих с уменьшением объема, то есть в ту сторону, где меньше молей в уравнении реакции. Снижение давления действует обратным способом.

[править] Изменение температуры

Повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением теплоты, а понижение температуры действует в противоположном направлении.

Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

в системах с газовой фазой — уравнением изохоры Вант-Гоффа

В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением:

cyclowiki.org

Правило вант-гоффа принцип ле-шателье

Константа скорости – это удельная скорость реакции.

17.Энергия активации. Активированный комплекс. Энергетические схемы хода реакции. Температурная зависимость скорости реакций. Правило Вант-Гоффа.

Энергия активации – избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества.

Активированный комплекс – промежуточное состояние веществ, характеризующееся большим запасом энергии.

В выигрыше энергии при протекании реакции с активированным комплексом происходит от того, что при протекании реакции энергия выделяется при образовании новых связей и расходуется на разрыв старых.

Зависимость скорости реакции от температуры. В большинстве случаев при увеличении температуры, скорость реакции увеличивается.

Правило Вант-Гоффа: при изменении температуры на каждые 10˚ скорость реакции изменяется в 2-4 раза.

18.Катализ и катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Автокатализ, Механизм ионного катализа согласно теории промежуточных соединений.

Катализ – процесс с участием катализатора.

Катализатор – вещество, участвующее в химической реакции, и изменяющее её скорость, но не испытывающие изменений.

Гомогенный катализ – все вещества в одной фазе (агрегатном состоянии).

Гетерогенный катализ – катализ образует самостоятельную фазу и на его поверхности происходит реакция.

Автокатализ – с помощью своих продуктов.

Теория промежуточных соединений — катализатор образует промежуточное соединение, затем это промежуточное соединение разлагается, образуя продукт и прежний катализатор. Таким образом, катализатор расходуется на первой стадии и регенерирует на второй стадии.

19.Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние на равновесие изменения температуры, давления концентрации. Практическое применение принципа Ле-Шателье.

Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического.

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, воздействовать из вне, изменяя какие-либо параметры которые воздействуют на систему, то равновесие будет смещаться в сторону протекания той реакции при которой внешнее воздействие будет уменьшаться.

При нагревании равновесной системы равновесие будем смещаться в сторону протекания эндотермического процесса.

Давление не влияет на равновесие процесса. Суммарное число молей газообразного вещества равно суммарному числу молей газообразных продуктов. При увеличении давления равновесие смещается в сторону реакции с уменьшение числа молей газа.

При увеличении концентрации хотя бы одного из исходных веществ, равновесие смещается в сторону прямой реакции. При уменьшении концентрации всё наоборот.

Принцип Ле-Шателье позволяет управлять химической реакцией, направляя её в нужном направлении.

studfiles.net

Правило Вант-Гоффа

При повышении температуры скорость большинства химических реакций существенно увеличивается, причем для гомогенных реакций при нагревании на каждые десять градусов скорость реакции возрастает в 2÷4 раза. В соответствие с правилом Вант-Гоффа для каждой реакции можно применять так называемый температурный коэффициент , который показывает, во сколько раз возрастает константа скорости реакции при повышении температуры на 10 0 С.

Зная температурный коэффициент можно по приве- денной ниже формуле рассчитать изменение скорости реакции при увеличении температуры от t1 до t2

,

где ut2 и ut1 — скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; — температурный коэффициент скорости данной реакции.

Например, если температурный коэффициент реакция

γ = 2, то при увеличении температуры на 100 градусов скорость реакции должна увеличиться: V398/V298 = 2 10 = 1024 раза.

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур.

При увеличении температуры скорость реакции увеличивается в значительно большей степени в сравнении с увеличением скорости движения реагирующих частиц. Причина сильного влияния температуры на скорость заключается в первую очередь в увеличении доли активных (реакционноспособных) частиц.

В молекулярно-кинетической теории газов распределение частиц по значениям энергии в зависимости от температуры описывается так называемой Гаусовской кривой, общий вид которой для трех различных температур приведен на рисунке 2.

