- •Закон сохранения массы.
- •Закон постоянства состава
- •1) Состав оксидов азота (в процентах по массе) выражается следующими числами:
- •Закон эквивалентов
- •Закон Авогадро
- •Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)
- •Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции
- •Внутренняя энергия
- •Идеальные газы
- •Внутренняя энергия вещества, тела, системы
- •Энтропия
- •Потенциал Гиббса
- •Изопроцессы
- •Следствия из закона Гесса
- •Скорость химической реакции
- •Правило Вант-Гоффа
- •Закон действующих масс в химической термодинамике
- •Влияние давления
- •Массовая доля (также называют процентной концентрацией)
- •Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента)
- •Второй закон Рауля
- •Криоскопия
- •Растворы электролитов и неэлектролитов
- •Значения pH в растворах различной кислотности
- •Закон разбавления Оствальда
- •Гидролиз органических веществ
- •Теории кислот и оснований
- •Эволюция представлений о кислотно-основных взаимодействиях
- •Теория электролитической диссоциации Аррениуса-Оствальда
- •Протонная теория Брёнстеда-Лоури
- •Электронная теория Льюиса
- •Общая теория Усановича
- •Окисление
- •Восстановление
- •Виды окислительно-восстановительных реакций
- •Окисление, восстановление
- •Электролиз
- •Гальванические элементы
- •Электрические аккумуляторы
- •Топливные элементы
- •Коррозия металлов
- •Химическая коррозия
- •Виды коррозии
- •Борьба с коррозией
- •Система холодного цинкования
- •Газотермическое напыление
- •Цинкование
Правило Вант-Гоффа
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:
-
При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.
Уравнение, которое описывает это правило следующее:
где — скорость реакции при температуре , — скорость реакции при температуре , — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).
Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.
Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:
Закон действующих масс
Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.
Закон действующих масс в химической кинетике
Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентрацийреагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции[1]. Это положение сформулировано в 1867 году норвежскими учёными К. Гульдбергом и П. Вааге. Для элементарной химической реакции:
закон действующих масс может быть записан в виде кинетического уравнения вида:
где — скорость химической реакции, — константа скорости реакции.
Для сложных реакций в общем виде это соотношение не выполняется. Тем не менее, многие сложные реакции условно можно рассматривать как ряд последовательных элементарных стадий с неустойчивыми промежуточными продуктами, формально эквивалентный переходу из начального состояния в конечное в «один шаг». Такие реакции называют формально простыми[2]. Для формально простых реакций кинетическое уравнение может быть получено в виде:
(для трех исходных веществ, аналогично приведённому выше уравнению). Здесь , , — порядок реакции по веществам , , соответственно, а сумма — общий (или суммарный) порядок реакции. , , могут быть не равны стехиометрическим коэффициентам и не обязательно целочисленные. при определённых условиях может быть равно и нулю.
Закон действующих масс в химической термодинамике
В химической термодинамике закон действующих масс связывает между собой равновесные активности исходных веществ и продуктов реакции, согласно соотношению:
где
ai — активность веществ. Вместо активности могут быть использованы концентрация (для реакции в идеальном растворе), парциальные давления (реакция в смеси идеальных газов), фугитивность (реакция в смеси реальных газов);
νi — стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным);
Ka — константа химического равновесия. Индекс «a» здесь означает использование величины активности в формуле.
На практике в расчётах, не требующих особой точности, значения активности обычно заменяются на соответствующие значения концентраций (для реакций в растворах) либо парциальных давлений (для реакций между газами). Константу равновесия при этом обозначают Kc или Kp соответственно. Впервые закон действующих масс был выведен из кинетических представлений Гульдбергом и Вааге, а термодинамический вывод его дан Вант-Гоффом в 1885 году[3].
Пример: для стандартной реакции
константа химического равновесия определяется по формуле
Химическое равновесие
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 14 июня 2010; проверки требуют 38 правок.
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
Основная статья: Принцип Ле Шателье — Брауна
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:
1) 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↑ →, t↓ ←
N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →
2) 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↑ ←, P↓ →
1моль=1моль+1моль
3) 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 — Брауна
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.
Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном [1].
[править]Влияние температуры
Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры. 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:
Например, в реакции синтеза аммиака
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q
тепловой эффект в стандартных условиях составляет +92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.