αναστρεψιμότητα των χημικών αντιδράσεων. Χημική ισορροπία
Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις. χημική ισορροπία. Μετατόπιση ισορροπίας υπό την επίδραση διαφόρων παραγόντων
Χημική ισορροπία
Οι χημικές αντιδράσεις που προχωρούν προς την ίδια κατεύθυνση ονομάζονται μη αναστρεψιμο.
Οι περισσότερες χημικές διεργασίες είναι αναστρεπτός. Αυτό σημαίνει ότι κάτω από τις ίδιες συνθήκες, συμβαίνουν τόσο μπροστινές όσο και αντίστροφες αντιδράσεις (ειδικά αν μιλαμεγια κλειστά συστήματα).
Για παράδειγμα:
α) αντίδραση
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
σε ένα ανοιχτό σύστημα είναι μη αναστρέψιμο.
β) την ίδια αντίδραση
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
σε ένα κλειστό σύστημα είναι αναστρέψιμη.
Ας εξετάσουμε λεπτομερέστερα τις διεργασίες που συμβαίνουν κατά τη διάρκεια αναστρέψιμων αντιδράσεων, για παράδειγμα, για μια υπό όρους αντίδραση:
Με βάση το νόμο της δράσης της μάζας, ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Δεδομένου ότι οι συγκεντρώσεις των ουσιών $A$ και $B$ μειώνονται με το χρόνο, ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης επίσης μειώνεται.
Η εμφάνιση προϊόντων αντίδρασης σημαίνει την πιθανότητα μιας αντίστροφης αντίδρασης και με την πάροδο του χρόνου, οι συγκεντρώσεις των ουσιών $C$ και $D$ αυξάνονται, πράγμα που σημαίνει ότι ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται επίσης:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Αργά ή γρήγορα, θα επιτευχθεί μια κατάσταση στην οποία οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων θα γίνουν ίσοι
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Η κατάσταση ενός συστήματος στο οποίο ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης ονομάζεται χημική ισορροπία.
Στην περίπτωση αυτή, οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων και των προϊόντων αντίδρασης παραμένουν αμετάβλητες. Καλούνται συγκεντρώσεις ισορροπίας. Σε μακροοικονομικό επίπεδο, φαίνεται ότι σε γενικές γραμμές δεν αλλάζει τίποτα. Αλλά στην πραγματικότητα, τόσο οι άμεσες όσο και οι αντίστροφες διαδικασίες συνεχίζονται, αλλά με την ίδια ταχύτητα. Επομένως, αυτή η ισορροπία στο σύστημα ονομάζεται κινητόΚαι δυναμικός.
Σταθερά ισορροπίας
Ας υποδηλώσουμε τις συγκεντρώσεις ισορροπίας των ουσιών $[A], [B], [C], [D]$.
Τότε αφού $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1) [A]^(α) [B]^(β)=k_(2) [C]^ (γ) [ D]^(δ)$, από όπου
$([C]^(γ) [D]^(δ))/([A]^(α) [B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(ίσο) $
όπου $γ, δ, α, β$ είναι οι εκθέτες ίσοι με τους συντελεστές της αναστρέψιμης αντίδρασης. $K_(ίσο)$ είναι η σταθερά χημικής ισορροπίας.
Η έκφραση που προκύπτει περιγράφει ποσοτικά την κατάσταση ισορροπίας και είναι μια μαθηματική έκφραση του νόμου της δράσης της μάζας για συστήματα ισορροπίας.
Σε μια σταθερή θερμοκρασία, η σταθερά ισορροπίας είναι μια σταθερή τιμή για μια δεδομένη αναστρέψιμη αντίδραση. Δείχνει την αναλογία μεταξύ των συγκεντρώσεων των προϊόντων της αντίδρασης (αριθμητής) και των πρώτων υλών (παρονομαστής), η οποία βρίσκεται σε ισορροπία.
Οι σταθερές ισορροπίας υπολογίζονται από πειραματικά δεδομένα προσδιορίζοντας τις συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών ουσιών και προϊόντων αντίδρασης σε μια ορισμένη θερμοκρασία.
Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας χαρακτηρίζει την απόδοση των προϊόντων αντίδρασης, την πληρότητα της πορείας της. Αν $K_(ίσο) >> λαμβάνεται 1$, αυτό σημαίνει ότι σε ισορροπία $[C]^(γ) [D]^(δ) >> [A]^(α) [B]^(β)$ δηλ. οι συγκεντρώσεις των προϊόντων αντίδρασης υπερισχύουν των συγκεντρώσεων των αρχικών ουσιών και η απόδοση των προϊόντων αντίδρασης είναι μεγάλη.
Για $K_(ίσο)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
σταθερά ισορροπίας
$K_(ίσο)=( )/( )$
στα $20°С$ έχει αξία 0,28$ (δηλαδή λιγότερο από $1$). Αυτό σημαίνει ότι ένα σημαντικό μέρος του εστέρα δεν υδρολύθηκε.
Στην περίπτωση ετερογενών αντιδράσεων, η έκφραση της σταθεράς ισορροπίας περιλαμβάνει τις συγκεντρώσεις μόνο εκείνων των ουσιών που βρίσκονται στην αέρια ή υγρή φάση. Για παράδειγμα, για την αντίδραση
η σταθερά ισορροπίας εκφράζεται ως εξής:
$K_(ίσο)=(^2)/()$
Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και τη θερμοκρασία.
Η σταθερά δεν εξαρτάται από την παρουσία ενός καταλύτη, καθώς αλλάζει την ενέργεια ενεργοποίησης τόσο της μπροστινής όσο και της αντίστροφης αντίδρασης κατά το ίδιο ποσό. Ο καταλύτης μπορεί μόνο να επιταχύνει την έναρξη της ισορροπίας χωρίς να επηρεάσει την τιμή της σταθεράς ισορροπίας.
Μετατόπιση ισορροπίας υπό την επίδραση διαφόρων παραγόντων
Η κατάσταση ισορροπίας διατηρείται για αυθαίρετα μεγάλο χρονικό διάστημα υπό σταθερές εξωτερικές συνθήκες: θερμοκρασία, συγκέντρωση αρχικών ουσιών, πίεση (εάν εμπλέκονται ή σχηματίζονται αέρια στην αντίδραση).
