Reversibilität chemischer Reaktionen. Chemisches Gleichgewicht
Reversible und irreversible chemische Reaktionen. chemisches Gleichgewicht. Gleichgewichtsverschiebung unter dem Einfluss verschiedener Faktoren
Chemisches Gleichgewicht
Chemische Reaktionen, die in die gleiche Richtung ablaufen, werden als bezeichnet irreversibel.
Die meisten chemischen Prozesse sind reversibel. Das bedeutet, dass unter gleichen Bedingungen sowohl Hin- als auch Rückreaktionen auftreten (insbesondere wenn wir redenüber geschlossene Systeme).
Zum Beispiel:
eine Reaktion
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
in einem offenen System ist irreversibel;
b) die gleiche Reaktion
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
in einem geschlossenen System ist reversibel.
Betrachten wir die bei reversiblen Reaktionen ablaufenden Prozesse genauer, beispielsweise für eine bedingte Reaktion:
Basierend auf dem Massenwirkungsgesetz die Geschwindigkeit der direkten Reaktion
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Da die Konzentrationen der Substanzen $A$ und $B$ mit der Zeit abnehmen, nimmt auch die Geschwindigkeit der direkten Reaktion ab.
Das Auftreten von Reaktionsprodukten bedeutet die Möglichkeit einer Rückreaktion, und mit der Zeit steigen die Konzentrationen der Substanzen $C$ und $D$, was bedeutet, dass auch die Geschwindigkeit der Rückreaktion zunimmt:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Früher oder später wird ein Zustand erreicht, in dem die Raten der Hin- und Rückreaktion gleich werden
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Der Zustand eines Systems, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist, wird als chemisches Gleichgewicht bezeichnet.
Dabei bleiben die Konzentrationen der Edukte und Reaktionsprodukte unverändert. Sie heißen Gleichgewichtskonzentrationen. Auf der Makroebene scheint sich im Allgemeinen nichts zu ändern. Aber tatsächlich laufen sowohl direkte als auch umgekehrte Prozesse weiter, aber mit der gleichen Geschwindigkeit. Daher wird dieses Gleichgewicht im System genannt Handy, Mobiltelefon Und dynamisch.
Gleichgewichtskonstante
Bezeichnen wir die Gleichgewichtskonzentrationen der Substanzen $[A], [B], [C], [D]$.
Da dann $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1) [A]^(α) [B]^(β)=k_(2) [C]^ (γ) [ D]^(δ)$, woher
$([C]^(γ) [D]^(δ))/([A]^(α) [B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(gleich) $
wobei $γ, δ, α, β$ die Exponenten sind, die gleich den Koeffizienten in der reversiblen Reaktion sind; $K_(equal)$ ist die chemische Gleichgewichtskonstante.
Der resultierende Ausdruck beschreibt quantitativ den Gleichgewichtszustand und ist ein mathematischer Ausdruck des Massenwirkungsgesetzes für Gleichgewichtssysteme.
Bei einer konstanten Temperatur ist die Gleichgewichtskonstante ein konstanter Wert für eine gegebene reversible Reaktion. Sie zeigt das Verhältnis zwischen den Konzentrationen der Reaktionsprodukte (Zähler) und Edukte (Nenner), das sich im Gleichgewicht einstellt.
Gleichgewichtskonstanten werden aus experimentellen Daten berechnet, indem die Gleichgewichtskonzentrationen der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte bei einer bestimmten Temperatur bestimmt werden.
Der Wert der Gleichgewichtskonstante charakterisiert die Ausbeute an Reaktionsprodukten, die Vollständigkeit ihres Verlaufs. Wenn $K_(equal) >> 1$ erhalten wird, bedeutet dies, dass im Gleichgewicht $[C]^(γ) [D]^(δ) >> [A]^(α) [B]^( β)$ d.h. die Konzentrationen der Reaktionsprodukte überwiegen gegenüber den Konzentrationen der Ausgangssubstanzen, und die Ausbeute an Reaktionsprodukten ist groß.
Für $K_(gleich)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
Gleichgewichtskonstante
$K_(gleich)=( )/( )$
bei $20°С$ hat es einen Wert von $0,28$ (d.h. weniger als $1$). Dies bedeutet, dass ein erheblicher Teil des Esters nicht hydrolysiert wurde.
Bei heterogenen Reaktionen umfasst der Ausdruck der Gleichgewichtskonstante nur die Konzentrationen von Stoffen, die sich in der Gas- oder Flüssigphase befinden. Zum Beispiel für die Reaktion
Die Gleichgewichtskonstante wird wie folgt ausgedrückt:
$K_(gleich)=(^2)/()$
Der Wert der Gleichgewichtskonstante hängt von der Art der Reaktanten und der Temperatur ab.
Die Konstante hängt nicht von der Anwesenheit eines Katalysators ab, da er die Aktivierungsenergie sowohl der Hin- als auch der Rückreaktion um den gleichen Betrag ändert. Der Katalysator kann nur den Beginn des Gleichgewichts beschleunigen, ohne den Wert der Gleichgewichtskonstante zu beeinflussen.
Gleichgewichtsverschiebung unter dem Einfluss verschiedener Faktoren
Der Gleichgewichtszustand wird unter konstanten äußeren Bedingungen beliebig lange aufrechterhalten: Temperatur, Ausgangsstoffkonzentration, Druck (falls bei der Reaktion Gase beteiligt sind oder entstehen).
Durch Veränderung dieser Bedingungen ist es möglich, das System entsprechend den neuen Bedingungen von einem Gleichgewichtszustand in einen anderen zu überführen. Ein solcher Übergang wird aufgerufen Verschiebung oder Gleichgewichtsverschiebung.
Betrachten Sie verschiedene Möglichkeiten, das Gleichgewicht am Beispiel der Reaktion der Wechselwirkung von Stickstoff und Wasserstoff unter Bildung von Ammoniak zu verschieben:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(gleich)=(^2)/( ^3)$
Die Wirkung der Änderung der Konzentration von Substanzen
Wenn dem Reaktionsgemisch Stickstoff $N_2$ und Wasserstoff $H_2$ zugesetzt werden, erhöht sich die Konzentration dieser Gase, was bedeutet, dass die Geschwindigkeit der direkten Reaktion zunimmt. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts zum Reaktionsprodukt hin, d.h. zu Ammoniak $NH_3$.
Die gleiche Schlussfolgerung kann durch Analysieren des Ausdrucks für die Gleichgewichtskonstante gezogen werden. Mit zunehmender Konzentration von Stickstoff und Wasserstoff steigt der Nenner, und da $K_(equal)$ ein konstanter Wert ist, muss der Zähler steigen. Dadurch erhöht sich die Menge des Reaktionsprodukts $NH_3$ im Reaktionsgemisch.
Eine Erhöhung der Konzentration des Ammoniak-Reaktionsprodukts $NH_3$ verschiebt das Gleichgewicht nach links, hin zur Bildung der Ausgangsstoffe. Diese Schlussfolgerung kann auf der Grundlage ähnlicher Überlegungen gezogen werden.
Auswirkung der Druckänderung
Eine Druckänderung wirkt sich nur auf Systeme aus, in denen mindestens einer der Stoffe gasförmig ist. Mit zunehmendem Druck nimmt das Volumen von Gasen ab, was bedeutet, dass ihre Konzentration zunimmt.
Nehmen Sie an, dass der Druck in einem geschlossenen System beispielsweise um das $2$-fache erhöht wird. Das bedeutet, dass sich die Konzentrationen aller gasförmigen Substanzen ($N_2, H_2, NH_3$) in der betrachteten Reaktion um das $2$-fache erhöhen. In diesem Fall erhöht sich der Zähler im Ausdruck für $K_(equal)$ um das Vierfache und der Nenner um das $16$-fache, d.h. das Gleichgewicht wird gestört. Um ihn wiederherzustellen, muss die Ammoniakkonzentration steigen und die Stickstoff- und Wasserstoffkonzentration sinken. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts. Eine Druckänderung hat praktisch keinen Einfluss auf das Volumen von flüssigen und festen Körpern, d.h. ändert ihre Konzentration nicht. Daher ist der Zustand des chemischen Gleichgewichts von Reaktionen, an denen Gase nicht teilnehmen, druckunabhängig.
Auswirkung der Temperaturänderung
Mit steigender Temperatur nehmen bekanntlich die Geschwindigkeiten aller Reaktionen (exo- und endotherm) zu. Darüber hinaus wirkt sich eine Temperaturerhöhung stärker auf die Geschwindigkeit der Reaktionen aus, die eine große Aktivierungsenergie haben und daher endotherm sind.
Somit steigt die Geschwindigkeit der Rückreaktion (in unserem Beispiel endotherm) stärker als die Geschwindigkeit der Hinreaktion. Das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung des Prozesses, begleitet von der Aufnahme von Energie.
Die Richtung der Gleichgewichtsverschiebung kann anhand des Prinzips von Le Chatelier (1884) vorhergesagt werden:
Wird auf ein im Gleichgewicht befindliches System ein äußerer Einfluss ausgeübt (Konzentrations-, Druck-, Temperaturänderungen), so verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, die diesen Einfluss abschwächt.
Ziehen wir Schlussfolgerungen:
- mit zunehmender Konzentration der Reaktanten verschiebt sich das chemische Gleichgewicht des Systems in Richtung der Bildung von Reaktionsprodukten;
- mit zunehmender Konzentration der Reaktionsprodukte verschiebt sich das chemische Gleichgewicht des Systems in Richtung der Bildung von Ausgangsstoffen;
- mit zunehmendem Druck verschiebt sich das chemische Gleichgewicht des Systems in Richtung der Reaktion, bei der das Volumen der gebildeten gasförmigen Substanzen geringer ist;
- mit steigender Temperatur verschiebt sich das chemische Gleichgewicht des Systems in Richtung einer endothermen Reaktion;
- wenn die Temperatur sinkt - in Richtung des exothermen Prozesses.
Das Le-Chatelier-Prinzip gilt nicht nur für chemische Reaktionen, sondern auch für viele andere Prozesse: Verdampfen, Kondensieren, Schmelzen, Kristallisieren usw. Bei der Herstellung der wichtigsten chemischen Produkte gelten das Le-Chatelier-Prinzip und Berechnungen, die sich aus dem Gesetz ergeben Massenwirkung ermöglichen es, solche Bedingungen für die Durchführung chemischer Prozesse zu finden, die die maximale Ausbeute der gewünschten Substanz liefern.
