ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС КАК ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ОСНОВА КАЧЕСТВЕННОГО АНАЛИЗА

ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС КАК ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ОСНОВА КАЧЕСТВЕННОГО АНАЛИЗА ПРИ ИЗУЧЕНИИ ГЕТЕРОГЕННЫХ ПРОЦЕССОВ ГИДРОЛИЗА И АМФОТЕРНОСТИ

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, сформулированная Гульдбергом Като Максимилианом (1836 - 1902) - норвежским физикохимиком и математиком и Петером Вааге (1833 - 1900) норвежским физикохимиком и минералогом в 1864 - 1867 г. г. получила название закона действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

Для конкретных случаев гомогенных систем: NН ₄ Сl + NаОН = NН ₄ ОН + NаСl и 2КОН + Н ₂ SО ₄ = К ₂ SО ₄ + 2Н ₂ О, т. е.

при взаимодействии этих веществ в растворах уравнения скоростей реакций пишут соответсвенно:

v = k [NН ₄ С1] [NаОН] и v = k [КОН] ² [Н ₂ SО ₄ ].

В гетерогенных системах с участием твердой фазы скоростьреакции не зависит от массы твердого вещества (при небольшой поверхности его), а изменяется лишь в зависимости от концентрации газообразных (или растворенных) веществ, например:

С + СО ₂ = 2СО; v = k[СО ₂ ].

Обратимые реакции подвижное и химическое равновесие

В случае обратимых реакций устанавливается подвижное и химическое равновесие, при котором в системе одновременно присутствуют как исходные, так и образующиеся вещества. Химическим равновесием называют такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для системы mА + nВ = рС + qD скорость прямой реакции v₁ = k₁ [А] ^m [В] ⁿ , а скорость обратной реакции v₂ = k₂ [С] ^р [D] ^q .

При химическом равновесии v₁ = v₂ .

Поэтому можно написать k₁ [A] ^m [B] ⁿ = k₂ [C] ^р [D] ^q .

После преобразования получим k₁ / k₂ = ([С] ^р [D] ^q ) / ([A] ^m [В] ⁿ ). Но отношение 2-х постоянных величин k₁ / k₂ есть величина постоянная, которую обозначают через К и называют константой равновесия: К = ([С] ^р [D] ^q ) / ([A] ^m [В] ⁿ ).

Химическое равновесие молярные концентрации вещества

При химическом равновесии произведение молярных концентраций получающихся веществ (продуктов реакции), деленное на произведение молярных концентраций исходных веществ, представляет собой постоянную для данной реакции величину, называемую константой равновесия (значение концентрации каждого компонента возводят в степень, равную стехиометрическому коэффициенту его в уравнении реакции). Константа равновесия показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции k₁ / k₂ при данной температуре и одинаковых концентрациях.

Если константа равновесия равна К = 1, то скорости прямой и обратной реакций приблизительно равны.

Если величина К> 1, то преобладает прямая реакция и динамическое равновесие сдвинуто вправо. При К< 1 идет преимущественно обратная реакция и равновесие смещено влево.

Для обратимой реакции N₂ + 3Н ₂ = 2NН ₃ уравнение константы равновесия имеет вид К = [NН ₃ ]² / [N ₂ ][Н ₂ ]³ .

Добавление в систему одного из реагирующих веществ вызывает смещение (сдвиг) химического равновесия, т. е. изменение равновесных концентраций. Равновесие вновь установится, но уже при других новых концентрациях исходных веществ и получающихся продуктов. В этом случае обязательно повышается скорость той реакции, при которой прибавленное вещество расходуется. Чтобы достичь более полного смещения (сдвига) химического равновесия нужно действовать избытком реагента, вызывающего это смещение.

В 1884 был сформулирован общий закон смещения химического равновесия, согласно которому при внешнем воздействии на равновесную систему химическое равновесие смещается в сторону, противоположную этому воздействию (принцип подвижного динамического равновесия, принцип Ле Шателье Анри Луи, 1850 - 1936, французский физикохимик и металловед). Уравнение константы химического равновесия является математическим выражение закона действующих масс. Именно Ле Шателье, независимо от Ф. Габера нашел (1901) условия синтеза аммиака.

3/2Н ₂ + 1/2N ₂ = NН ₃ , реакция идет с выделением тепла -46,2 кДж/моль.

При увеличении концентрации азота или водорода происходит сдвиг реакции в сторону уменьшения концентрации этих веществ, т. е. в сторону образования аммиака и, наоборот; повышение температуры сместит реакцию в сторону образования исходных веществ, т. к. реакция идет с выделением тепла, понижение температуры - в сторону продолжения реакции. Повышение давления способствует уменьшению числа молекул, т. е. увеличению продуктов реакции, т. к. слева 2-ве молекулы, справа одна; уменьшение давления смещает равновесие реакции в сторону увеличения исходных продуктов. Если в реакции участвует одинаковое число молекул, то увеличение давления не дает результатов: N₂ + О ₂ = 2NО.

При выводе из сферы реакции образующихся веществ реакция идет в сторону их образования: СН ₃ СООН + СН ₂ ОН = СН ₃ СООСН ₃ + Н ₂ О; добавлением в среду серной кислоты добиваются протекания реакции до конца, т. к. серная кислота поглощает воду и выводит ее из реакции. Таким образом, Обратимыми реакциями можно управлять сдвигая константу химического равновесия в сторону образования необходимого продукта и превращая обратимую реакцию в необратимую, т. е. реакцию, которая протекает до конца в одном направлении и завершается полным превращением исходных реагирующих веществ в конечный продукт. Принципы необратимости реакций:

образующиеся продукты уходят из сферы реакции в виде осадка или газа: ВаС1 ₂ + Н ₂ SО ₄ = ВаSО ₄ + 2НС1.

• . образуется малодиссоциированное соединение, например, вода.
• . реакция идет с большим выделением тепла, например, горение магния: Мg + ½ О ₂ = МgО; - 602,5 кДж/моль.

Обратимые реакции не идут до конца и заканчиваются установлением химического равновесия, которое можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, т. е. прямая и обратная реакции не прекращаются и находятся в состоянии динамического равновесия. Видимых изменений реакции не происходит, концентрации веществ остаются постоянными и равновесными. Однако закон действующих масс и понятие о химическом равновесии применимы только к неэлектролитам и слабым электролитам в разбавленных водных (или неводных) растворах.

Слабые электролиты в концентрированных водных растворах и все сильные электролиты (кислоты, щелочи, соли) не вполне подчиняются закону действующих масс.

Закон действующих масс справедлив только для идеальных систем и идеальных растворов.

Идеальных растворов не существует.