Με την αλλαγή αυτών των συνθηκών, είναι δυνατή η μεταφορά του συστήματος από τη μια κατάσταση ισορροπίας στην άλλη, που αντιστοιχεί στις νέες συνθήκες. Μια τέτοια μετάβαση ονομάζεται μετατόπισηή αλλαγή ισορροπίας.
Εξετάστε διαφορετικούς τρόπους για να μετατοπίσετε την ισορροπία χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης της αλληλεπίδρασης αζώτου και υδρογόνου με το σχηματισμό αμμωνίας:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(ίσο)=(^2)/( ^3)$
Η επίδραση της αλλαγής της συγκέντρωσης των ουσιών
Όταν στο μίγμα της αντίδρασης προστίθενται άζωτο $N_2$ και υδρογόνο $H_2$, η συγκέντρωση αυτών των αερίων αυξάνεται, πράγμα που σημαίνει ότι αυξάνεται ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης. Η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά, προς το προϊόν της αντίδρασης, δηλ. προς την αμμωνία $NH_3$.
Το ίδιο συμπέρασμα μπορεί να εξαχθεί αναλύοντας την έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας. Με την αύξηση της συγκέντρωσης αζώτου και υδρογόνου, ο παρονομαστής αυξάνεται και επειδή το $K_(ίσο)$ είναι σταθερή τιμή, ο αριθμητής πρέπει να αυξηθεί. Έτσι, η ποσότητα του προϊόντος αντίδρασης $NH_3$ θα αυξηθεί στο μίγμα της αντίδρασης.
Μια αύξηση στη συγκέντρωση του προϊόντος αντίδρασης αμμωνίας $NH_3$ θα μετατοπίσει την ισορροπία προς τα αριστερά, προς το σχηματισμό των αρχικών ουσιών. Αυτό το συμπέρασμα μπορεί να εξαχθεί με βάση παρόμοια συλλογιστική.
Επίδραση αλλαγής πίεσης
Μια αλλαγή στην πίεση επηρεάζει μόνο εκείνα τα συστήματα όπου τουλάχιστον μία από τις ουσίες βρίσκεται σε αέρια κατάσταση. Καθώς η πίεση αυξάνεται, ο όγκος των αερίων μειώνεται, πράγμα που σημαίνει ότι αυξάνεται η συγκέντρωσή τους.
Ας υποθέσουμε ότι η πίεση σε ένα κλειστό σύστημα αυξάνεται, για παράδειγμα, κατά $2 $ φορές. Αυτό σημαίνει ότι οι συγκεντρώσεις όλων των αερίων ουσιών ($N_2, H_2, NH_3$) στην αντίδραση που εξετάζουμε θα αυξηθούν κατά $2$ φορές. Σε αυτήν την περίπτωση, ο αριθμητής στην έκφραση για $K_(equal)$ θα αυξηθεί κατά 4 φορές και ο παρονομαστής - κατά $16$ φορές, δηλ. η ισορροπία θα διαταραχθεί. Για να αποκατασταθεί, πρέπει να αυξηθεί η συγκέντρωση της αμμωνίας και να μειωθούν οι συγκεντρώσεις αζώτου και υδρογόνου. Η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά. Μια αλλαγή στην πίεση δεν έχει πρακτικά καμία επίδραση στον όγκο των υγρών και στερεών σωμάτων, δηλ. δεν αλλάζει τη συγκέντρωσή τους. Επομένως, η κατάσταση χημικής ισορροπίας των αντιδράσεων στις οποίες δεν συμμετέχουν αέρια είναι ανεξάρτητη από την πίεση.
Επίδραση της αλλαγής θερμοκρασίας
Με την αύξηση της θερμοκρασίας, όπως γνωρίζετε, οι ρυθμοί όλων των αντιδράσεων (εξω- και ενδόθερμων) αυξάνονται. Επιπλέον, μια αύξηση της θερμοκρασίας έχει μεγαλύτερη επίδραση στον ρυθμό εκείνων των αντιδράσεων που έχουν μεγάλη ενέργεια ενεργοποίησης, και ως εκ τούτου, στις ενδόθερμες.
Έτσι, η ταχύτητα της αντίστροφης αντίδρασης (ενδόθερμη στο παράδειγμά μας) αυξάνεται περισσότερο από την ταχύτητα της προς τα εμπρός αντίδρασης. Η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τη διαδικασία, συνοδευόμενη από την απορρόφηση ενέργειας.
Η κατεύθυνση της μετατόπισης της ισορροπίας μπορεί να προβλεφθεί χρησιμοποιώντας την αρχή του Le Chatelier (1884):
Εάν ασκηθεί εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα σε ισορροπία (συγκέντρωση, πίεση, μεταβολές θερμοκρασίας), τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση που εξασθενεί αυτή την επιρροή.
Ας βγάλουμε συμπεράσματα:
- Με την αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων, η χημική ισορροπία του συστήματος μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης.
- με την αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων αντίδρασης, η χημική ισορροπία του συστήματος μετατοπίζεται προς το σχηματισμό αρχικών ουσιών.
- Με την αύξηση της πίεσης, η χημική ισορροπία του συστήματος μετατοπίζεται προς την αντίδραση στην οποία ο όγκος των αερίων ουσιών που σχηματίζονται είναι μικρότερος.
- Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η χημική ισορροπία του συστήματος μετατοπίζεται προς μια ενδόθερμη αντίδραση.
- όταν η θερμοκρασία πέφτει - προς την κατεύθυνση της εξώθερμης διαδικασίας.
Η αρχή Le Chatelier εφαρμόζεται όχι μόνο σε χημικές αντιδράσεις, αλλά και σε πολλές άλλες διεργασίες: εξάτμιση, συμπύκνωση, τήξη, κρυστάλλωση κ.λπ. Στην παραγωγή των πιο σημαντικών χημικών προϊόντων, η αρχή Le Chatelier και οι υπολογισμοί που προκύπτουν από το νόμο του Η μαζική δράση καθιστά δυνατή την εύρεση τέτοιων συνθηκών για τη διεξαγωγή χημικών διεργασιών που παρέχουν τη μέγιστη απόδοση της επιθυμητής ουσίας.
επανεκπαίδευση των εκπαιδευτικών.
Τμήμα Φυσικών Επιστημών
Θέμα: «Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις.