Umschulung von Erziehern.
Fachbereich Naturwissenschaften
Thema: „Reversible und irreversible Reaktionen.
chemisches Gleichgewicht. Das Prinzip von Le Chatelier.
Arbeit abgeschlossen:
Zuhörergruppe X - 1
Chemielehrer, Sekundarschule №6
Dimitrowgrad
Gebiet Uljanowsk
Lepichowa Tatjana Wassiljewna
Wissenschaftlicher Leiter:
Abteilungsleiter
Naturwissenschaft
Achmetow Marat Anwarowitsch
Uljanowsk 2009
Reversible und irreversible chemische Reaktionen.
chemisches Gleichgewicht.
Das Prinzip von Le Chatelier.
Ziel der Arbeit: 1) Das Studium der Merkmale und Muster des Ablaufs chemischer Reaktionen als Fortsetzung der Ideenbildung über verschiedene Arten chemischer Reaktionen auf der Grundlage der Reversibilität.
2) Verallgemeinerung und Konkretisierung des Wissens über die Gesetze chemischer Reaktionen, Bildung von Fertigkeiten und Fähigkeiten zur Bestimmung, Erklärung der Merkmale und der daraus resultierenden Bedingungen, die für das Auftreten einer bestimmten Reaktion erforderlich sind. 3) Erweitern und vertiefen Sie das Wissen über die Vielfalt chemischer Prozesse, bringen Sie den Schülern bei, zu vergleichen, zu analysieren, zu erklären, Schlussfolgerungen und Verallgemeinerungen zu ziehen. 4) Betrachten Sie diesen Abschnitt der chemischen Wissenschaft als den wichtigsten in angewandter Hinsicht und betrachten Sie das Konzept des chemischen Gleichgewichts als einen Sonderfall eines einzigen Gesetzes des natürlichen Gleichgewichts, des Wunsches nach Kompensation, der Stabilität des Gleichgewichts in Einheit mit der Hauptform der Existenz von Materie, Bewegung, Dynamik.
Aufgaben.
Betrachten Sie das Thema: „Reversible und irreversible Reaktionen“ weiter konkrete Beispiele, unter Verwendung früherer Ideen über die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen.
Setzen Sie das Studium der Merkmale reversibler chemischer Reaktionen und die Bildung von Vorstellungen über das chemische Gleichgewicht als dynamischen Zustand eines reagierenden Systems fort.
Die Prinzipien der Verschiebung des chemischen Gleichgewichts studieren und den Schülern beibringen, die Bedingungen für die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts zu bestimmen.
Den Schülern eine Vorstellung von der Bedeutung dieses Themas nicht nur für die chemische Produktion, sondern auch für das normale Funktionieren eines lebenden Organismus und der Natur insgesamt zu vermitteln.
Einführung
In der Natur, in den Organismen von Lebewesen, im Prozess der menschlichen physiologischen Aktivität, in seinen Handlungen zur Schaffung von Bedingungen verschiedene Level: Haushalt, Verteidigung, Industrie, Technik, Umwelt und andere - Tausende, Millionen völlig unterschiedlicher Reaktionen treten auf oder werden durchgeführt, die berücksichtigt werden können verschiedene Punkte Sehen und Klassifizieren. Wir betrachten chemische Reaktionen hinsichtlich ihrer Reversibilität und Irreversibilität.
Die Bedeutung dieser Begriffe ist schwer zu überschätzen: Solange es einen denkenden Menschen gibt, schlägt der menschliche Gedanke an die Reversibilität und Irreversibilität der in seinem Körper ablaufenden Prozesse ebenso stark, ewiges Problemüber die Verlängerung des menschlichen Lebens, das Problem der Unumkehrbarkeit der Folgen seines Lebens, gedankenlose Einstellung zur Natur.
Ich möchte das Konzept der Reversibilität und Irreversibilität chemischer Reaktionen, das Konzept des chemischen Gleichgewichts und die Bedingungen für seine Verschiebung in eine „nützliche“ Richtung betrachten. Einführen theoretische Basis mit anschließender Verifizierung, Selbstüberprüfung des Wissens zu diesem Thema durch Testen verschiedener Typologien. Ich nehme an, dass „den Weg gegangen ist“ von einfach zu mehr schwierige Aufgaben verfügen die Studierenden nicht nur über ein klares, gutes Wissen zu diesem Thema, sondern vertiefen auch ihre Kenntnisse in Chemie.
Chemische Reaktionen sind Phänomene, bei denen ein (oder ein) Stoff in einen anderen umgewandelt wird, Beweis dafür sind sichtbare und unsichtbare Veränderungen. Sichtbar: Farb-, Geruchs-, Geschmacksveränderungen, Niederschlag, Farbveränderung des Indikators, Wärmeaufnahme und -abgabe. Unsichtbar: Eine Veränderung in der Zusammensetzung eines Stoffes, die durch qualitative und analytische Reaktionen bestimmt werden kann. Alle diese Reaktionen können in zwei Typen unterteilt werden: reversible und irreversible Reaktionen.
irreversible Reaktionen. Reaktionen, die nur in eine Richtung ablaufen und mit der vollständigen Umwandlung der Ausgangsstoffe in Endstoffe enden, werden als irreversibel bezeichnet.
Ein Beispiel für eine solche Reaktion ist die Zersetzung von Kaliumchlorat (Bertolet-Salz) beim Erhitzen:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Die Reaktion endet, wenn das gesamte Kaliumchlorat in Kaliumchlorid und Sauerstoff umgewandelt wurde. Es gibt nicht viele irreversible Reaktionen.
Beim Ablassen von Säuren und Laugen entstehen z. B. Salz und Wasser,
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O, und wenn die Substanzen im richtigen Verhältnis eingenommen wurden, reagiert die Lösung neutral und es bleiben nicht einmal Spuren von Salzsäure und Natriumhydroxid darin. Wenn Sie versuchen, eine Reaktion in einer Lösung zwischen den gebildeten Substanzen - Natriumchlorid und Wasser - durchzuführen, werden keine Veränderungen festgestellt. In solchen Fällen sagt man, dass die Reaktion einer Säure mit einem Alkali irreversibel ist, d.h. es gibt keine rückreaktion. Sehr viele Reaktionen sind bei Raumtemperatur praktisch irreversibel, z.
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O usw.
reversible Reaktionen. Reversible Reaktionen sind solche, die gleichzeitig in zwei einander entgegengesetzte Richtungen ablaufen.
Die meisten Reaktionen sind reversibel. In den Gleichungen reversibler Reaktionen sind zwischen dem linken und dem rechten Teil zwei Pfeile platziert, die in entgegengesetzte Richtungen zeigen. Ein Beispiel für eine solche Reaktion ist die Synthese von Ammoniak aus Wasserstoff und Stickstoff:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
In der Technik sind reversible Reaktionen im Allgemeinen ungünstig. Daher werden sie durch verschiedene Methoden (Temperatur-, Druckänderungen usw.) praktisch irreversibel gemacht.
Irreversibel sind solche Reaktionen, in deren Verlauf:
1) Die resultierenden Produkte verlassen die Reaktionssphäre - sie fallen in Form eines Niederschlags aus, werden beispielsweise in Form eines Gases freigesetzt
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSO 4 ↓ + 2НCl
Na 2 CO 3 + 2 HCl \u003d 2 NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) es entsteht eine leicht dissoziierte Verbindung, zum Beispiel Wasser:
HCl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl
3) Die Reaktion wird von einer großen Energiefreisetzung begleitet, beispielsweise der Verbrennung von Magnesium
Mg + 1 / 2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
In den Gleichungen irreversibler Reaktionen wird ein Gleichheitszeichen oder ein Pfeil zwischen den linken und rechten Teil gesetzt.
Viele Reaktionen sind bereits unter normalen Bedingungen reversibel, was bedeutet, dass die Rückreaktion in einem merklichen Ausmaß abläuft. Wenn Sie beispielsweise versuchen, eine wässrige Lösung einer sehr schwachen unterchlorigen Säure mit Alkali zu neutralisieren, stellt sich heraus, dass die Neutralisationsreaktion nicht zu Ende geht und die Lösung eine stark alkalische Umgebung hat. Das bedeutet, dass die Reaktion HClO + NaOH NaClO + H 2 O reversibel ist, d.h. die Produkte dieser Reaktion gehen miteinander reagierend teilweise in die Ausgangsverbindungen über. Dadurch reagiert die Lösung alkalisch. Die Reaktion der Esterbildung ist reversibel (die Umkehrreaktion wird als Verseifung bezeichnet): RCOOH + R "OH RCOOR" + H 2 O, viele andere Prozesse.
Wie viele andere Konzepte in der Chemie ist das Konzept der Reversibilität weitgehend willkürlich. Üblicherweise wird eine Reaktion als irreversibel angesehen, wonach die Konzentrationen der Ausgangsstoffe so gering sind, dass sie nicht mehr nachweisbar sind (dies hängt natürlich von der Empfindlichkeit der Analysemethoden ab). Wenn sich die äußeren Bedingungen ändern (vor allem Temperatur und Druck), kann eine irreversible Reaktion reversibel werden und umgekehrt. So kann bei Atmosphärendruck und Temperaturen unter 1000 ° C die Reaktion 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O immer noch als irreversibel angesehen werden, während bei einer Temperatur von 2500 ° C und darüber Wasser um etwa 4 in Wasserstoff und Sauerstoff dissoziiert % und bei einer Temperatur von 3000 ° C - bereits um 20%.
Ende des 19. Jahrhunderts Der deutsche Physikochemiker Max Bodenstein (1871–1942) untersuchte im Detail die Prozesse der Bildung und thermischen Dissoziation von Jodwasserstoff: H 2 + I 2 2HI. Durch Veränderung der Temperatur konnte er einen überwiegenden Strom nur der Hin- oder nur der Rückreaktion erreichen, aber im allgemeinen Fall gingen beide Reaktionen gleichzeitig in entgegengesetzte Richtungen. Es gibt viele solcher Beispiele. Eine der bekanntesten ist die Ammoniaksynthesereaktion 3H 2 + N 2 2NH 3; viele andere Reaktionen sind auch reversibel, zum Beispiel die Oxidation von Schwefeldioxid 2SO 2 + O 2 2SO 3 , Reaktionen von organischen Säuren mit Alkoholen usw.