Рисунок 2 Распределение частиц по кинетической энергии при различных температурах:

где Т1 , Т2 и Т3 значения температур, при этом Т1

Энергию активации – это энергия которой должны обладать частицы, чтобы взаимодействие их привело к химической реакции. Энергия активации выражается в кДж/моль. Для реакций, протекающих с заметной скоростью, энергия активации не превышает 50кДж/моль (для реакций ионного обмена Ea » 0); если Ea > 100 кДж/моль, то скорость реакции неизмеримо мала.

В 1889 г. С.Аррениус привел уравнение зависимости константу скорости химической реакции от температуры:

k = Ae – Ea/RT

где, A – предэкспотенциальный множитель, зависящий от природы реагирующих веществ;

R – газовая постоянная = 8,314 Дж/(моль ∙ К);

Ea – энергия активации.

Из уравнения Аррениуса следует, что чем выше энергия активации, тем в большей степени необходимо повышать температуру для поддержания необходимой скорости реакции

На рисунке 3 показана зависимость изменения потенциальной энергии реагирующей системы от пути протекания реакции. Из приведенного рисунка видно, что для экзотермической реакции (идущей с выделением теплоты) убыль активных молекул восполняется за счет энергии, выделяющейся в ходе реакции. В случае эндотермической реакции для поддержания необходимой скорости реакции требуется подвод тепла.

Рисунок 10.3 Энергетическая диаграмма химической реакции

А — реагенты, С — продукты.

2.4 Влияние посторонних веществ

Посторонние вещества в зависимости от оказываемого воздействия могут ускорять реакции – катализаторы или замедлять – ингибиторы.

Катализаторы – это вещества ускоряющие химические реакции, но сами после реакции остаются в неизменном виде.

Ингибиторы это вещества замедляющие реакцию.На практике иногда необходимо замедлять реакции (коррозия металлов и др.) это достигается введением в реакционную систему ингибиторов. Например, нитрит натрия, хромата и дихромата калия снижают скорость коррозии металлов.

Промоторы – вещества, повышающие активность катализатора. При этом промоторы могут сами и не обладать каталитическими свойствами.

Каталитические яды – посторонние примеси в реакционной смеси, приводящие к частичной или полной потере активности катализатора. Так, следы мышьяка, фосфора вызывают быструю потерю активности катализатором V2O5 при контактном способе получения H2SO4.

3 Химическое равновесие

В химических реакциях исходные вещества не всегда полностью превращаются в продукты реакции. Это происходит потому, что по мере накопления продуктов реакции могут создаваться условия для протекания обратной реакции. Большинство химических реакций являются обратимыми.

В качестве примера проанализируем крайне важную для промышленности обратимую реакцию синтеза аммиака из азота и водорода:

Прямая и обратная реакции являются отдельными реакциями с соответствующими им кинетическими уравнениями, предэкспотециальными множителями, энергиями активаций и т.д

Важной количественной характеристикой обратимых реакций является константа равновесия, которая определяется при достижении системой химического равновесия – состояния при котором скорости прямой и обратной реакций равны. Примеры применения закона действующих масс (з.д.м.).

Выведем константу равновесия на примере реакции синтеза аммиака.

Кинетическое уравнение прямой реакции

имеет вид Vпр = Кпр [N2][H2] 3 .

Кинетическое уравнение обратной реакции

имеет вид Vобр = Кобр[NH3] 2 .

В состоянии химического равновесия Vпр = Vобр.

Подставляя в условие химического равновесия выражения скоростей прямой и обратной реакций получаем следующее равенство Кпр [N2][H2] 3 = Кобр[NH3] 2 .

После преобразования получаем

.

4 Принцип Ле-Шателье

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается какое-либо внешнее воздействие, то равновесие в результате протекающих в системе процессов сместится таким образом, что оказанное воздействие уменьшится.

4.1 Влияние изменения концентраций на равновесие

При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расходования этого вещества, а при её уменьшении – в сторону образования этого вещества.

Пример 1. Если в равновесную систему

добавить N2 или H2, то в соответствии с принципом Ле–Шателье для уменьшения концентраций данных веществ, равновесие должно сместится вправо, выход NH3 увеличится. При увеличении концентрации NH3 равновесие соответственно сместится влево.