χημική ισορροπία. Η αρχή του Le Chatelier.
Οι εργασίες ολοκληρώθηκαν:
Ομάδα ακροατών X - 1
καθηγητής χημείας, γυμνάσιο №6
Ντιμιτρόβγκραντ
Περιφέρεια Ουλιάνοφσκ
Lepikhova Tatyana Vasilievna
Επιστημονικός Σύμβουλος:
επικεφαλής του τμήματος
Φυσικές Επιστήμες
Αχμέτοφ Μαράτ Ανβάροβιτς
Ουλιάνοφσκ 2009
Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις.
χημική ισορροπία.
Η αρχή του Le Chatelier.
Στόχος της εργασίας: 1) Η μελέτη των χαρακτηριστικών και των προτύπων της πορείας των χημικών αντιδράσεων, ως συνέχεια του σχηματισμού ιδεών για διάφορους τύπους χημικών αντιδράσεων με βάση την αναστρεψιμότητα.
2) Γενίκευση και συγκεκριμενοποίηση της γνώσης σχετικά με τους νόμους των χημικών αντιδράσεων, ο σχηματισμός δεξιοτήτων και ικανοτήτων προσδιορισμού, επεξήγησης των χαρακτηριστικών και των συνθηκών που προκύπτουν απαραίτητες για την εμφάνιση μιας συγκεκριμένης αντίδρασης. 3) Να επεκτείνετε και να εμβαθύνετε τις γνώσεις σχετικά με την ποικιλία των χημικών διεργασιών, να διδάξετε στους μαθητές να συγκρίνουν, να αναλύουν, να εξηγούν, να εξάγουν συμπεράσματα και γενικεύσεις. 4) Θεωρήστε αυτό το τμήμα της χημικής επιστήμης ως το πιο σημαντικό στην εφαρμοσμένη πτυχή και εξετάστε την έννοια της χημικής ισορροπίας ως μια ιδιαίτερη περίπτωση ενός ενιαίου νόμου της φυσικής ισορροπίας, της επιθυμίας για αντιστάθμιση, της σταθερότητας της ισορροπίας σε ενότητα με την κύρια μορφή της ύπαρξης ύλης, κίνησης, δυναμικής.
Καθήκοντα.
Εξετάστε το θέμα: «Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις» στο συγκεκριμένα παραδείγματα, χρησιμοποιώντας προηγούμενες ιδέες για τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων.
Συνεχίστε να μελετάτε τα χαρακτηριστικά των αναστρέψιμων χημικών αντιδράσεων και τον σχηματισμό ιδεών για τη χημική ισορροπία ως δυναμική κατάσταση ενός αντιδρώντος συστήματος.
Να μελετήσει τις αρχές της μεταβαλλόμενης χημικής ισορροπίας και να διδάξει στους μαθητές να προσδιορίζουν τις συνθήκες μετατόπισης της χημικής ισορροπίας.
Να δώσει στους μαθητές μια ιδέα για τη σημασία αυτού του θέματος όχι μόνο για τη χημική παραγωγή, αλλά και για την κανονική λειτουργία ενός ζωντανού οργανισμού και της φύσης στο σύνολό της.
Εισαγωγή
Στη φύση, στους οργανισμούς των ζωντανών όντων, στη διαδικασία της ανθρώπινης φυσιολογικής δραστηριότητας, στις ενέργειές του για τη δημιουργία συνθηκών διαφορετικά επίπεδα: νοικοκυριό, άμυνα, βιομηχανική, τεχνική, περιβαλλοντική και άλλα - εμφανίζονται ή πραγματοποιούνται χιλιάδες, εκατομμύρια εντελώς διαφορετικές αντιδράσεις, οι οποίες μπορούν να θεωρηθούν από διαφορετικά σημείαόραμα και ταξινόμηση. Θα εξετάσουμε τις χημικές αντιδράσεις ως προς την αναστρεψιμότητα και τη μη αναστρέψιμότητά τους.
Είναι δύσκολο να υπερεκτιμηθεί η σημασία αυτών των εννοιών: όσο υπάρχει ένας σκεπτόμενος άνθρωπος, η ανθρώπινη σκέψη για την αναστρεψιμότητα και το μη αναστρέψιμο των διεργασιών που συμβαίνουν στο σώμα του χτυπά εξίσου, αιώνιο πρόβλημαγια την παράταση της ανθρώπινης ζωής, το πρόβλημα της μη αναστρέψιμης των συνεπειών της ζωής του, την απερίσκεπτη στάση απέναντι στη φύση.
Θέλω να εξετάσω την έννοια της αναστρεψιμότητας και της μη αναστρεψιμότητας των χημικών αντιδράσεων, την έννοια της χημικής ισορροπίας και τις συνθήκες για τη μετατόπισή της σε μια «χρήσιμη» κατεύθυνση. Παρουσιάζω θεωρητική βάσημε επακόλουθη επαλήθευση, αυτοεξέταση γνώσεων σχετικά με αυτό το θέμα, χρησιμοποιώντας δοκιμές διαφόρων τυπολογιών. Υποθέτω ότι «έχοντας πάει το δρόμο» από το απλό στο περισσότερο δύσκολα καθήκοντα, οι μαθητές θα έχουν ξεκάθαρη, καλή γνώση όχι μόνο πάνω σε αυτό το θέμα, αλλά θα εμβαθύνουν και τις γνώσεις τους στη χημεία.
Οι χημικές αντιδράσεις είναι φαινόμενα στα οποία μια (ή μια) ουσία μετατρέπεται σε άλλη, απόδειξη αυτού είναι ορατές και αόρατες αλλαγές. Ορατό: αλλαγές στο χρώμα, την οσμή, τη γεύση, την κατακρήμνιση, την αλλαγή στο χρώμα του δείκτη, την απορρόφηση και την απελευθέρωση θερμότητας. Αόρατο: Αλλαγή στη σύνθεση μιας ουσίας που μπορεί να προσδιοριστεί χρησιμοποιώντας ποιοτικές και αναλυτικές αντιδράσεις. Όλες αυτές οι αντιδράσεις μπορούν να χωριστούν σε δύο τύπους: αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις.