Eine Reaktion heißt reversibel, wenn ihre Richtung von den Konzentrationen der an der Reaktion beteiligten Substanzen abhängt. Beispielsweise entsteht bei der heterogenen katalytischen Reaktion N2 + 3H2 = 2NH3 (1) bei geringer Ammoniakkonzentration in gasförmigem Wasser und hohen Stickstoff- und Wasserstoffkonzentrationen Ammoniak; im Gegenteil, bei einer hohen Ammoniakkonzentration zersetzt es sich, die Reaktion verläuft in die entgegengesetzte Richtung. Nach Beendigung einer reversiblen Reaktion, d. h. nach Erreichen des chemischen Gleichgewichts, enthält das System sowohl die Ausgangsmaterialien als auch die Reaktionsprodukte. Die Reaktion heißt irreversibel, wenn sie nur in einer Richtung ablaufen kann und mit der vollständigen Umwandlung der Ausgangsstoffe in Produkte endet; ein Beispiel ist die Zersetzung von Sprengstoffen. Dieselbe Reaktion kann je nach Bedingungen (Temperatur, Druck) im Wesentlichen reversibel oder praktisch irreversibel sein. Eine einfache (einstufige) reversible Reaktion besteht aus zwei gleichzeitig ablaufenden Elementarreaktionen, die sich nur in der Richtung der chemischen Umwandlung voneinander unterscheiden. Die Richtung der der direkten Beobachtung zugänglichen Endreaktion wird dadurch bestimmt, welche dieser Wechselwirkungen die größere Geschwindigkeit hat. Beispielsweise besteht die einfache Reaktion N2O4 Û 2NO2 (2) aus den Elementarreaktionen N2O4?2NO2 und 2NO2?N2O4. M. I. Tyomkin.
CHEMISCHES GLEICHGEWICHT.
Chemisches Gleichgewicht- der Zustand des Systems, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion (V 1) gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion (V 2) ist. Im chemischen Gleichgewicht bleiben die Stoffkonzentrationen unverändert. Das chemische Gleichgewicht hat einen dynamischen Charakter: Hin- und Rückreaktionen hören nicht im Gleichgewicht auf.
Der Zustand des chemischen Gleichgewichts wird quantitativ durch die Gleichgewichtskonstante charakterisiert, die das Verhältnis der Konstanten von direkter (K 1) und umgekehrter (K 2) Reaktion ist.
Für die Reaktion mA + nB pC + dD ist die Gleichgewichtskonstante
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Die Gleichgewichtskonstante hängt von der Temperatur und der Art der Reaktanten ab. Je größer die Gleichgewichtskonstante, desto mehr verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung direkter Reaktionsprodukte. In einem Gleichgewichtszustand hören die Moleküle nicht auf, Kollisionen zu erfahren, und die Wechselwirkung zwischen ihnen hört nicht auf, aber die Konzentrationen von Substanzen bleiben konstant. Diese Konzentrationen werden Gleichgewicht genannt.
|
Gleichgewichtskonzentration- die Konzentration eines an einer reversiblen chemischen Reaktion beteiligten Stoffes, der einen Gleichgewichtszustand erreicht hat. |
Die Gleichgewichtskonzentration wird durch die Formel des Stoffes in eckigen Klammern angegeben, zum Beispiel:
Mit Gleichgewicht (H 2) \u003d oder R Gleichgewicht (HI) = .
Wie jede andere Konzentration wird die Gleichgewichtskonzentration in Mol pro Liter gemessen.
Wenn wir in den betrachteten Beispielen andere Konzentrationen der Ausgangsstoffe genommen hätten, dann hätten wir nach Erreichen des Gleichgewichts andere Werte der Gleichgewichtskonzentrationen erhalten. Diese neuen Werte (mit Sternchen gekennzeichnet) werden wie folgt mit den alten in Beziehung gesetzt:
.
Im Allgemeinen für eine reversible Reaktion
A A+ B B D D+ F F
im Gleichgewichtszustand bei konstanter Temperatur wird die Beziehung beobachtet
Dieses Verhältnis heißt Gesetz der Massenwirkung, die wie folgt formuliert ist:
bei konstanter Temperatur ist das Verhältnis des Produkts der Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsprodukte, genommen in Potenzen gleich ihrer Koeffizienten, zum Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen der Ausgangsstoffe, genommen in Potenzen gleich ihrer Koeffizienten, eine Konstante Wert.
Konstanter Wert ( ZU MIT) wird genannt Gleichgewichtskonstante diese Reaktion. Der Index „c“ in der Bezeichnung dieser Größe weist darauf hin, dass zur Berechnung der Konstanten Konzentrationen verwendet wurden.
Ist die Gleichgewichtskonstante groß, so verschiebt sich das Gleichgewicht zu den Produkten der direkten Reaktion, ist sie klein, dann zu den Ausgangsstoffen. Wenn die Gleichgewichtskonstante sehr groß ist, dann sagen sie, dass die Reaktion " praktisch irreversibel, wenn die Gleichgewichtskonstante sehr klein ist, dann ist die Reaktion " geht praktisch nicht."
Gleichgewichtskonstante - für jede reversible Reaktion ist der Wert nur bei konstanter Temperatur konstant. Für die gleiche Reaktion bei unterschiedlichen Temperaturen nimmt die Gleichgewichtskonstante unterschiedliche Werte an.
Der obige Ausdruck für das Massenwirkungsgesetz gilt nur für Reaktionen, bei denen alle Beteiligten entweder Gase oder gelöste Stoffe sind. In anderen Fällen ändert sich die Gleichung für die Gleichgewichtskonstante etwas.
Zum Beispiel bei einer reversiblen Reaktion, die bei hoher Temperatur abläuft
C (g) + CO 2 2 CO (g)
Hartgraphit C (gr) ist beteiligt. Formal schreiben wir unter Verwendung des Massenwirkungsgesetzes einen Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion und bezeichnen sie ZU":
Fester Graphit, der am Boden des Reaktors liegt, reagiert nur von der Oberfläche, und seine "Konzentration" hängt nicht von der Graphitmasse ab und ist für jedes Stoffverhältnis im Gasgemisch konstant.
Multiplizieren Sie die rechte und linke Seite der Gleichung mit dieser Konstante:
Der resultierende Wert ist die Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion:
In ähnlicher Weise gilt für das Gleichgewicht einer anderen reversiblen Reaktion, die ebenfalls bei hoher Temperatur auftritt,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
wir erhalten die Gleichgewichtskonstante
ZU MIT = .
In diesem Fall ist es einfach gleich der Gleichgewichtskonzentration von Kohlendioxid.
Aus metrologischer Sicht ist die Gleichgewichtskonstante keine einzelne physikalische Größe. Dies ist eine Gruppe von Größen mit unterschiedlichen Maßeinheiten, je nach spezifischem Ausdruck der Konstante durch Gleichgewichtskonzentrationen. Zum Beispiel für die reversible Reaktion von Graphit mit Kohlendioxid [ K C] = 1 mol/l, die Gleichgewichtskonstante der Reaktion der thermischen Zersetzung von Calciumcarbonat hat die gleiche Maßeinheit, und die Gleichgewichtskonstante der Reaktion der Synthese von Jodwasserstoff ist ein dimensionsloser Wert. Allgemein [ K C] = 1 (mol/l) N .
Verschiebung im chemischen Gleichgewicht. Das Prinzip von Le Chatelier
Die Überführung eines chemischen Gleichgewichtssystems von einem Gleichgewichtszustand in einen anderen heißt Verschiebung (Verschiebung) des chemischen Gleichgewichts, die durch Änderung der thermodynamischen Parameter des Systems durchgeführt wird - Temperatur, Konzentration, Druck. Wenn das Gleichgewicht in die Vorwärtsrichtung verschoben wird, wird eine Erhöhung der Produktausbeute erreicht, und wenn sie in die entgegengesetzte Richtung verschoben wird, eine Verringerung im Umwandlungsgrad des Reagenzes. Beide können in der chemischen Verfahrenstechnik nützlich sein. Da fast alle Reaktionen bis zu einem gewissen Grad reversibel sind, ergeben sich in Industrie und Laborpraxis zwei Probleme: Wie erhält man das Produkt einer "nützlichen" Reaktion mit maximaler Ausbeute und wie reduziert man die Ausbeute an Produkten einer "schädlichen" Reaktion. In beiden Fällen wird es notwendig, das Gleichgewicht entweder in Richtung der Reaktionsprodukte oder in Richtung der Ausgangsmaterialien zu verschieben. Um dies zu lernen, müssen Sie wissen, was die Gleichgewichtslage einer reversiblen Reaktion bestimmt.
Die Gleichgewichtslage hängt ab von:
1) vom Wert der Gleichgewichtskonstante (dh von der Art der Reaktanten und der Temperatur),
2) von der Konzentration der an der Reaktion beteiligten Stoffe und
3) auf Druck (bei Gassystemen ist er proportional zu den Stoffkonzentrationen).
Für eine qualitative Bewertung des Einflusses all dieser sehr unterschiedlichen Faktoren auf das chemische Gleichgewicht verwendet man das an sich Universelle Das Prinzip von Le Chatelier(Der französische Physikochemiker und Metallurg Henri Louis Le Chatelier formulierte es 1884), das auf alle Gleichgewichtssysteme anwendbar ist, nicht nur auf chemische.
Wird von außen auf ein im Gleichgewicht befindliches System eingewirkt, so verschiebt sich das Gleichgewicht im System in die Richtung, in der dieser Effekt teilweise kompensiert wird.
Als Beispiel für den Einfluss der Konzentrationen der an der Reaktion beteiligten Stoffe auf die Gleichgewichtslage sei die reversible Reaktion der Gewinnung von Jodwasserstoff betrachtet
H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) .
Nach dem Massenwirkungsgesetz im Gleichgewichtszustand
.
