Презентация по аналитической химии Аналитические реакции в растворах

Аналитические реакции в растворахАналитические реакции в растворах, обратимые и необратимыеХимическое равновесие Закон действующих масс, константа химического равновесияФакторы, влияющие на смещение равновесия аналитических реакций Типы химических реакций в аналитической химиикислотно-оснóвные реакции – реакции с переносом протона Н+окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции с переносом электрона ēреакции комплексообразования – реакции с переносом электронных пар и образованием связей по донорно-акцепторному механизмуреакции осаждения – гетерогенные реакции в растворе В количественном анализе широко используются обратимые реакции, т.е. протекающие одновременно в двух противоположных направлениях: аА + вВ ↔ сС + дДРеакцию, протекающую в сторону образования продуктов реакции называют прямой аА + вВ → сС + дДРеакцию, протекающую в сторону образования исходных веществ – обратной сС + дД → аА + вВВ принципе, все реакции, протекающие в природе, являются обратимыми, но в тех случаях, когда обратная реакция выражена очень слабо, реакции считаются практически необратимыми. К ним относят обычно те реакции, при протекании которых один из образующихся продуктов уходит из сферы реакции, т.е. выпадают в осадок, выделяются в виде газа, образуется малодиссоциируемое вещество (например, вода), реакция сопровождается выделением большого количества тепла. Состояние химического равновесия характерно лишь для обратимых процессов. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем снижается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходующихся на образование продуктов реакции. Обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая растет по мере увеличения концентраций продуктов реакции. Таким образом, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными. Такое состояние системы называется химическим равновесием kпр=kобр В 1864 − 1867 г норвежские ученые Гульдберг и Вааге установили закон действующих масс (под действующими массами они подразумевали концентрации. Тогда термин концентрация еще не был известен, его ввел позднее Вант−Гофф): скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам. Для обратимой реакции типа aA + вB = cC + дД согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции соответственно равны: vпр = kпр[A]a[B]в, vобр = kобр[C]c[Д]д.Если vпр = vобр, то kпр[A]a[B]в = kобр[C]c[Д]д, откуда К = kобр / kпр = [C]c[Д]д / [A]a[B]в.Таким образом, константа равновесия – отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ. Константа равновесия – величина безразмерная, т.к. зависит от концентрации и количества веществ. Величина К, характеризующая при постоянной температуре постоянство соотношений равновесных концентраций реагентов, была названа Вант−Гоффом константой равновесия. Константа равновесия является одной из количественных характеристик состояния химического равновесия.Задание: написать выражение для константы равновесия следующих реакций:H2+I2 ↔ 2HI ; K= [HI]2 / [H2][I2]N2+3H2 ↔ 2NH3; K= [NH3]2 / [N2][H2]3 Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры и давления определяется принципом Ле – Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, произвести воздействие (изменение концентрации, температуры, давления), то равновесие в системе смещается в сторону ослабления этого воздействияЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи Для реакции А+В ↔ С+DИзменение концентрацииесли увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если уменьшается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+Dесли увеличивается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D, если уменьшается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо, А+В → С+D Для реакции А+В ↔ С+D2) Изменение температуры определяется тепловым эффектом реакциипри экзотермическом процессе (отрицательное значение реакции) - если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+Dпри эндотермическом процессе (положительное значение реакции) – если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D Для реакции А+В ↔ С+D3) Изменение давленияповышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием меньшего количества молей газообразных веществ А+В ← 2С+Dпонижение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием большего числа молей газообразных веществ А+2В → С+D Контрольные вопросы1. Обратимые и необратимые реакции. Признаки практической необратимости реакций.2. Химическое равновесие. Понятие прямой и обратной реакций.3. Принцип Ле - Шателье.4. Влияние концентрации веществ на смещение химического равновесия.5. Влияние температуры на смещение химического равновесия.6. Влияние давления на смещение химического равновесия.Д/З конспект закреплениеОпределите численные значения констант равновесия приведенных ниже реакций, исходя из следующих данных:а) 2NH3(г) ↔ N2(г) + 3H2(г) [NH3] = 2моль/л; [N2] = 1,5моль/л; [H2] = 2моль/лб) Fe3O4(к) + 4H2(г) ↔ 3Fe(к) + 4H2O(г) [H2] = 3моль/л; [H2O] = 6моль/л