μη αναστρέψιμες αντιδράσεις. Οι αντιδράσεις που εξελίσσονται προς μία μόνο κατεύθυνση και τελειώνουν με την πλήρη μετατροπή των αρχικών αντιδρώντων σε τελικές ουσίες ονομάζονται μη αναστρέψιμες.
Ένα παράδειγμα τέτοιας αντίδρασης είναι η αποσύνθεση του χλωρικού καλίου (άλας μπερτολέ) όταν θερμαίνεται:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Η αντίδραση θα σταματήσει όταν όλο το χλωρικό κάλιο έχει μετατραπεί σε χλωριούχο κάλιο και οξυγόνο. Δεν υπάρχουν πολλές μη αναστρέψιμες αντιδράσεις.
Εάν στραγγιστούν όξινα και αλκαλικά διαλύματα, σχηματίζεται αλάτι και νερό, για παράδειγμα,
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O, και εάν οι ουσίες ελήφθησαν στις σωστές αναλογίες, το διάλυμα έχει ουδέτερη αντίδραση και δεν παραμένουν καν ίχνη υδροχλωρικού οξέος και υδροξειδίου του νατρίου σε αυτό. Εάν προσπαθήσετε να πραγματοποιήσετε μια αντίδραση σε διάλυμα μεταξύ των σχηματιζόμενων ουσιών - χλωριούχου νατρίου και νερού, τότε δεν θα βρεθούν αλλαγές. Σε τέτοιες περιπτώσεις, λέγεται ότι η αντίδραση ενός οξέος με ένα αλκάλιο είναι μη αναστρέψιμη, δηλ. δεν υπάρχει καμία αντίδραση πίσω. Πολλές αντιδράσεις είναι πρακτικά μη αναστρέψιμες σε θερμοκρασία δωματίου, για παράδειγμα,
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O, κ.λπ.
αναστρέψιμες αντιδράσεις. Οι αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι αυτές που προχωρούν ταυτόχρονα σε δύο αμοιβαία αντίθετες κατευθύνσεις.
Οι περισσότερες αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες. Στις εξισώσεις των αναστρέψιμων αντιδράσεων, δύο βέλη που δείχνουν σε αντίθετες κατευθύνσεις τοποθετούνται μεταξύ του αριστερού και του δεξιού μέρους. Ένα παράδειγμα τέτοιας αντίδρασης είναι η σύνθεση αμμωνίας από υδρογόνο και άζωτο:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
Στη μηχανική, οι αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι γενικά δυσμενείς. Επομένως, διάφορες μέθοδοι (μεταβολές θερμοκρασίας, πίεσης κ.λπ.) τις καθιστούν πρακτικά μη αναστρέψιμες.
Μη αναστρέψιμες είναι τέτοιες αντιδράσεις, κατά τη διάρκεια των οποίων:
1) τα προκύπτοντα προϊόντα εγκαταλείπουν τη σφαίρα αντίδρασης - καθιζάνουν με τη μορφή ιζήματος, απελευθερώνονται με τη μορφή αερίου, για παράδειγμα
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSO 4 ↓ + 2НCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) σχηματίζεται μια ελαφρώς διαχωρισμένη ένωση, για παράδειγμα νερό:
Hcl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl
3) η αντίδραση συνοδεύεται από μεγάλη απελευθέρωση ενέργειας, για παράδειγμα, την καύση μαγνησίου
Mg + 1 / 2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
Στις εξισώσεις των μη αναστρέψιμων αντιδράσεων, ένα σύμβολο ίσου ή ένα βέλος τοποθετείται μεταξύ του αριστερού και του δεξιού μέρους.
Πολλές αντιδράσεις είναι ήδη αναστρέψιμες υπό συνήθεις συνθήκες, πράγμα που σημαίνει ότι η αντίστροφη αντίδραση προχωρά σε αξιοσημείωτο βαθμό. Για παράδειγμα, εάν προσπαθήσετε να εξουδετερώσετε με αλκάλιο ένα υδατικό διάλυμα ενός πολύ ασθενούς υποχλωριώδους οξέος, αποδεικνύεται ότι η αντίδραση εξουδετέρωσης δεν φτάνει στο τέλος και το διάλυμα έχει ένα έντονα αλκαλικό περιβάλλον. Αυτό σημαίνει ότι η αντίδραση HClO + NaOH NaClO + H 2 O είναι αναστρέψιμη, δηλ. τα προϊόντα αυτής της αντίδρασης, αντιδρώντας μεταξύ τους, περνούν εν μέρει στις αρχικές ενώσεις. Ως αποτέλεσμα, το διάλυμα έχει μια αλκαλική αντίδραση. Η αντίδραση σχηματισμού εστέρων είναι αναστρέψιμη (η αντίστροφη αντίδραση ονομάζεται σαπωνοποίηση): RCOOH + R "OH RCOOR" + H 2 O, πολλές άλλες διεργασίες.
Όπως πολλές άλλες έννοιες στη χημεία, η έννοια της αναστρεψιμότητας είναι σε μεγάλο βαθμό αυθαίρετη. Συνήθως, μια αντίδραση θεωρείται μη αναστρέψιμη, μετά την οποία οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών είναι τόσο χαμηλές που δεν μπορούν να ανιχνευθούν (φυσικά, αυτό εξαρτάται από την ευαισθησία των μεθόδων ανάλυσης). Όταν αλλάζουν οι εξωτερικές συνθήκες (κυρίως θερμοκρασία και πίεση), μια μη αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να γίνει αναστρέψιμη και το αντίστροφο. Έτσι, σε ατμοσφαιρική πίεση και θερμοκρασίες κάτω από 1000 ° C, η αντίδραση 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O μπορεί ακόμα να θεωρηθεί μη αναστρέψιμη, ενώ σε θερμοκρασία 2500 ° C και άνω, το νερό διασπάται σε υδρογόνο και οξυγόνο κατά περίπου 4 %, και σε θερμοκρασία 3000 ° C - ήδη κατά 20%.