In einem Reaktor mit einem Volumen von 1 Liter stelle sich bei einer bestimmten konstanten Temperatur ein Gleichgewicht ein, bei dem die Konzentrationen aller Reaktionsteilnehmer gleich und gleich 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol /l; = 1 mol/l). Also bei dieser Temperatur ZU MIT= 1. Da das Volumen des Reaktors 1 Liter beträgt, N(H 2) \u003d 1 Mol, N(I 2) \u003d 1 mol und N(HI) = 1 mol. Lassen Sie uns zum Zeitpunkt t 1 weitere 1 Mol HI in den Reaktor einführen, seine Konzentration wird gleich 2 Mol/L. Aber um ZU MIT konstant blieben, sollten die Konzentrationen von Wasserstoff und Jod zunehmen, was nur aufgrund der Zersetzung eines Teils des Jodwasserstoffs gemäß der Gleichung möglich ist
2HI (g) \u003d H 2 (g) + I 2 (g).
Lassen Sie bis zum Erreichen eines neuen Gleichgewichtszustandes t 2 zerfallen X Mol HI und damit zusätzlich 0,5 X mol H 2 und I 2 . Neue Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsteilnehmer: = (1 + 0,5 X) mol/l; = (1 + 0,5 X) mol/l; = (2 - X) mol/l. Wenn wir die Zahlenwerte der Größen in den Ausdruck des Massenwirkungsgesetzes einsetzen, erhalten wir die Gleichung
Wo X= 0,667. Also = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Reaktionsgeschwindigkeit und Balance.
Angenommen, es gebe eine reversible Reaktion A + B C + D. Wenn wir davon ausgehen, dass die Hin- und Rückreaktionen in einer Stufe stattfinden, dann sind die Geschwindigkeiten dieser Reaktionen direkt proportional zu den Konzentrationen der Reagenzien: die Geschwindigkeit der direkten Reaktion v 1 = k 1 [A][B], Rückreaktionsgeschwindigkeit v 2 = k 2 [C][D] (eckige Klammern geben die molaren Konzentrationen der Reagenzien an). Es ist ersichtlich, dass mit Fortschreiten der direkten Reaktion die Konzentrationen der Ausgangssubstanzen A bzw. B abnehmen und die Geschwindigkeit der direkten Reaktion ebenfalls abnimmt. Die Geschwindigkeit der Rückreaktion, die im Anfangsmoment Null ist (es entstehen keine Produkte C und D), nimmt allmählich zu. Früher oder später wird der Moment kommen, in dem sich die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktionen angleichen. Danach ändern sich die Konzentrationen aller Substanzen – A, B, C und D – nicht mit der Zeit. Dies bedeutet, dass die Reaktion eine Gleichgewichtslage erreicht hat, und Konzentrationen von Stoffen, die sich mit der Zeit nicht ändern, werden als Gleichgewicht bezeichnet. Aber im Gegensatz zum mechanischen Gleichgewicht, bei dem alle Bewegungen aufhören, laufen im chemischen Gleichgewicht beide Reaktionen - sowohl direkte als auch umgekehrte - weiter ab, aber ihre Geschwindigkeiten sind gleich, und daher scheint es, dass keine Änderungen im System auftreten. Es gibt viele Möglichkeiten, den Ablauf von Hin- und Rückreaktionen nach Erreichen des Gleichgewichts nachzuweisen. Wenn beispielsweise ein kleines Wasserstoffisotop - Deuterium D 2 - in eine Mischung aus Wasserstoff, Stickstoff und Ammoniak eingeführt wird, die sich in einer Gleichgewichtsposition befindet, erkennt eine empfindliche Analyse sofort das Vorhandensein von Deuteriumatomen in Ammoniakmolekülen. Und umgekehrt, wenn etwas deuteriertes Ammoniak NH 2 D in das System eingeführt wird, erscheint Deuterium sofort in Form von HD- und D 2 -Molekülen in den Ausgangsstoffen. Ein weiteres spektakuläres Experiment wurde an der Fakultät für Chemie der Staatlichen Universität Moskau durchgeführt. Die Silberplatte wurde in eine Silbernitratlösung gelegt, und es wurden keine Veränderungen beobachtet. Dann wurde eine unbedeutende Menge radioaktiver Silberionen in die Lösung eingeführt, wonach die Silberplatte radioaktiv wurde. Diese Radioaktivität konnte weder durch Spülen der Platte mit Wasser noch durch Waschen mit Salzsäure "weggewaschen" werden. Erst das Ätzen mit Salpetersäure oder die mechanische Bearbeitung der Oberfläche mit feinem Sandpapier machten sie unwirksam. Es gibt nur eine Möglichkeit, dieses Experiment zu erklären: Es findet ein ständiger Austausch von Silberatomen zwischen dem Metall und der Lösung statt, d.h. im System gibt es eine reversible Reaktion Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Daher führte die Zugabe von radioaktiven Ionen Ag + zur Lösung zu deren "Einbettung" in die Platte in Form von elektrisch neutralen, aber immer noch radioaktiven Atomen. So sind nicht nur chemische Reaktionen zwischen Gasen oder Lösungen im Gleichgewicht, sondern auch die Prozesse der Auflösung von Metallen und Ausfällungen. Beispielsweise löst sich ein Feststoff am schnellsten auf, wenn er in ein reines Lösungsmittel gegeben wird, wenn das System weit vom Gleichgewicht entfernt ist dieser Fall- aus einer gesättigten Lösung. Allmählich nimmt die Auflösungsgeschwindigkeit ab und gleichzeitig nimmt die Geschwindigkeit des umgekehrten Prozesses zu - der Übergang einer Substanz von der Lösung zu einem kristallinen Niederschlag. Wenn die Lösung gesättigt ist, erreicht das System einen Gleichgewichtszustand, während die Auflösungs- und Kgleich sind und sich die Masse des Niederschlags nicht mit der Zeit ändert. Wie kann das System Änderungen der äußeren Bedingungen „entgegenwirken“? Wird beispielsweise die Temperatur des Gleichgewichtsgemisches durch Erhitzen erhöht, kann das System selbst natürlich keine externe Heizung „abschwächen“, sondern das Gleichgewicht in ihm wird so verschoben, dass das Reaktionssystem auf eine bestimmte Temperatur erhitzt wird erfordert mehr Wärme als in dem Fall, es sei denn, das Gleichgewicht wird verschoben. Dabei verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass die Wärme aufgenommen wird, d.h. hin zu einer endothermen Reaktion. Dies kann als "der Wunsch des Systems, äußere Einflüsse zu schwächen" interpretiert werden. Befinden sich andererseits auf der linken und rechten Seite der Gleichung ungleich viele gasförmige Moleküle, so kann das Gleichgewicht in einem solchen System auch durch Druckänderung verschoben werden. Mit zunehmendem Druck verschiebt sich das Gleichgewicht zu der Seite, wo die Anzahl der gasförmigen Moleküle geringer ist (und so dem äußeren Druck gewissermaßen entgegenwirkt). Wenn sich die Anzahl der gasförmigen Moleküle während der Reaktion nicht ändert
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), dann beeinflusst der Druck die Gleichgewichtslage nicht. Es ist zu beachten, dass sich bei einer Temperaturänderung auch die Gleichgewichtskonstante der Reaktion ändert, während sie bei nur einer Druckänderung konstant bleibt.
Mehrere Beispiele für die Verwendung des Prinzips von Le Chatelier zur Vorhersage von Verschiebungen im chemischen Gleichgewicht. Die Reaktion 2SO 2 + O 2 · 2SO 3 (d) ist exotherm. Wird die Temperatur erhöht, überwiegt die endotherme Zersetzung von SO 3 und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Wird die Temperatur gesenkt, verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts. Also eine Mischung aus SO 2 und O 2, aufgenommen im stöchiometrischen Verhältnis von 2: 1 ( cm . Stöchiomerie) bei einer Temperatur von 400 °C und atmosphärischem Druck in SO 3 mit einer Ausbeute von etwa 95 %, d. h. der Gleichgewichtszustand ist unter diesen Bedingungen fast vollständig in Richtung SO 3 verschoben. Bei 600 °C enthält die Gleichgewichtsmischung bereits 76 % SO 3 , bei 800 °C nur noch 25 %. Deshalb entsteht bei der Verbrennung von Schwefel an Luft hauptsächlich SO 2 und nur etwa 4 % SO 3 . Aus der Reaktionsgleichung folgt auch, dass eine Erhöhung des Gesamtdrucks im System das Gleichgewicht nach rechts verschiebt, und eine Verringerung des Drucks es nach links verschiebt.
Die Reaktion der Wasserstoffabspaltung aus Cyclohexan unter Bildung von Benzol
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 wird in der Gasphase, ebenfalls in Gegenwart eines Katalysators, durchgeführt. Diese Reaktion geht mit Energieaufwand (endotherm), aber mit Zunahme der Molekülzahl einher. Daher ist die Wirkung von Temperatur und Druck darauf genau entgegengesetzt zu der, die im Fall der Ammoniaksynthese beobachtet wird. Nämlich: Eine Erhöhung der Gleichgewichtskonzentration von Benzol in der Mischung wird durch eine Erhöhung der Temperatur und eine Verringerung des Drucks erleichtert, sodass die Reaktion in der Industrie bei niedrigen Drücken (2–3 atm) und hohen Temperaturen (450–500 °C). Hier ist eine Temperaturerhöhung „doppelt günstig“: Sie erhöht nicht nur die Reaktionsgeschwindigkeit, sondern trägt auch zu einer Verschiebung des Gleichgewichts hin zur Bildung des Zielprodukts bei. Eine noch stärkere Druckabsenkung (z. B. auf 0,1 atm) würde natürlich eine weitere Verschiebung des Gleichgewichts nach rechts bewirken, allerdings befindet sich dann in diesem Fall zu wenig Substanz im Reaktor und die Reaktionsgeschwindigkeit ebenfalls sinken, so dass die Gesamtproduktivität nicht steigt, sondern sinkt. Dieses Beispiel zeigt einmal mehr, dass eine wirtschaftlich begründete industrielle Synthese ein erfolgreiches Manövrieren zwischen Scylla und Charybdis ist.
