Megfordítható reakciók

Az előadások a következő témára: "Megfordítható reakciók"— Előadás másolata:

1 Megfordítható reakciók

2 A reakciók iránya: egyirányú (irreverzibilis) A+BC
a kiindulási anyagok egyike elfogy az anyagok teljesen átalakulnak A+BC Ha a reakció teljes mértékben lejátszódik, akkor a reakciótér csak C terméket tartalmaz. megfordítható (reverzibilis, egyensúlyra vezető) az átalakulás részleges a termékek egy része vissza alakul A+B C Egy idő elteltével a reakciótérben mindhárom komponens jelen van, s koncentrációjuk látszólag nem változik valójában a kémiai egyensúly dinamikus (állandó oda-vissza átalakulás van)

3 Egyensúlyra vezető reakciók kinetikai görbéje
N2O NO2 Dinamikus egyensúly

4 CO2 + H2O H2CO3 „oda” reakció sebessége: v1 = k1•[CO2]•[H2O] „vissza” reakció sebessége: v2 = k2•[H2CO3] egyensúlyban: v1 = v2 k1•[CO2]•[H2O] = k2•[H2CO3] k [H2CO3] k [CO2]•[H2O] K

5 Egy általános egyensúlyi reakció esetében: aA+bB  cC+dD
Egyensúlyi állandó Egy általános egyensúlyi reakció esetében: aA+bB  cC+dD ahol A és B : kiindulási anyag C és D : termék. a,b,c,d :sztöchiometriai együttható. A reakció egyensúlyi állandója (K) Az egyensúlyi állandó értéke adott hőmérsékleten a rendszer jellemző fizikai-kémiai adata. TÖMEGHATÁS TÖRVÉNYE

6 Le Chatelier - Braun elv
Ha egy kémiai rendszer egyensúlyban van, mindaddig nem észlelünk változást amíg valamelyik körülmény meg nem változik. Le Chatelier elve szerint egy egyensúlyi rendszert, ha külső hatás ér, akkor az egyensúly úgy változik meg, hogy a külső hatást csökkenteni tudja. Ha nyomás, hőmérséklet, koncentráció változik, akkor végeredményben az oda- vagy visszajátszódó reakciósebesség változik meg.

7 A nyomás növelése (gázfázisú rendszereknél) mindig olyan irányba tolja el az egyensúlyt, hogy csökkenjen a mólszám (térfogat). Az egyensúlyi reakciók egyik irányban exotermek a másik irányban endotermek. Ha növeljük a hőmérsékletet, akkor az egyensúly mindig az endoterm (hőelnyelő) irányba fog eltolódni.

8 A víz disszociációja A kémialag tiszta víz kismértékben vezeti az elektromos áramot, ez azt jelenti, hogy a víz molekulák kismértékben disszociálnak oxónium és hidroxid ionra. H2O + H2O  OH- + H3O+ Mivel egyensúlyi a reakció, felírható a tömeghatás törvénye:

9 K[H2O]2=[H3O+][OH-] K[H2O]2=Kv
A disszociált molekulák száma nagyon kevés szobahőmérsékleten, ezért a disszociálatlan molekulák koncentrációja nem változik, az értéke konstans, összevonható az egyensúlyi állandóval (Kv), s megkapjuk a víz ionszorzatát: K[H2O]2=[H3O+][OH-] K[H2O]2=Kv Kv=[H3O+][OH-] A Kv értéke 25oC-on mol/dm3 Kv=[H3O+][OH-]=10-14

10 Mivel a víz autodisszociációja miatt az oxóniumionok és hidroxidionok száma megegyezik:
[H3O+]=[OH-]=10-7 mol/dm3 pH: az oxónium ionok koncentrációjának negatív logaritmusa. pH= -lg[H3O+]

11 Vizes oldatokban, ha az oxóniumionok és a hidroxidionok száma megegyezik, akkor az oldat pH=7. Ez a vizes oldatok neutrális pontja. pH=pOH=7 pH+pOH=14 Savas kémhatású oldatokban a [H3O+]10-7 mol/dm pH7 Lúgos kémhatású oldatokban [H3O+]10-7 mol/dm pH7