Στα τέλη του 19ου αιώνα Ο Γερμανός φυσικοχημικός Max Bodenstein (1871–1942) μελέτησε λεπτομερώς τις διαδικασίες σχηματισμού και θερμικής διάστασης του υδροϊωδίου: H 2 + I 2 2HI. Αλλάζοντας τη θερμοκρασία, μπορούσε να επιτύχει μια κυρίαρχη ροή μόνο της προς τα εμπρός ή μόνο της αντίστροφης αντίδρασης, αλλά στη γενική περίπτωση και οι δύο αντιδράσεις πήγαιναν ταυτόχρονα σε αντίθετες κατευθύνσεις. Υπάρχουν πολλά τέτοια παραδείγματα. Ένα από τα πιο διάσημα είναι η αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας 3H 2 + N 2 2NH 3; πολλές άλλες αντιδράσεις είναι επίσης αναστρέψιμες, για παράδειγμα, η οξείδωση του διοξειδίου του θείου 2SO 2 + O 2 2SO 3 , οι αντιδράσεις οργανικών οξέων με αλκοόλες κ.λπ.
Μια αντίδραση ονομάζεται αναστρέψιμη εάν η κατεύθυνση της εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση. Για παράδειγμα, στην περίπτωση της ετερογενούς καταλυτικής αντίδρασης N2 + 3H2 = 2NH3 (1), σε χαμηλή συγκέντρωση αμμωνίας σε αέριο νερό και υψηλές συγκεντρώσεις αζώτου και υδρογόνου, σχηματίζεται αμμωνία. Αντίθετα, σε υψηλή συγκέντρωση αμμωνίας, αποσυντίθεται, η αντίδραση πηγαίνει προς την αντίθετη κατεύθυνση. Μετά την ολοκλήρωση μιας αναστρέψιμης αντίδρασης, δηλ. με την επίτευξη χημικής ισορροπίας, το σύστημα περιέχει τόσο τις πρώτες ύλες όσο και τα προϊόντα της αντίδρασης. Η αντίδραση ονομάζεται μη αναστρέψιμη εάν μπορεί να συμβεί μόνο προς μία κατεύθυνση και τελειώνει με την πλήρη μετατροπή των αρχικών ουσιών σε προϊόντα. ένα παράδειγμα είναι η αποσύνθεση εκρηκτικών. Η ίδια αντίδραση, ανάλογα με τις συνθήκες (θερμοκρασία, πίεση), μπορεί να είναι ουσιαστικά αναστρέψιμη ή πρακτικά μη αναστρέψιμη. Μια απλή (ενός σταδίου) αναστρέψιμη αντίδραση αποτελείται από δύο στοιχειώδεις αντιδράσεις που συμβαίνουν ταυτόχρονα, οι οποίες διαφέρουν μεταξύ τους μόνο ως προς την κατεύθυνση του χημικού μετασχηματισμού. Η κατεύθυνση της τελικής αντίδρασης που είναι προσβάσιμη για άμεση παρατήρηση καθορίζεται από το ποια από αυτές τις αμοιβαίες αντιδράσεις έχει μεγαλύτερη ταχύτητα. Για παράδειγμα, η απλή αντίδραση N2O4 Û 2NO2 (2) αποτελείται από τις στοιχειώδεις αντιδράσεις N2O4?2NO2 και 2NO2?N2O4. M. I. Tyomkin.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ.
Χημική ισορροπία- την κατάσταση του συστήματος στην οποία ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης (V 1) είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης (V 2). Σε χημική ισορροπία, οι συγκεντρώσεις των ουσιών παραμένουν αμετάβλητες. Η χημική ισορροπία έχει δυναμικό χαρακτήρα: οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις δεν σταματούν στην ισορροπία.
Η κατάσταση της χημικής ισορροπίας χαρακτηρίζεται ποσοτικά από τη σταθερά ισορροπίας, η οποία είναι η αναλογία των σταθερών της άμεσης (K 1) και της αντίστροφης (K 2) αντιδράσεων.
Για την αντίδραση mA + nB pC + dD, η σταθερά ισορροπίας είναι
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Η σταθερά ισορροπίας εξαρτάται από τη θερμοκρασία και τη φύση των αντιδρώντων. Όσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά ισορροπίας, τόσο περισσότερο η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων άμεσης αντίδρασης. Σε κατάσταση ισορροπίας, τα μόρια δεν παύουν να αντιμετωπίζουν συγκρούσεις και η μεταξύ τους αλληλεπίδραση δεν σταματά, αλλά οι συγκεντρώσεις των ουσιών παραμένουν σταθερές. Αυτές οι συγκεντρώσεις ονομάζονται ισορροπία.
|
Συγκέντρωση ισορροπίας- τη συγκέντρωση μιας ουσίας που συμμετέχει σε μια αναστρέψιμη χημική αντίδραση που έχει φτάσει σε κατάσταση ισορροπίας. |
Η συγκέντρωση ισορροπίας υποδεικνύεται από τον τύπο της ουσίας, σε αγκύλες, για παράδειγμα:
Μεισορροπία (H 2) \u003d ή Rισορροπία (HI) = .
Όπως κάθε άλλη συγκέντρωση, η συγκέντρωση ισορροπίας μετριέται σε moles ανά λίτρο.
Αν είχαμε λάβει άλλες συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών στα παραδείγματα που εξετάσαμε, τότε αφού φτάσαμε σε ισορροπία θα είχαμε λάβει άλλες τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας. Αυτές οι νέες τιμές (που σημειώνονται με αστερίσκους) θα σχετίζονται με τις παλιές ως εξής:
.
Γενικά, για αναστρέψιμη αντίδραση
έναΑ+ σισι ρε D+ φάφά
σε κατάσταση ισορροπίας σε σταθερή θερμοκρασία, παρατηρείται η σχέση
Αυτή η αναλογία ονομάζεται νόμος της μαζικής δράσης, η οποία διατυπώνεται ως εξής:
σε σταθερή θερμοκρασία, η αναλογία του προϊόντος των συγκεντρώσεων ισορροπίας των προϊόντων της αντίδρασης, λαμβανόμενη σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους, προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων ισορροπίας των αρχικών ουσιών, λαμβανόμενη σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους, είναι σταθερή αξία.
Σταθερή τιμή ( ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΜΕ) λέγεται σταθερά ισορροπίαςαυτή η αντίδραση. Ο δείκτης "c" στον προσδιορισμό αυτής της ποσότητας δείχνει ότι χρησιμοποιήθηκαν συγκεντρώσεις για τον υπολογισμό της σταθεράς.