Das Prinzip von Le Chatelier „funktioniert“ im sogenannten Halogenkreislauf, der zur Herstellung von Titan, Nickel, Hafnium, Vanadium, Niob, Tantal und anderen hochreinen Metallen verwendet wird. Die Reaktion eines Metalls mit einem Halogen, beispielsweise Ti + 2I 2 TiI 4, verläuft unter Wärmeabgabe, und daher verschiebt sich das Gleichgewicht mit steigender Temperatur nach links. So bildet Titan bei 600°C leicht flüchtiges Jodid (das Gleichgewicht wird nach rechts verschoben), und bei 110°C zersetzt sich das Jodid (das Gleichgewicht wird nach links verschoben) unter Freisetzung eines sehr reinen Metalls. Ein solcher Kreislauf funktioniert auch bei Halogenlampen, wo aus der Spirale verdampftes und sich an kälteren Wänden absetzendes Wolfram mit Halogenen flüchtige Verbindungen bildet, die sich an einer heißen Spirale wieder zersetzen, und Wolfram an seinen ursprünglichen Platz überführt.
Neben der Veränderung von Temperatur und Druck gibt es noch eine weitere effektive Möglichkeit, die Gleichgewichtslage zu beeinflussen. Stellen Sie sich das aus einer Gleichgewichtsmischung vor
A + B C + D jeder Stoff wird ausgeschieden. Gemäß dem Prinzip von Le Chatelier „reagiert“ das System sofort auf einen solchen Aufprall: Das Gleichgewicht beginnt sich so zu verschieben, dass der Verlust einer bestimmten Substanz kompensiert wird. Wenn zum Beispiel Stoff C oder D (oder beide gleichzeitig) aus der Reaktionszone entfernt werden, verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts, und wenn Stoff A oder B entfernt werden, verschiebt es sich nach links. Auch die Einführung irgendeiner Substanz in das System verschiebt das Gleichgewicht, aber in die andere Richtung.
Substanzen können aus der Reaktionszone entfernt werden verschiedene Wege. Befindet sich beispielsweise Schwefeldioxid in einem dicht verschlossenen Gefäß mit Wasser, stellt sich ein Gleichgewicht zwischen gasförmigem, gelöstem und umgesetztem Schwefeldioxid ein:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Wenn das Gefäß geöffnet wird, beginnt Schwefeldioxid allmählich zu verdampfen und kann nicht mehr am Prozess teilnehmen - das Gleichgewicht beginnt sich nach links zu verschieben, bis die schwefelige Säure vollständig zersetzt ist. Ein ähnlicher Vorgang kann jedes Mal beobachtet werden, wenn Sie eine Flasche Limonade oder Mineralwasser öffnen: Das Gleichgewicht von CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 verschiebt sich mit der Verflüchtigung von CO 2 nach links.
Die Entfernung eines Reagens aus dem System ist nicht nur unter Bildung gasförmiger Substanzen möglich, sondern auch durch Bindung des einen oder anderen Reagens unter Bildung einer unlöslichen Verbindung, die ausfällt. Wenn zum Beispiel ein Überschuss an Calciumsalz in eine wässrige Lösung von CO 2 eingeführt wird, dann bilden Ca 2+ -Ionen einen Niederschlag von CaCO 3 und reagieren mit Kohlensäure; das Gleichgewicht CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 verschiebt sich nach rechts, bis kein gelöstes Gas mehr im Wasser vorhanden ist.
Das Gleichgewicht kann auch durch Zugabe eines Reagenzes verschoben werden. Wenn also verdünnte Lösungen von FeCl 3 und KSCN abgelassen werden, erscheint eine rötlich-orange Farbe als Folge der Bildung von Eisenthiocyanat (Thiocyanat):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Wenn der Lösung zusätzliches FeCl 3 oder KSCN zugesetzt wird, nimmt die Farbe der Lösung zu, was auf eine Verschiebung des Gleichgewichts nach rechts hinweist (als würde der äußere Einfluss abgeschwächt). Wird der Lösung jedoch ein Überschuss an KCl zugesetzt, so verschiebt sich das Gleichgewicht nach links mit Abnahme der Farbe nach hellgelb.
In der Formulierung des Le-Chatelier-Prinzips wird nicht umsonst darauf hingewiesen, dass eine Vorhersage der Folgen äußerer Einflüsse nur für Systeme möglich ist, die sich im Gleichgewicht befinden. Wird dieser Hinweis vernachlässigt, kommt man leicht zu völlig falschen Schlüssen. So ist beispielsweise bekannt, dass sich feste Laugen (KOH, NaOH) in Wasser unter großer Wärmeabgabe lösen – die Lösung erwärmt sich fast so stark wie beim Mischen von konzentrierter Schwefelsäure mit Wasser. Wenn wir vergessen, dass das Prinzip nur für Gleichgewichtssysteme gilt, können wir den falschen Schluss ziehen, dass mit steigender Temperatur die Löslichkeit von KOH in Wasser abnehmen sollte, da genau diese Verschiebung des Gleichgewichts zwischen dem Niederschlag und der gesättigten Lösung der Fall ist führt zu einer "Abschwächung des äußeren Einflusses". Der Prozess des Auflösens von KOH in Wasser ist jedoch überhaupt kein Gleichgewicht, da wasserfreies Alkali daran beteiligt ist, während der Niederschlag, der sich im Gleichgewicht mit einer gesättigten Lösung befindet, KOH-Hydrate (hauptsächlich KOH 2 H 2 O) sind. Der Übergang dieses Hydrats vom Niederschlag in die Lösung ist ein endothermer Prozess, d.h. nicht mit Erwärmung, sondern mit Abkühlung der Lösung einhergeht, so dass auch hier das Prinzip von Le Chatelier für einen Gleichgewichtsprozess erfüllt ist. Auf die gleiche Weise erwärmt sich die Lösung, wenn wasserfreie Salze - CaCl 2, CuSO 4 usw. in Wasser gelöst werden, und wenn kristalline Hydrate CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O gelöst werden, kühlt sie ab.
Ein weiteres interessantes und lehrreiches Beispiel für den Missbrauch des Prinzips von Le Chatelier findet sich in Lehrbüchern und in der populären Literatur. Wenn eine Gleichgewichtsmischung aus braunem Stickstoffdioxid NO 2 und farblosem N 2 O 4 -Tetroxid in eine durchsichtige Gasspritze gegeben wird und das Gas dann schnell mit einem Kolben komprimiert wird, nimmt die Farbintensität sofort zu und nach einer Weile (zig Sekunden) wird es wieder schwächer, erreicht aber nicht das Original. Diese Erfahrung wird normalerweise wie folgt erklärt. Durch die schnelle Verdichtung des Gemisches steigt der Druck und damit die Konzentration beider Komponenten an, wodurch das Gemisch dunkler wird. Eine Druckerhöhung verschiebt jedoch nach dem Prinzip von Le Chatelier das Gleichgewicht im 2NO 2 N 2 O 4 -System in Richtung farbloses N 2 O 4 (die Anzahl der Moleküle nimmt ab), sodass sich die Mischung allmählich aufhellt und sich einem neuen nähert Gleichgewichtslage, die einem erhöhten Druck entspricht.
Der Irrtum dieser Erklärung ergibt sich aus der Tatsache, dass beide Reaktionen – die Dissoziation von N 2 O 4 und die Dimerisierung von NO 2 – extrem schnell ablaufen, so dass sich das Gleichgewicht ohnehin in Millionstelsekunden einstellt, also nicht zu verschieben ist der Kolben so schnell, dass das Gleichgewicht gestört wird. Diese Erfahrung wird anders erklärt: Die Gaskompression verursacht eine deutliche Temperaturerhöhung (jeder, der schon einmal einen Reifen mit einer Fahrradpumpe aufpumpen musste, kennt dieses Phänomen). Und nach dem gleichen Prinzip von Le Chatelier verschiebt sich das Gleichgewicht sofort in Richtung einer endothermen Reaktion, die mit der Aufnahme von Wärme einhergeht, d.h. zur Dissoziation von N 2 O 4 - die Mischung verdunkelt sich. Dann kühlen die Gase in der Spritze langsam auf Raumtemperatur ab, und das Gleichgewicht verschiebt sich wieder in Richtung Tetroxid – die Mischung wird heller.
Das Prinzip von Le Chatelier funktioniert gut in Fällen, die nichts mit Chemie zu tun haben. In einer normal funktionierenden Wirtschaft steht die Gesamtmenge des umlaufenden Geldes im Gleichgewicht mit den Gütern, die mit diesem Geld gekauft werden können. Was passiert, wenn der „äußere Einfluss“ der Wunsch der Regierung ist, mehr Geld zu drucken, um Schulden zu begleichen? Streng nach dem Prinzip von Le Chatelier wird das Gleichgewicht zwischen Ware und Geld so verschoben, dass die Freude der Bürger an mehr Geld geschwächt wird. Die Preise für Waren und Dienstleistungen werden nämlich steigen, und auf diese Weise wird ein neues Gleichgewicht erreicht. Ein anderes Beispiel. In einer der US-Städte wurde beschlossen, die ständigen Staus durch den Ausbau von Autobahnen und den Bau von Autobahnkreuzen zu beseitigen. Das half eine Zeit lang, aber dann kauften begeisterte Anwohner mehr Autos, sodass es bald wieder zu Staus kam – allerdings mit einer neuen „Balance-Position“ zwischen Straßen und mehr Autos.
Wir werden also die wichtigsten Schlussfolgerungen über die Methoden zur Verschiebung des chemischen Gleichgewichts ziehen.
Das Prinzip von Le Chatelier. Wird auf ein im Gleichgewicht befindliches System ein äußerer Einfluss ausgeübt (Konzentrations-, Temperatur-, Druckänderung), so begünstigt dies den Ablauf einer der beiden entgegengesetzten Reaktionen, die diesen Effekt abschwächt.
|
V1 | ||
|
A+B |
|
IN |
|
V2 |
1. Druck. Eine Erhöhung des Drucks (bei Gasen) verschiebt das Gleichgewicht in Richtung einer Reaktion, die zu einer Volumenverringerung (d. h. zur Bildung einer geringeren Anzahl von Molekülen) führt.
