12. Влияние температуры на химическое равновесие. Причины влияния. Приведите 2 примера реального использования изменения температуры для смещения равновесия

Нарушение равновесия вследствие изменения температуры: фактором, который определяет направление смещения равновесия является знак теплового эффекта реакции. Для синтеза амиака ( +92,4 кДж) тепловой эффект состовляет +92,4 кДж, значит реакция экзотермическая, а значит при повышении температуры равновесие в этой системе сдвинется в сторону разложения аммиака, так как этот процесс идет с поглощением теплоты. То есть можно сказать, что при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции. Тоесть для того что бы получить максимальное количество аммиака смесь нагревают до 400 С, дальнейшее повышение температуры доля аммиака уменьшается. , кДж, повышение равновесия смещает равновесие в сторону образования SO2

12. Влияние концентрации на химическое равновесие. Причины влияния. Приведите по 2 примера реального использования изменения концентрации реагента или продукта для смещения равновесия

Нарушение равновесия в следствие изменении концентрации какого-либо из веществ – согласно закону действия масс, увеличение концентрации водорода повлечет за собой увеличение скорости прямой реакции-реакции синтеза, тогда как скорость обратной реакции не измениться. В прямом направлении реакция будет протекать быстрее, чем в обратном. В результате этого концентрации и азота и водорода будут уменьшаться, что повлечет за собою замедление прямой реакции, а концентрация амиака будет возрастать, что вызовет ускорение обратной реакции. Через некоторое время скорости прямой и обратной реакции снова сравняются – установиться равновесие. Таким образом: при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

1) _{описание в тексте.}

2) Добавление в систему избытка хлорводорода сместит равновесие в прямом направлении.

12. Влияние давления на химическое равновесие. Причины влияния. Приведите по 2 примера реального использования изменения давления для смещения равновесия (по одному для систем с участием газов и без такового).

Нарушение равновесия в следствие изменения давления (путем увеличения или уменьшения объема системы): При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления. Если же изменения числа молекул газов не происходит, то и равновесия не изменяется.

1. Предположим что давление в замкнутой системе повысили в 2 раза. Тогда концентрации всех газообразных веществ в рассматриваемой нами реакции возрастут в 2 раза. В этом случае числитель в выражении для константы равновесия увеличиться в 4 раза, знаменатель в 16, то есть равновесие нарушиться. Для его восстановления должна увеличиться концентрация аммиака и уменьшиться концентрация азота и водорода. Равновесие сместиться в сторону образования продуктов реакции. 2) Изменеие давления несмещает равновесие

12. Скорость химической реакции, методы ее определения (конкретный пример экспериментального определения скорости реакции). Основной закон химической кинетики.

Химические реакции протекают с различными скоростями. Для того что бы говорить о скорости реакции, следует ввести понятие гомогенной системы – реакция протекает в одной фазе, и гетерогенной системы – рекция протекаетна поверхности раздела фаз.

Скорость гомогенной реакции – количество вещества вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

, где n – число молей какого-либо из получающихся при реакции веществ, V – объем системы, t – время, - молярная концентрация данного вещества

Скорость гетерогенной системы – количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы. (иногда массы или объема тела)

, где n – число молей какого-либо из получающихся при реакции веществ, S – площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция, t – время.

Основным законом химической кинетики – является закон действия масс.

Закон действия масс - при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реакгирующих веществ.

, где k – константа скорости реакции, [A],[B],[C] – концентрации реакгирующих веществ, a,b,c – техиометрические коэффиценты.

Пример: моль/л*с