Εάν η σταθερά ισορροπίας είναι μεγάλη, τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα της άμεσης αντίδρασης, εάν είναι μικρή, τότε προς τις πρώτες ύλες. Εάν η σταθερά ισορροπίας είναι πολύ μεγάλη, τότε λένε ότι η αντίδραση " πρακτικά μη αναστρέψιμο,αν η σταθερά ισορροπίας είναι πολύ μικρή, τότε η αντίδραση " πρακτικά δεν λειτουργεί».
Σταθερά ισορροπίας - για κάθε αναστρέψιμη αντίδραση, η τιμή είναι σταθερή μόνο σε σταθερή θερμοκρασία. Για την ίδια αντίδραση σε διαφορετικές θερμοκρασίες, η σταθερά ισορροπίας λαμβάνει διαφορετικές τιμές.
Η παραπάνω έκφραση για το νόμο της δράσης μάζας ισχύει μόνο για αντιδράσεις στις οποίες όλοι οι συμμετέχοντες είναι είτε αέρια είτε διαλυμένες ουσίες. Σε άλλες περιπτώσεις, η εξίσωση για τη σταθερά ισορροπίας αλλάζει κάπως.
Για παράδειγμα, σε μια αναστρέψιμη αντίδραση που εξελίσσεται σε υψηλή θερμοκρασία
C (gr) + CO 2 2CO (g)
εμπλέκεται σκληρός γραφίτης C (gr). Τυπικά, χρησιμοποιώντας το νόμο της δράσης μάζας, γράφουμε μια έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας αυτής της αντίδρασης, δηλώνοντάς την ΠΡΟΣ ΤΗΝ":
Ο στερεός γραφίτης που βρίσκεται στον πυθμένα του αντιδραστήρα αντιδρά μόνο από την επιφάνεια και η «συγκέντρωση» του δεν εξαρτάται από τη μάζα του γραφίτη και είναι σταθερή για οποιαδήποτε αναλογία ουσιών στο μείγμα αερίων.
Πολλαπλασιάστε τη δεξιά και την αριστερή πλευρά της εξίσωσης με αυτήν τη σταθερά:
Η τιμή που προκύπτει είναι η σταθερά ισορροπίας αυτής της αντίδρασης:
Ομοίως, για την ισορροπία μιας άλλης αναστρέψιμης αντίδρασης που συμβαίνει επίσης σε υψηλή θερμοκρασία,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
παίρνουμε τη σταθερά ισορροπίας
ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΜΕ = .
Σε αυτή την περίπτωση, είναι απλώς ίση με τη συγκέντρωση ισορροπίας του διοξειδίου του άνθρακα.
Από μετρολογική άποψη, η σταθερά ισορροπίας δεν είναι ένα ενιαίο φυσικό μέγεθος. Πρόκειται για μια ομάδα μεγεθών με διαφορετικές μονάδες μέτρησης, ανάλογα με την ειδική έκφραση της σταθεράς μέσω των συγκεντρώσεων ισορροπίας. Για παράδειγμα, για την αναστρέψιμη αντίδραση γραφίτη με διοξείδιο του άνθρακα [ κ ντο] = 1 mol/l, η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης θερμικής αποσύνθεσης του ανθρακικού ασβεστίου έχει την ίδια μονάδα μέτρησης και η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης σύνθεσης υδροϊωδίου είναι τιμή αδιάστατη. Γενικά [ κ ντο] = 1 (mol/l) n .
Μετατόπιση στη χημική ισορροπία. Η αρχή του Le Chatelier
Η μεταφορά ενός χημικού συστήματος ισορροπίας από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη ονομάζεται μετατόπιση (μετατόπιση) χημικής ισορροπίας, η οποία πραγματοποιείται με αλλαγή των θερμοδυναμικών παραμέτρων του συστήματος - θερμοκρασία, συγκέντρωση, πίεση. Όταν η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα εμπρός, επιτυγχάνεται αύξηση της απόδοσης των προϊόντων και όταν μετατοπίζεται προς την αντίθετη κατεύθυνση, μείωση στον βαθμό μετατροπής του αντιδραστηρίου. Και τα δύο μπορούν να είναι χρήσιμα στη χημική μηχανική. Δεδομένου ότι σχεδόν όλες οι αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες σε κάποιο βαθμό, προκύπτουν δύο προβλήματα στη βιομηχανία και την εργαστηριακή πρακτική: πώς να ληφθεί το προϊόν μιας "χρήσιμης" αντίδρασης με μέγιστη απόδοση και πώς να μειωθεί η απόδοση των προϊόντων μιας "επιβλαβούς" αντίδρασης. Και στις δύο περιπτώσεις, καθίσταται απαραίτητο να μετατοπιστεί η ισορροπία είτε προς τα προϊόντα της αντίδρασης, είτε προς τα αρχικά υλικά. Για να μάθετε πώς να το κάνετε αυτό, πρέπει να γνωρίζετε τι καθορίζει τη θέση ισορροπίας οποιασδήποτε αναστρέψιμης αντίδρασης.
Η θέση ισορροπίας εξαρτάται από:
1) στην τιμή της σταθεράς ισορροπίας (δηλαδή στη φύση των αντιδρώντων και στη θερμοκρασία),
2) στη συγκέντρωση των ουσιών που εμπλέκονται στην αντίδραση και
3) στην πίεση (για συστήματα αερίου είναι ανάλογο με τις συγκεντρώσεις των ουσιών).
Για μια ποιοτική αξιολόγηση της επίδρασης στη χημική ισορροπία όλων αυτών των πολύ διαφορετικών παραγόντων, χρησιμοποιείται η εγγενώς καθολική Η αρχή του Le Chatelier(Ο Γάλλος φυσικοχημικός και μεταλλουργός Henri Louis Le Chatelier το διατύπωσε το 1884), το οποίο είναι εφαρμόσιμο σε όλα τα συστήματα ισορροπίας, όχι μόνο σε χημικά.
Εάν ένα σύστημα σε ισορροπία ενεργείται από έξω, τότε η ισορροπία στο σύστημα θα μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση στην οποία αυτό το αποτέλεσμα αντισταθμίζεται εν μέρει.
Ως παράδειγμα της επίδρασης στη θέση ισορροπίας των συγκεντρώσεων των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση, εξετάστε την αναστρέψιμη αντίδραση λήψης υδροϊωδίου
H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) .
Σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης σε κατάσταση ισορροπίας
.