2. Eine Temperaturerhöhung verschiebt die Gleichgewichtslage in Richtung einer endothermen Reaktion (d.h. in Richtung einer unter Wärmeaufnahme verlaufenden Reaktion)
3. Eine Erhöhung der Konzentration von Ausgangsstoffen und die Entfernung von Produkten aus der Reaktionssphäre verschiebt das Gleichgewicht in Richtung einer direkten Reaktion. Erhöhung der Konzentrationen der Edukte [A] oder [B] oder [A] und [B]: V 1 > V 2 .
Katalysatoren beeinflussen die Gleichgewichtslage nicht.
Das Prinzip von Le Chatelier in der Natur.
Beim Studium dieses Themas möchte ich immer ein Beispiel für den Wunsch aller Lebewesen nach Gleichgewicht, Ausgleich geben. Zum Beispiel: Veränderung der Mauspopulation - Nussjahr - es gibt viel Nahrung für Mäuse, die Mauspopulation wächst schnell. Mit zunehmender Anzahl von Mäusen nimmt die Nahrungsmenge ab, infolge der Ansammlung von Nagetieren beginnt das Wachstum verschiedener Infektionskrankheiten bei Mäusen, so dass die Nagetierpopulation allmählich abnimmt. Nach einer gewissen Zeit stellt sich ein dynamisches Gleichgewicht in der Anzahl der geborenen und sterbenden Mäuse ein, wobei sich dieses Gleichgewicht unter dem Einfluss äußerer, günstiger oder ungünstiger Bedingungen in die eine oder andere Richtung verschieben kann.
Im menschlichen Körper laufen biochemische Prozesse ab, die ebenfalls nach dem Prinzip von Le Chatelier reguliert werden können. Manchmal werden infolge einer solchen Reaktion giftige Substanzen im Körper produziert, die eine bestimmte Krankheit verursachen. Wie kann man diesen Vorgang verhindern?
Erinnern wir uns an eine solche Behandlungsmethode wie die Homöopathie. Die Methode besteht in der Verwendung sehr kleiner Dosen dieser Medikamente, die in großen Dosen verursachen gesunde Person Anzeichen irgendeiner Krankheit. Wie wirkt das Drogengift in diesem Fall? Das Produkt einer unerwünschten Reaktion wird in den Körper eingebracht, und nach dem Prinzip von Le Chatelier wird das Gleichgewicht in Richtung der Ausgangsstoffe verschoben. Der Prozess, der schmerzhafte Störungen im Körper verursacht, wird ausgelöscht.
Praktischer Teil.
Die Kontrolle des Assimilationsgrades des untersuchten Themas erfolgt in Form von Tests. Ein Testsystem aus knapp und präzise formulierten und standardisierten Aufgaben, die teilweise innerhalb einer begrenzten Zeit gegeben werden müssen, kurze und präzise Antworten, bewertet durch ein Punktesystem. Bei der Erstellung von Tests habe ich mich auf die folgenden Ebenen konzentriert:
Die Reproduktionsleistung von Schülern dieser Stufe erfolgt hauptsächlich auf der Grundlage des Gedächtnisses.
Um dieses Niveau produktiv zu erreichen, müssen die Schüler die untersuchten Formulierungen, Konzepte und Gesetze verstehen und die Fähigkeit haben, die Beziehung zwischen ihnen herzustellen.
Kreativ - die Fähigkeit, basierend auf vorhandenem Wissen Vorhersagen zu treffen, zu entwerfen, zu analysieren, Schlussfolgerungen zu ziehen, Vergleiche und Verallgemeinerungen vorzunehmen.
Prüfungen geschlossener Typ oder Tests, bei denen der Proband die richtige Antwort aus den bereitgestellten Optionen auswählen muss.
A) Fortpflanzungsebene: Tests mit alternativen Antworten, bei denen die Testperson mit Ja oder Nein antworten muss. Erziele 1 Punkt.
Die Verbrennungsreaktion von Phosphor-
a) ja b) nein
Zersetzungsreaktion
reversible Reaktion
a) ja b) nein
Temperaturerhöhung
Quecksilberoxid II für Quecksilber
und Sauerstoff
a) ja b) nein
In lebenden Systemen
und irreversible Prozesse
a) ja b) nein.
Multiple-Choice-Tests
In welchem System verschiebt sich das chemische Gleichgewicht bei Druckerhöhung nach rechts?
2HI(g)↔H2(g)+I2(g)
C (Fernseher) + S2 (g) ↔CS2 (g)
C3H6(g)+H2(g)↔С3H8(g)
H2(g)+F2(g)↔2HF(g) 1 Punkt
Anstieg der Temperatur
unter Verwendung eines Katalysators
Absenken der Temperatur; 1 Punkt
Über den Zustand des chemischen Gleichgewichts im System
betrifft nicht
Erhöhung des Drucks
Erhöhung der Jodkonzentration
Temperaturerhöhung
Temperaturabfall; 1 Punkt
In welchem System verschiebt eine Erhöhung der Wasserstoffkonzentration das chemische Gleichgewicht nach links?
C(tv)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(fest)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 Punkt
In welchem System wirkt sich eine Druckerhöhung nicht auf die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts aus?
H2(g)+J2(g)↔2HJ(g)
SO2(g)+H2O(l)↔H2SO3(g)
CH4(g)+H2O(g)↔CO(g)+3H2(g)
4HCl(g)+O2(g)↔2H2O(g)+2Сl2(g) 1 Punkt
Über das chemische Gleichgewicht im System
hat keine Wirkung
Temperaturerhöhung
Druckerhöhung
Entfernung von Ammoniak aus der Reaktionszone
Anwendung eines Katalysators 1 Punkt
Chemisches Gleichgewicht im System
verschiebt sich zur Bildung des Reaktionsproduktes hin
Erhöhung des Drucks
Anstieg der Temperatur
Druckverlust
Anwendung eines Katalysators 1 Punkt
Bei der Herstellung von Schwefelsäure auf der Stufe der Oxidation von SO2 zu SO3, um die Ausbeute des Produkts zu erhöhen
Sauerstoffkonzentration erhöhen
die Temperatur erhöhen
niedriger Blutdruck
Einbringen eines Katalysators; 1,5 Punkte
Alken + H2 ↔ Alkan
wenn das Reaktionsgemisch erhitzt wird
Das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts
Das Gleichgewicht verschiebt sich nach links
Das Gleichgewicht wird mit gleicher Wahrscheinlichkeit in beide Richtungen fließen
diese Stoffe sind unter den angegebenen Bedingungen nicht im Gleichgewicht; 1,5 Punkte
Chemisches Gleichgewicht im System
verschiebt sich hin zur Bildung von Ausgangsstoffen
1) Druckerhöhung
Anstieg der Temperatur
Druckverlust
die Verwendung eines Katalysators; 1 Punkt
Das Gleichgewicht im System nach rechts verschieben
hat Auswirkungen
Temperaturabfall
Druckerhöhung
Verwendung eines Katalysators
Temperaturerhöhung; 1 Punkt
Der Gleichung entspricht eine irreversible Reaktion
Stickstoff + Wasserstoff = Ammoniak
Acetylen + Sauerstoff = Kohlendioxid + Wasser
Wasserstoff + Jod = Jodwasserstoff
Schwefeldioxid + Sauerstoff = Schwefelsäureanhydrid; 1,5 Punkte
Multiple-Choice-Tests, bei dem der Proband 1-2 richtige Antworten auswählen oder 2 vorgeschlagene Bedingungen bei der Auswahl einer Antwort erfüllen muss.
In welchem System verschiebt sich das chemische Gleichgewicht sowohl bei Druckerhöhung als auch bei Temperaturerniedrigung hin zu den Reaktionsprodukten?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 Punkte
Chemisches Gleichgewicht im System
NH3+H2O↔NH4+OH
verschiebt sich in Richtung Ammoniakbildung, wenn Ammoniak zu einer wässrigen Lösung gegeben wird
Natriumchlorid
Natriumhydroxid
von Salzsäure
Aluminiumchlorid; 1,5 Punkte
19) Die Ethylenhydratationsreaktion CH2=CH2+H2O ↔ hat eine große praktischer Wert, aber es ist reversibel, um das Reaktionsgleichgewicht nach rechts zu verschieben, ist es notwendig
Erhöhen Sie die Temperatur (>280 Grad C)
Reduzieren Sie die Wassermenge in der Reaktionsmischung
Druck erhöhen (mehr als 80 Atmosphären)
den Säurekatalysator durch Platin ersetzen; 1 Punkt
Die Dehydrierungsreaktion von Butan ist endotherm. Um das Reaktionsgleichgewicht nach rechts zu verschieben,
Verwenden Sie einen aktiveren Katalysator wie Platin
senken Sie die Temperatur
den Druck erhöhen
die Temperatur erhöhen 1 Punkt
Bei der Reaktion der Wechselwirkung von Essigsäure mit Methanol unter Bildung von Ether und Wasser wird die Gleichgewichtsverschiebung nach links dadurch begünstigt
geeigneter Katalysator
Zugabe von konzentrierter Schwefelsäure
Verwendung von dehydrierten Ausgangsmaterialien
Hinzufügen von Äther; 1,5 Punkte
Ausschlusstests
Die Gleichgewichtsverschiebung wird beeinflusst
Druckänderung
Verwendung eines Katalysators
Änderung der Konzentrationen der an der Reaktion beteiligten Substanzen
Temperaturänderung; 1 Punkt
Eine Erhöhung oder Verringerung des Drucks beeinflusst die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts in Reaktionen
gehen mit der Freisetzung von Wärme
Reaktionen mit gasförmigen Stoffen
Reaktionen, die mit Volumenabnahme ablaufen
Reaktionen, die mit einer Volumenzunahme einhergehen; 1,5 Punkte
Die Reaktion ist irreversibel
brennende Kohle
Phosphor verbrennen
Synthese von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff
brennendes Methan; 1,5 Punkte
Gruppierungstests enthalten eine Liste vorgeschlagener Formeln, Gleichungen, Terme, die nach vorgegebenen Kriterien verteilt werden sollen
Bei gleichzeitigem Temperaturanstieg und Druckabfall verschiebt sich das chemische Gleichgewicht im System nach rechts
H2(g)+S(g)↔H2S(g)+Q
2SO2(g)+O2(g)↔2SO3(g)+Q
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)-Q
2HCl(g)↔H2(g)+CL2(g)-Q; 2 Punkte
Die Propen-Hydrierungsreaktion ist exotherm. Um das chemische Gleichgewicht nach rechts zu verschieben, ist es notwendig
Temperaturabfall
Erhöhung des Drucks
Abnahme der Wasserstoffkonzentration
Abnahme der Propenkonzentration; 1 Punkt
Compliance-Aufgaben.
Bei der Durchführung von Tests wird der Proband gebeten, die Elemente von zwei Listen mit mehreren möglichen Antworten abzugleichen.
Das Reaktionsgleichgewicht verschiebt sich nach rechts. In Einklang bringen.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Bei steigender Temperatur
C) CO2 + C (fest) ↔2CO-Q 3) Wenn der Druck fällt
D) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) Mit Vergrößerung der Kontaktfläche; 2 Punkte
Das Gleichgewicht der Reaktion wird in Richtung der Bildung von Reaktionsprodukten verschoben. In Einklang bringen.
B) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) Mit steigender Temperatur
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Wenn der Druck sinkt
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Bei Zugabe von Ether
5) Beim Hinzufügen von Alkohol; 2 Punkte
Offene oder offene Tests, in der das Subjekt die Konzepte der Definition der Gleichung hinzufügen oder ein unabhängiges Urteil als Beweis anbieten muss.
Aufgaben dieser Art bilden den letzten, wertvollsten Teil USE-Tests in Chemie.
Aufgaben ergänzen.
Der Proband muss unter Berücksichtigung der in der Aufgabe vorgesehenen Einschränkungen Antworten formulieren.
Fügen Sie die Reaktionsgleichung hinzu, die sich gleichzeitig auf reversibel und exotherm bezieht
B) Wasserstoff + Jod
C) Stickstoff + Wasserstoff
D) Schwefeldioxid + Sauerstoff
E) Kohlendioxid + Kohlenstoff 2 Punkte
Schreiben Sie die Reaktionsgleichung nach dem Schema, aus dem Sie diejenigen reversiblen Reaktionen auswählen, bei denen eine Temperaturerhöhung zu einer Verschiebung des Gleichgewichts nach rechts führt:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 Punkte
Kostenlose Präsentationstests.
Der Proband muss die Antworten selbstständig formulieren, da ihm in der Aufgabe keine Beschränkungen auferlegt werden.
31) Nennen Sie die Faktoren, die das Gleichgewicht im System nach rechts verschieben:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 Punkte
32) Nennen Sie die Faktoren, die das Gleichgewicht in Richtung Ausgangsstoffbildung im System verschieben:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 Punkte
Antworten auf Tests.
Test Nr. Richtige Antwort
B-1
G-3.4
A-2.3
G-2
B-N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
erste Reaktion
CO+2H2↔CH3OH+Q
Abnahme der Temperatur
Erhöhung des Drucks
Erhöhung der CO-Konzentration
Erhöhung der H2-Konzentration
Abnahme der Alkoholkonzentration
C+2H2↔CH4+Q
2) Druckminderung
3) Verringerung der Wasserstoffkonzentration
4) Erhöhung der Methankonzentration.
Referenzliste
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Gabrielyan, OS Moderne Didaktik der Schulchemie, Vortrag Nr. 6 [Text] / O. S. Gabrielyan, V. G. Krasnova, S. T. Sladkov.// Zeitung für Lehrer der Chemie und Naturwissenschaften ( Verlag"Erster September") -2007.- Nr. 22.-S.4-13.
Kaverina, A.A. Lehr- und Trainingsmaterialien zur Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen. Chemie [Text] / A.A. Kaverina et al.-M.: Intellect Center, 2004.-160s.
Kaverina, A.A. Einheitliches Staatsexamen 2009. Chemie [Text] / A. A. Kaverina, A. S. Koroshchenko, D. Yu. Dobrotin / FIPI.-M.: Intellect Center, 2009.-272 p.
Leenson, I.A. Chemische Reaktionen, thermische Wirkung, Gleichgewicht, Geschwindigkeit [Text] / I. A. Leenson, M.: Astrel, 2002.-190er.
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Tuschina.E.N. Das Prinzip von Le Chatelier und einige Behandlungsmethoden [Text] / E.N. Tushina.// Chemie in der Schule.-1993. Nr. 2.-S.54.
Shelinskiy, G.I. Grundlagen der Theorie chemischer Prozesse [Text] / G. I. Shelinskiy. M.: Aufklärung, 1989.-234p.
Strempler, G.I. Vorprofil Ausbildung in Chemie [Text]
>> Chemie: Reversible und irreversible Reaktionen
CO2 + H2O = H2CO3
Die entstandene Säurelösung in einem Stativ stehen lassen. Nach einer Weile werden wir sehen, dass die Lösung wieder lila geworden ist, da sich die Säure in ihre ursprünglichen Substanzen zersetzt hat.
Dieser Vorgang kann viel schneller durchgeführt werden, wenn ein Drittel eine Lösung von Kohlensäure ist. Folglich verläuft die Reaktion zur Gewinnung von Kohlensäure sowohl in der Vorwärts- als auch in der Gegenrichtung, dh sie ist reversibel. Die Reversibilität einer Reaktion wird durch zwei entgegengesetzt gerichtete Pfeile angezeigt:
Unter den reversiblen Reaktionen, die der Herstellung der wichtigsten chemischen Produkte zugrunde liegen, nennen wir als Beispiel die Reaktion der Synthese (Compoundierung) von Schwefeloxid (VI) aus Schwefeloxid (IV) und Sauerstoff.
1. Reversible und irreversible Reaktionen.
2. Berthollets Regel.
Schreiben Sie die Gleichungen für die Verbrennungsreaktionen auf, die im Text des Absatzes erwähnt wurden, und stellen Sie fest, dass als Ergebnis dieser Reaktionen Oxide jener Elemente gebildet werden, aus denen die Ausgangsstoffe aufgebaut sind.
Beschreiben Sie die letzten drei Reaktionen, die am Ende des Absatzes gemäß dem Plan durchgeführt wurden: a) die Art und Anzahl der Reagenzien und Produkte; b) Aggregatzustand; c) Richtung: d) Anwesenheit eines Katalysators; e) Abgabe oder Aufnahme von Wärme
Welche Ungenauigkeit wird in der im Text des Absatzes vorgeschlagenen Gleichung für die Reaktion der Kalksteinröstung gemacht?
Wie zutreffend ist die Aussage, dass die Reaktionen der Verbindung in der Regel exotherme Reaktionen sein werden? Begründen Sie Ihren Standpunkt anhand der im Text des Lehrbuchs angegebenen Fakten.
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Entsprechend der Möglichkeit einer Rückreaktion werden chemische Reaktionen in reversible und irreversible unterteilt.
Reversible chemische Reaktionen sind Reaktionen, deren Produkte unter gegebenen Bedingungen miteinander wechselwirken können.
irreversible Reaktionen Das sind Reaktionen, deren Produkte unter gegebenen Bedingungen nicht miteinander wechselwirken können.
Weitere Details zu Klassifizierung chemischer Reaktionen gelesen werden kann.
Die Wahrscheinlichkeit einer Produktinteraktion hängt von den Prozessbedingungen ab.
Also wenn das System offen, d.h. Austausch mit Umfeld Materie und Energie, dann sind chemische Reaktionen, bei denen zum Beispiel Gase entstehen, irreversibel. Zum Beispiel , beim Kalzinieren von festem Natriumbicarbonat:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
gasförmiges Kohlendioxid wird freigesetzt und verflüchtigt sich aus der Reaktionszone. Daher wird eine solche Reaktion irreversibel unter diesen Umständen. Wenn wir überlegen geschlossenes System , welche kann nicht Stoff mit der Umgebung austauschen (z. B. eine geschlossene Box, in der die Reaktion stattfindet), dann kann Kohlendioxid nicht aus der Reaktionszone entweichen und reagiert mit Wasser und Natriumcarbonat, dann ist die Reaktion reversibel unter diese Bedingungen:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
In Betracht ziehen reversible Reaktionen. Die reversible Reaktion laufe nach folgendem Schema ab:
aA + bB = cC + dD
Die Geschwindigkeit der Hinreaktion nach dem Massenwirkungsgesetz wird bestimmt durch den Ausdruck: v 1 = k 1 ·C A a ·C B b , die Geschwindigkeit der Rückreaktion: v 2 = k 2 ·C C c ·C D d . Wenn im Anfangsmoment der Reaktion keine Substanzen C und D im System vorhanden sind, kollidieren und interagieren hauptsächlich die Teilchen A und B, und es findet eine überwiegend direkte Reaktion statt. Allmählich beginnt auch die Konzentration der Partikel C und D zu steigen, daher wird die Geschwindigkeit der Rückreaktion zunehmen. Irgendwann die Geschwindigkeit der Hinreaktion wird gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion. Dieser Zustand heißt chemisches Gleichgewicht .
Auf diese Weise, chemisches Gleichgewicht ist der Zustand des Systems, in dem die Raten der Hin- und Rückreaktion sind gleich .
Weil die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktionen sind gleich, die Bildungsgeschwindigkeit der Substanzen ist gleich der Geschwindigkeit ihres Verbrauchs und der Strom Konzentrationen von Stoffen ändern sich nicht . Solche Konzentrationen werden genannt ausgewogen .
Beachte das im Gleichgewicht sowohl Vorwärts- als auch Rückwärtsreaktionen, das heißt, die Reaktanten interagieren miteinander, aber auch die Produkte interagieren mit der gleichen Geschwindigkeit. Gleichzeitig können externe Faktoren Einfluss nehmen Schicht chemisches Gleichgewicht in die eine oder andere Richtung. Daher wird das chemische Gleichgewicht als mobil oder dynamisch bezeichnet.
Die Forschung auf dem Gebiet des beweglichen Gleichgewichts begann im 19. Jahrhundert. In den Schriften von Henri Le Chatelier wurden die Grundlagen der Theorie gelegt, die später vom Wissenschaftler Karl Brown verallgemeinert wurden. Das Prinzip des beweglichen Gleichgewichts oder das Prinzip von Le Chatelier-Brown besagt:
Wenn ein System im Gleichgewicht ist externer Faktor, die irgendwelche Gleichgewichtsbedingungen verändert, werden Prozesse im System intensiviert, die darauf abzielen, äußere Einflüsse zu kompensieren.
