Оглавление:
Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие
- Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Для химических взаимодействий, по крайней мере, один из начальных Вещество полностью израсходовано, реакция считается необратимой, Это течет до конца. Примерами необратимых реакций являются Разложение соли без пояса: K S Yu: К с I-1,5 0.
- Взаимодействие Осадки, газ, Слегка диссоциирующий материал: B a C lH-Na¿ SO, B a S 0 4 л + 2NaCl N a X O, + 2HC1 .. Cüst + I I /) + 2NaCI N aO H + HCl H /) + N aCl Однако каждая указанная реакция Считается необратимым в химии растворов электролитов Способность процесса B a S O i-I W — 4 S O i СО. ^ + Н, 0-211 ‘+ (‘ О :: Н ^ О- + ОН Обратное осаждение, газ и образование малодизо Выпуск материала. Многие химические реакции являются обратимыми.
Его особенности На самом деле они всегда в системе, а не всю дорогу (Более или менее) каждый Бегущее вещество. Людмила Фирмаль
Для обратимых, например, Удушить взаимодействие: СО + Н2О ^ тСО, 4 ¡ Я 2 H v + I 2. -2 1 1 1 3M 2 ^ N 2 v ^ 2 N 1í, Реакция справа (-) Прямо влево {* -) — назад. Если система имеет скорость Прямая реакция v ‘равна скорости обратной реакции y, Эта система называется химическим равновесием. Вот так Кинетические условия химического равновесия равны состояние И (т.27) Когда равенство (V.27) является условием упражнений Кая Равновесие, затем равенство (IV .28).
Термодинамически Химические условия химического равновесия. Ох, если скорость Прямая реакция 1 G для данного p и T равна обратной скорости Реакция 1j. Неравенство AG pjdO соответствует неравенству скорости v ‘> v’ \ В этом случае в системе происходит непосредственная реакция. Продукты реакции накапливаются в темах. Наоборот, AGp, T> 0, скорость обратной реакции прямо больше: ‘0 <s7.
В этом случае обратный процесс происходит самопроизвольно, Концентрация продуктов реакции в системе снижается. е: § Я | 4 «? 5: § 20 Характеризуется химическим равновесием Постоянный и четкий Для этих условий соотношение Весовая концентрация всех веществ, учитываемых Действовать с взаимодействием {см. Гл. Iv). Так, например, 720 K в той же системе 2H1:? = £ I2- | — + 12 (все газообразные вещества) 22% от исходного Количество Н1 будет Ng и G.
Независимо от количества молей йодида Водород был в системе до реакции. к Рисунок D.8 показывает, что они Временная концентрация реагентов в системе Me 2H1 H 2 + 1 г при оригинальном 720K Состояние (100% H1) до состояния равновесия (78% первая половина), Значение, равное отношению Равновесная концентрация продукта Тов реакция для равновесных продуктов Концентрация травы исходного материала.
Стехиометрический коэффициент, называемый постоянной Нью-Йорка Равновесие химической реакции, Ks-D против ре Константа равновесия разложения йодистого водорода Выражено отношением Где C | и Sn 1 — равновесные концентрации реагентов, моль / л, 78% при 720 К Начальное количество — H1, а константа равновесия — 0,02.
- Обратимая реакция, происходящая в гомогенной системе (Если все вещества жидкие или газообразные), аа-лв, тм-б «н. Форма константы равновесия = (U.2V) о 20 4 (? 60 80 лет период времени Рисунок D.8. Изменение конфигурации [1 энтрациновый реагент Система 2H1 «-r H; <+ b Время при 720 К Формула (D.28) — математическая запись по модулю Количество активности для обратимой реакции.
Могу догадаться На основе динамического выражения; 1) Первый момент Скорость прямой реакции V зависит от начальной концентрации С максимумом исходных материалов А и В, Скорость обратной реакции V равна нулю (рис. U.9) 2) Накопление прямых скоростей реакции продуктов реакции М и Н.
Уменьшается при уменьшении концентрации исходного материала А и В; Людмила Фирмаль
3) В какой-то момент (\ вперед (у) и назад (А) ответы равны. Система переходит в состояние Химическое равновесие. Состояние равновесия Свойства (U, 27) соответственно (V.29) время Рисунок D.9. Изменение скорости Прямая и обратная реакция Во времени Когда выражение переписано (¥ .28) k [и k 2 слева Часть уравнения и все концентрации Правильный реагент: k ^> 12 = c ^ ck / ac’k. (U.ZO).
Учитывая уравнение (U.28), / Ss = *, / * .. (пр. 31) Константа химического равновесия при данной температуре Реакция равна соотношению прямой и обратной константы скорости Процесс. Константа равновесия K c равна Скорость позиции Fe | и / 22, в зависимости от природы реагента, Температура не зависит от начальной концентрации вещества Система.
Константа равновесия для некоторых реакций Tab. V.L. Таблица V.l. Константы равновесия для некоторых обратимых реакций при низких температурах 298,16 К Уравнение реакции 4H Cl + 0 ^, .- * 2C b-f 2hbO O-f-HüOSOG “b N, 2 5 0 ^ + O i s = e 2S 0; i НгСО;, ^ — »H + + H C O j НСО; G ^ f-f-fcor Н, 0 ‘. H + + 0H ‘ 1, 2. 10 ‘*’ 10 ^ 1.9-10 ^ 4.4-10- ^ 4, 7.) 0 ‘» 1.8.1Q- ‘» Концентрация газообразного вещества в формуле (V.28) Может быть заменен равновесным парциальным давлением Эти вещества; f <P = p’fkp «k / p% pii. (V.32).
Если обратимая реакция протекает в гетерогенной системе, Например FeO (k) + со (г) Fe (k) + C O, (г) Константа равновесия Kp равна отношению равновесной пары Давление газового вещества (COg и CO), а не Зависит от абсолютного и относительного количества вещества, В конденсированной фазе (Fe и FeO); Cr = pcojpc.o
Смотрите также:
| Механохимия | Зависимость константы равновесия от температуры |
| Цепные реакции | Принцип Ле Шателье |
Если вам потребуется помощь по химии вы всегда можете написать мне в whatsapp.