4.2 Влияние изменения давления на равновесие

Давление в замкнутой реакционной системе обусловлено наличием в ней газообразных веществ: чем их больше, тем больше давление. Поэтому изменение внешнего давления повлияет на равновесие только в тех случаях, когда в нем участвуют газообразные вещества, причем количество их в прямой и обратной реакциях разное.

Если в системе, находящейся в состоянии химического равновесия увеличить давление, то преимущественно будет протекать реакция, в результате которой уменьшается количество газообразных веществ; при уменьшении давления преимущественно протекает реакция, в результате которой увеличивается количество газообразных продуктов.

Пример 1. Можно ли изменением давления увеличить выход продуктов в реакции CO2(г) + H2(г) « CO(г) + H2O(г).

Решение: Реакционная смесь включает газообразные реагенты, но количество их в реакции не меняется: из одного моля CO2(г) и одного моля H2(г) получаются по одному молю CO(г) и H2O(г). По этой причине изменение давления на состояние равновесия не влияет.

Пример 2. Как изменятся равновесные концентрации реагентов при увеличении давления в системе N2 + 3H2 « 2NH3?

Из уравнения реакции видно, что из 4 моль газа исходных продуктов образуется 2 моль газа продуктов реакции. Таким образом при увеличении давления равновесие сместится прямой реакции, так как она приводит к уменьшению давления.

4.3 Влияние изменения температуры на химическое равновесие

Большинство химических реакций протекают с выделением или поглощением тепла. В первом случае температура смеси увеличивается, во втором – уменьшается.

Если реакционную смесь, находящуюся в состоянии химического равновесия, нагреть, то в соответствии с принципом Ле Шателье должна протекать преимущественно реакция, в результате которой тепло будет поглощаться, т.е. эндотермическая реакция; при охлаждении смеси должна протекать преимущественно реакция, в результате которой тепло будет выделяться, т.е. эндотермическая реакция.

Если в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, увеличить температуру, то равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Пример: 2N2 + 3H2 « 2NH3, H0 = – 92 кДж

Реакция экзотермическая, поэтому при увеличении температуры равновесие сдвигается влево, а при понижении температуры – вправо.

Из этого следует, что для увеличения выхода аммиака температуру необходимо понижать. На практике выдерживают температуру 500 0С, так как при более низкой температуре резко снижается скорость прямой реакции.

Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции

Принцип Ле Шателье универсален, так как применим не только к чисто химическим процессам, но и к физико-химическим явлениям, таким, как кристаллизация, растворение, кипение, фазовые превращения в твердых телах

studopedia.ru

Смотрите так же:

  • Пособия на гемоглобин Все выплаты и пособия для беременных в России в 2018 году Всем беременным женщинам полагаются льготы и компенсации, независимо от того, работает ли она или нет. Финансовая помощь гарантируется государством, однако размер этой помощи […]
  • Постановление по удо 2018 Постановление по удо 2018 Более 30,8 млн. рублей задолженности по заработной плате погашено в результате принятых органами прокуратуры Вологодской области мер реагирования В действительности основные нормы законодательства Российской […]
  • Приказ минтруда от 11102012 310н Приказ Министерства труда и социальной защиты РФ от 11 октября 2012 г. N 310н "Об утверждении Порядка организации и деятельности федеральных государственных учреждений медико-социальной экспертизы" (с изменениями и дополнениями) Приказ […]
  • Заявление по форме 14001 при выходе участника Как правильно заполнить форму р14001 при выходе участника и образец заполнения при смене учредителя? Все изменения данных о юридических и физических лицах, находящихся в обществе одной организации, необходимо регистрировать с помощью […]
  • Красота есть в ней залог успокоения Красота есть гармония; в ней залог успокоения… Добавить комментарий Тогда только очищается чувство, когда соприкасается. Тогда только очищается чувство, когда соприкасается с красотою высшей, с красотою идеала. Искусство есть такая […]
  • Понятие и виды закона в рб Понятие, признаки и виды законов Закон - это нормативный акт, принятый в особом порядке органом законодательной власти или референдумом, выражающий волю народа, обладающий высшей юридической силой и регулирующий наиболее важные […]