Mit anderen Worten: Bei einer äußeren Beeinflussung des Systems verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass diese äußere Beeinflussung kompensiert wird.
Dieses sehr wichtige Prinzip funktioniert bei allen Gleichgewichtsphänomenen (nicht nur bei chemischen Reaktionen). Wir werden es jedoch jetzt in Bezug auf chemische Wechselwirkungen betrachten. Bei chemischen Reaktionen führen äußere Einwirkungen zu einer Veränderung der Gleichgewichtskonzentrationen von Stoffen.
Drei Hauptfaktoren können chemische Reaktionen im Gleichgewicht beeinflussen: Temperatur, Druck und Konzentrationen von Reaktanten oder Produkten.
1. Wie Sie wissen, gehen chemische Reaktionen mit einem thermischen Effekt einher. Wenn die direkte Reaktion unter Abgabe von Wärme (exotherm oder + Q) verläuft, verläuft die Rückreaktion unter Wärmeaufnahme (endotherm oder -Q) und umgekehrt. Wenn Sie erhöhen Temperatur im System verschiebt sich das Gleichgewicht, um diesen Anstieg zu kompensieren. Es ist logisch, dass bei einer exothermen Reaktion die Temperaturerhöhung nicht kompensiert werden kann. Mit steigender Temperatur verschiebt sich also das Gleichgewicht im System in Richtung Wärmeaufnahme, d.h. gegenüber endothermen Reaktionen (-Q); mit abnehmender Temperatur - in Richtung einer exothermen Reaktion (+ Q).
2. Bei Gleichgewichtsreaktionen, wenn sich mindestens einer der Stoffe in der Gasphase befindet, wird auch das Gleichgewicht durch die Änderung erheblich beeinflusst Druck im System. Wenn der Druck erhöht wird, versucht das chemische System diesen Effekt zu kompensieren und erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit, bei der die Menge an gasförmigen Stoffen abnimmt. Wenn der Druck verringert wird, erhöht das System die Reaktionsgeschwindigkeit, bei der mehr Moleküle gasförmiger Substanzen gebildet werden. Also: Mit zunehmendem Druck verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung einer Abnahme der Anzahl von Gasmolekülen, mit einer Abnahme des Drucks - in Richtung einer Zunahme der Anzahl von Gasmolekülen.
Beachten Sie! Systeme mit gleicher Molekülzahl von Eduktgasen und Produkten werden vom Druck nicht beeinflusst! Auch eine Druckänderung wirkt sich praktisch nicht auf das Gleichgewicht in Lösungen aus, d.h. bei Reaktionen ohne Gase.
3. Auch das Gleichgewicht in chemischen Systemen wird durch die Veränderung beeinflusst Konzentration Reaktanten und Produkte. Wenn die Konzentration der Reaktanten zunimmt, versucht das System, sie zu verbrauchen und erhöht die Geschwindigkeit der Hinreaktion. Mit abnehmender Konzentration der Reagenzien versucht das System, sie anzusammeln, und die Geschwindigkeit der Rückreaktion nimmt zu. Mit zunehmender Konzentration von Produkten versucht das System auch diese zu verbrauchen und erhöht die Geschwindigkeit der Rückreaktion. Mit abnehmender Produktkonzentration erhöht das chemische System die Bildungsgeschwindigkeit, d.h. die Geschwindigkeit der Hinreaktion.
Wenn in einem chemischen System die Geschwindigkeit der Hinreaktion nimmt zu Rechts , hin zur Produktbildung Und Reagenzienverbrauch . Wenn die Geschwindigkeit der Rückreaktion nimmt zu, sagen wir, dass sich das Gleichgewicht verschoben hat Nach links , in Richtung Nahrungsaufnahme Und Erhöhung der Konzentration von Reagenzien .
Zum Beispiel, in der Ammoniaksynthesereaktion:
N2 + 3H2 \u003d 2NH3 + Q
eine Druckerhöhung führt zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit, bei der weniger Gasmoleküle gebildet werden, d.h. direkte Reaktion (die Anzahl der Reaktionsgasmoleküle beträgt 4, die Anzahl der Gasmoleküle in den Produkten beträgt 2). Mit zunehmendem Druck verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts, hin zu den Produkten. Bei Anstieg der Temperatur das Gleichgewicht wird sich verschieben hin zu einer endothermen Reaktion, d.h. nach links, zu den Reagenzien. Eine Erhöhung der Konzentration von Stickstoff oder Wasserstoff verschiebt das Gleichgewicht in Richtung ihres Verbrauchs, d.h. nach rechts, zu den Produkten.
Katalysator hat keinen Einfluss auf das Gleichgewicht, weil beschleunigt sowohl die Vorwärts- als auch die Rückwärtsreaktion.
Einer von die wichtigsten Eigenschaften Bei einer chemischen Reaktion handelt es sich um die Umwandlungstiefe (Grad), die angibt, wie stark die Ausgangsstoffe in Reaktionsprodukte umgewandelt werden. Je größer er ist, desto wirtschaftlicher kann das Verfahren durchgeführt werden. Die Umwandlungstiefe hängt unter anderem von der Reversibilität der Reaktion ab.
reversibel Reaktionen , im Gegensatz zu irreversibel, fahren Sie nicht bis zum Ende fort: Keiner der Reaktanten wird vollständig verbraucht. Gleichzeitig treten die Reaktionsprodukte in Wechselwirkung mit der Bildung von Ausgangsstoffen.
Betrachten Sie Beispiele:
1) Gleiche Volumina an gasförmigem Jod und Wasserstoff werden bei einer bestimmten Temperatur in ein geschlossenes Gefäß eingeführt. Wenn die Stöße der Moleküle dieser Substanzen in der gewünschten Orientierung und mit ausreichender Energie erfolgen, können die chemischen Bindungen unter Bildung einer Zwischenverbindung (eines aktivierten Komplexes, siehe Abschnitt 1.3.1) umgeordnet werden. Eine weitere Umordnung von Bindungen kann zur Zersetzung der Zwischenverbindung in zwei Moleküle Jodwasserstoff führen. Reaktionsgleichung:
H 2 + I 2 ® 2HI
Aber die Moleküle von Jodwasserstoff werden auch zufällig mit Molekülen von Wasserstoff, Jod und untereinander kollidieren. Wenn HI-Moleküle kollidieren, hindert nichts die Bildung einer Zwischenverbindung, die dann in Jod und Wasserstoff zerfallen kann. Dieser Vorgang wird durch die Gleichung ausgedrückt:
2HI ® H 2 + I 2
Somit werden in diesem System zwei Reaktionen gleichzeitig ablaufen - die Bildung von Jodwasserstoff und seine Zersetzung. Sie können durch eine allgemeine Gleichung ausgedrückt werden
H 2 + I 2 "2HI
Die Reversibilität des Vorgangs wird durch das Zeichen „.
Die Reaktion, die in diesem Fall auf die Bildung von Jodwasserstoff gerichtet ist, wird als direkt und das Gegenteil als umgekehrt bezeichnet.
2) Wenn wir zwei Mol Schwefeldioxid mit einem Mol Sauerstoff mischen, Bedingungen im System schaffen, die für das Fortschreiten der Reaktion günstig sind, und nach Ablauf der Zeit das Gasgemisch analysieren, werden die Ergebnisse zeigen, dass das System dies tut enthalten sowohl SO 3 - das Reaktionsprodukt als auch die Ausgangsstoffe - SO 2 und O 2. Wenn Schwefeloxid (+6) denselben Bedingungen wie die Ausgangssubstanz ausgesetzt wird, kann man feststellen, dass sich ein Teil davon in Sauerstoff und Schwefeloxid (+4) zersetzt, und das endgültige Verhältnis zwischen den Mengen aller drei Substanzen sind die gleichen wie wenn man von einer Mischung aus Schwefeldioxid und Sauerstoff ausgeht.
Somit ist auch die Wechselwirkung von Schwefeldioxid mit Sauerstoff eines der Beispiele einer reversiblen chemischen Reaktion und wird durch die Gleichung ausgedrückt
2SO 2 + O 2 "2SO 3
3) Die Wechselwirkung von Eisen mit Salzsäure verläuft nach der Gleichung:
Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2
Mit genügend Salzsäure ist die Reaktion beendet, wenn
Das ganze Eisen ist verbraucht. Wenn Sie außerdem versuchen, diese Reaktion in die entgegengesetzte Richtung durchzuführen - Wasserstoff durch eine Lösung aus Eisenchlorid zu leiten, funktionieren metallisches Eisen und Salzsäure nicht - diese Reaktion kann nicht in die entgegengesetzte Richtung verlaufen. Somit ist die Wechselwirkung von Eisen mit Salzsäure eine irreversible Reaktion.
Allerdings ist zu bedenken, dass theoretisch jeder irreversible Vorgang unter bestimmten Bedingungen als reversibel dargestellt werden kann, d.h. Grundsätzlich können alle Reaktionen als reversibel angesehen werden. Aber sehr oft überwiegt eindeutig eine der Reaktionen. Dies geschieht in den Fällen, in denen die Wechselwirkungsprodukte aus der Reaktionssphäre entfernt werden: ein Niederschlag fällt aus, ein Gas wird freigesetzt, bei Ionenaustauschreaktionen werden praktisch nicht dissoziierende Produkte gebildet; oder wenn durch einen deutlichen Überschuss an Ausgangsstoffen der gegenteilige Prozess praktisch unterdrückt wird. Der natürliche oder künstliche Ausschluss der Möglichkeit einer Rückreaktion ermöglicht es Ihnen also, den Prozess fast bis zum Ende zu bringen.
Beispiele für solche Reaktionen sind die Wechselwirkung von Natriumchlorid mit Silbernitrat in Lösung
NaCl + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,
Kupferbromid mit Ammoniak
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
Neutralisation von Salzsäure mit Natronlauge
HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.
Dies sind alles nur Beispiele praktisch irreversible Prozesse, da Silberchlorid etwas löslich und das Komplexkation 2+ nicht absolut stabil ist und Wasser, wenn auch in äußerst geringem Maße, dissoziiert.
