Применение ЗДМ к обратимой химической реакции

ЗАКОН ДЕЙСТВИЯ МАСС (ЗДМ) – ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ОСНОВА КАЧЕСТВЕННОГО АНАЛИЗА

Опыт показывает, что аналитические реакции протекают с различными скоростями.

Скорость химической реакции измеряется измерением концентрации реагирующих веществ в единице времени

v =∆C/∆T.

Детальное изучение кинетики химических реакций показало, что скорость реакции зависит от различных факторов:

1) от природы реагирующих веществ;

2) от температуры;

3) наличий катализатора;

4) от концентрации реагирующих веществ.

Изучаем влияния концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции и их направления впервые занимался русский ученый Н.Н. Бекетов (1826-1911). Проделав огромное количество опытов, он установил влияние концентрации реагирующих веществ на скорость и направление обратимых химической реакций.

В 1867 г. норвежские химики Гульберг и Вааге на основе изучения реакций, протекает в газообразных смесях и реакциях экспериментально доказали, что скорость химической реакции прямо пропорционально произведению концентрации реагирующих веществ – закон действия масс.

Примеры:

A+B→C, v = k[A][B];

2A+B→C, v =k[A]²[B]

k – константа скорости реакции при данной температуре.

Применение ЗДМ к обратимой химической реакции

Строго говоря, каждая аналитическая реакция является более или менее обратимой. Только во многих случаях эта обратимость проявляется в такой ничтожно малой степени, что ею можно пренебречь, считая реакцию практически необратимой.

Примеры обратимых реакций:

1) реакция открытия K⁺:

KCl+NaH₂C₄H₄O₆→ KHC₄H₄O₆↓+NaCl

бел.крист.

KCl+ H₂C₄H₄O₆↔KHC₄H₄O₆ + HCl

В результате реакции образуется белый кристаллический осадок KHC₄H₄O₆ и HCl. Она по мере накопления вступает в реакцию с осадком; начинается обратная реакция, ведущая к образованию исходного вещества.

ZnCl₂+H₂S↔ZnS↓+ 2HCl

A+B↔C+D

V₁=k₁[A][B]=k₁·aA·aB

V₂=k₂[C][D]=k₂=aC·aD

V₁=V₂

При установившемся равновесии произведение концентраций продуктов концентрации, деленное на произведение концентраций исходных веществ, представляет собой для данной реакции при данной температуре величину постоянную, называемую константой химического равновесия.

k₁ / k₂= K =[C][D] / [A][B]= aC·aD / aA·aB

Константа химического равновесия K в общем случае для реакции:

mA+nB↔pC+qD

K=[C]^p[D]^q / [A]^m[B]ⁿ=aC^p aD^q / aA^m aBⁿ

В зависимости от того как выражена действующая масса получают различные выражения K:

K_T= aC^p aD^q / aA^m aBⁿ, (термодинамическая К)

К^С=[C]^p[D]^q / [A]^m[B]ⁿ (концентрационная К)

К^С'- условная К, выражаемая через аналитические концентрации:

К^С'= сC^p сD^q / сA^m сBⁿ

Численные значения K изменяются с температурой.

Физический смысл K: она равна отношению k₁/k₂ и показывает во сколько раз скорость прямой реакции при одинаковых условиях (концентрации и температуре) больше скорости обратной реакции.

Если К>1, быстрее идет прямая реакция. Если К<1,быстрее идет обратная.

Так, если К=10³, это означает, что прямая реакция в 1000 раз быстрее обратной. По числовой величине К можно судить о направлении реакции.

ЗДМ имеет практическое значение. Он позволяет управлять химическим равновесием, направленностью химического равновесия в ту или иную сторону.

Пример:

FeCl₃ + 3NH₄CNS↔Fe(CNS)₃+3NH₄Cl

желт. б/цв. кров.-крас. б/цв.

K=[Fe(CNS)₃][NH₄Cl]³/[FeC1₃][NH₄CNS]³

Из этого соотношения концентраций вытекает, что если необходимо сдвинуть равновесие в сторону прямой реакции, следует увеличить концентрацию одного из исходных веществ.

Дата добавления: 2015-08-09