Έστω μια ισορροπία σε έναν αντιδραστήρα με όγκο 1 λίτρου σε μια ορισμένη σταθερή θερμοκρασία, στην οποία οι συγκεντρώσεις όλων των συμμετεχόντων στην αντίδραση είναι ίδιες και ίσες με 1 mol/l ( = 1 mol/l, = 1 mol /l = 1 mol/l). Επομένως, σε αυτή τη θερμοκρασία ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΜΕ= 1. Δεδομένου ότι ο όγκος του αντιδραστήρα είναι 1 λίτρο, n(H 2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol και n(HI) = 1 mol. Τη χρονική στιγμή t 1, ας εισάγουμε άλλο 1 mol HI στον αντιδραστήρα, η συγκέντρωσή του θα γίνει ίση με 2 mol/l. Αλλά για να ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΜΕπαρέμεινε σταθερή, οι συγκεντρώσεις υδρογόνου και ιωδίου θα πρέπει να αυξηθούν, και αυτό είναι δυνατό μόνο λόγω της αποσύνθεσης μέρους του υδροϊωδίου σύμφωνα με την εξίσωση
2HI (g) \u003d H 2 (g) + I 2 (g).
Αφήστε τη στιγμή της επίτευξης μιας νέας κατάστασης ισορροπίας t 2 αποσυντεθεί Χ mol HI και, επομένως, επιπλέον 0,5 Χ mol H 2 και I 2 . Νέες συγκεντρώσεις ισορροπίας των συμμετεχόντων στην αντίδραση: = (1 + 0,5 Χ) mol/l; = (1 + 0,5 Χ) mol/l; = (2 - Χ) mol/l. Αντικαθιστώντας τις αριθμητικές τιμές των ποσοτήτων στην έκφραση του νόμου της δράσης μάζας, παίρνουμε την εξίσωση
Οπου Χ= 0,667. Επομένως, = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Ταχύτητα αντίδρασης και ισορροπία.
Έστω ότι υπάρχει μια αναστρέψιμη αντίδραση A + B C + D. Αν υποθέσουμε ότι η μπροστινή και η αντίστροφη αντίδραση λαμβάνουν χώρα σε ένα στάδιο, τότε οι ρυθμοί αυτών των αντιδράσεων θα είναι ευθέως ανάλογοι με τις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων: ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης v 1 = κ 1 [A][B], ταχύτητα αντίστροφης αντίδρασης v 2 = κ 2 [C][D] (οι τετράγωνες αγκύλες υποδεικνύουν τις μοριακές συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων). Μπορεί να φανεί ότι καθώς προχωρά η άμεση αντίδραση, οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών Α και Β μειώνονται, αντίστοιχα, και ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης επίσης μειώνεται. Ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης, που είναι μηδέν την αρχική στιγμή (δεν υπάρχουν προϊόντα C και D), σταδιακά αυξάνεται. Αργά ή γρήγορα, θα έρθει η στιγμή που θα εξισωθούν οι ρυθμοί της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης. Μετά από αυτό, οι συγκεντρώσεις όλων των ουσιών - A, B, C και D δεν αλλάζουν με το χρόνο. Αυτό σημαίνει ότι η αντίδραση έχει φτάσει σε θέση ισορροπίας και οι συγκεντρώσεις ουσιών που δεν αλλάζουν με το χρόνο ονομάζονται ισορροπία. Όμως, σε αντίθεση με τη μηχανική ισορροπία, στην οποία κάθε κίνηση σταματά, στη χημική ισορροπία, και οι δύο αντιδράσεις - τόσο άμεσες όσο και αντίστροφες - συνεχίζονται, αλλά οι ρυθμοί τους είναι ίσοι και επομένως φαίνεται ότι δεν συμβαίνουν αλλαγές στο σύστημα. Υπάρχουν πολλοί τρόποι για να αποδειχθεί η ροή των προς τα εμπρός και αντίστροφων αντιδράσεων μετά την επίτευξη ισορροπίας. Για παράδειγμα, εάν λίγο ισότοπο υδρογόνου - δευτέριο D 2 εισαχθεί σε ένα μείγμα υδρογόνου, αζώτου και αμμωνίας, το οποίο βρίσκεται σε θέση ισορροπίας, τότε μια ευαίσθητη ανάλυση θα ανιχνεύσει αμέσως την παρουσία ατόμων δευτερίου στα μόρια αμμωνίας. Και αντίστροφα, εάν εισαχθεί λίγη δευτεριωμένη αμμωνία NH 2 D στο σύστημα, τότε το δευτερίου θα εμφανιστεί αμέσως στις αρχικές ουσίες με τη μορφή μορίων HD και D 2. Ένα άλλο θεαματικό πείραμα πραγματοποιήθηκε στη Χημική Σχολή του Κρατικού Πανεπιστημίου της Μόσχας. Η πλάκα αργύρου τοποθετήθηκε σε διάλυμα νιτρικού αργύρου και δεν παρατηρήθηκαν αλλαγές. Στη συνέχεια, μια ασήμαντη ποσότητα ραδιενεργών ιόντων αργύρου εισήχθη στο διάλυμα, μετά την οποία η πλάκα αργύρου έγινε ραδιενεργή. Αυτή η ραδιενέργεια δεν μπορούσε να «ξεπλυθεί» ούτε με το ξέπλυμα της πλάκας με νερό ούτε με το πλύσιμο με υδροχλωρικό οξύ. Μόνο η χάραξη με νιτρικό οξύ ή η μηχανική επεξεργασία της επιφάνειας με λεπτό γυαλόχαρτο το έκανε ανενεργό. Υπάρχει μόνο ένας τρόπος να εξηγηθεί αυτό το πείραμα: υπάρχει μια συνεχής ανταλλαγή ατόμων αργύρου μεταξύ του μετάλλου και του διαλύματος, δηλ. στο σύστημα υπάρχει μια αναστρέψιμη αντίδραση Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Ως εκ τούτου, η προσθήκη ραδιενεργών ιόντων Ag + στο διάλυμα οδήγησε στην «ενσωμάτωσή» τους στην πλάκα με τη μορφή ηλεκτρικά ουδέτερων, αλλά ακόμα ραδιενεργών ατόμων. Έτσι, όχι μόνο οι χημικές αντιδράσεις μεταξύ αερίων ή διαλυμάτων βρίσκονται σε ισορροπία, αλλά και οι διαδικασίες διάλυσης μετάλλων και καθίζησης. Για παράδειγμα, ένα στερεό διαλύεται ταχύτερα όταν τοποθετηθεί σε καθαρό διαλύτη όταν το σύστημα απέχει πολύ από την ισορροπία, σε αυτή η υπόθεση- από κορεσμένο διάλυμα. Σταδιακά, ο ρυθμός διάλυσης μειώνεται και ταυτόχρονα αυξάνεται ο ρυθμός της αντίστροφης διαδικασίας - η μετάβαση μιας ουσίας από διάλυμα σε κρυσταλλικό ίζημα. Όταν το διάλυμα γίνει κορεσμένο, το σύστημα φθάνει σε κατάσταση ισορροπίας, ενώ οι ρυθμοί διάλυσης και κρυστάλλωσης είναι ίσοι και η μάζα του ιζήματος δεν αλλάζει με το χρόνο. Πώς μπορεί το σύστημα να «αντιδράσει» στις αλλαγές στις εξωτερικές συνθήκες; Εάν, για παράδειγμα, η θερμοκρασία του μείγματος ισορροπίας αυξηθεί με θέρμανση, το ίδιο το σύστημα, φυσικά, δεν μπορεί να «αδυνατίσει» την εξωτερική θέρμανση, αλλά η ισορροπία σε αυτό μετατοπίζεται με τέτοιο τρόπο ώστε η θέρμανση του συστήματος αντίδρασης σε μια συγκεκριμένη θερμοκρασία απαιτεί περισσότερη θερμότητα από ό,τι στη θήκη, εκτός και αν αλλάξει η ισορροπία. Σε αυτή την περίπτωση, η ισορροπία μετατοπίζεται έτσι ώστε να απορροφηθεί η θερμότητα, δηλ. προς μια ενδόθερμη αντίδραση. Αυτό μπορεί να ερμηνευθεί ως «η επιθυμία του συστήματος να αποδυναμώσει τις εξωτερικές επιρροές». Από την άλλη πλευρά, εάν υπάρχει άνισος αριθμός αερίων μορίων στην αριστερή και στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, τότε η ισορροπία σε ένα τέτοιο σύστημα μπορεί επίσης να μετατοπιστεί αλλάζοντας την πίεση. Με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται στην πλευρά όπου ο αριθμός των αέριων μορίων είναι μικρότερος (και με αυτόν τον τρόπο, όπως λέγαμε, «αντιτίθεται» στην εξωτερική πίεση). Εάν ο αριθμός των αέριων μορίων δεν μεταβάλλεται κατά την αντίδραση
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), τότε η πίεση δεν επηρεάζει τη θέση ισορροπίας. Πρέπει να σημειωθεί ότι όταν αλλάζει η θερμοκρασία αλλάζει και η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης, ενώ όταν αλλάζει μόνο η πίεση παραμένει σταθερή.
Αρκετά παραδείγματα χρήσης της αρχής του Le Chatelier για την πρόβλεψη μεταβολών στη χημική ισορροπία. Η αντίδραση 2SO 2 + O 2 2SO 3 (d) είναι εξώθερμη. Εάν η θερμοκρασία είναι αυξημένη, η ενδόθερμη αποσύνθεση του SO 3 θα έχει προτεραιότητα και η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά. Εάν η θερμοκρασία μειωθεί, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά. Έτσι, ένα μείγμα SO 2 και O 2, που λαμβάνεται σε στοιχειομετρική αναλογία 2: 1 ( εκ . στοιχειομερισμός), σε θερμοκρασία 400 ° C και ατμοσφαιρική πίεση μετατρέπεται σε SO 3 με απόδοση περίπου 95%, δηλ. η κατάσταση ισορροπίας υπό αυτές τις συνθήκες μετατοπίζεται σχεδόν πλήρως προς το SO 3 . Στους 600°C, το μίγμα ισορροπίας περιέχει ήδη 76% SO3, και στους 800°C, μόνο 25%. Αυτός είναι ο λόγος για τον οποίο όταν καίγεται θείο στον αέρα, σχηματίζεται κυρίως SO 2 και μόνο περίπου 4% SO 3. Από την εξίσωση της αντίδρασης προκύπτει επίσης ότι μια αύξηση της συνολικής πίεσης στο σύστημα θα μετατοπίσει την ισορροπία προς τα δεξιά και με τη μείωση της πίεσης, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά.
Η αντίδραση άντλησης υδρογόνου από κυκλοεξάνιο με σχηματισμό βενζολίου
Το C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 διεξάγεται στην αέρια φάση, επίσης παρουσία καταλύτη. Αυτή η αντίδραση πηγαίνει με τη δαπάνη ενέργειας (ενδόθερμη), αλλά με αύξηση του αριθμού των μορίων. Επομένως, η επίδραση της θερμοκρασίας και της πίεσης σε αυτό θα είναι ακριβώς αντίθετη από αυτή που παρατηρείται στην περίπτωση της σύνθεσης αμμωνίας. Συγκεκριμένα: η αύξηση της συγκέντρωσης ισορροπίας του βενζολίου στο μείγμα διευκολύνεται από αύξηση της θερμοκρασίας και μείωση της πίεσης, έτσι η αντίδραση πραγματοποιείται στη βιομηχανία σε χαμηλές πιέσεις (2–3 atm) και υψηλές θερμοκρασίες (450–500 ° C). Εδώ, μια αύξηση της θερμοκρασίας είναι «διπλά ευνοϊκή»: όχι μόνο αυξάνει τον ρυθμό αντίδρασης, αλλά συμβάλλει επίσης σε μια μετατόπιση της ισορροπίας προς το σχηματισμό του προϊόντος-στόχου. Φυσικά, μια ακόμη μεγαλύτερη μείωση της πίεσης (για παράδειγμα, σε 0,1 atm) θα προκαλούσε περαιτέρω μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά, ωστόσο, στην περίπτωση αυτή, θα υπάρχει πολύ λίγη ουσία στον αντιδραστήρα και ο ρυθμός αντίδρασης θα επίσης να μειωθεί, έτσι ώστε η συνολική παραγωγικότητα να μην αυξηθεί, αλλά να μειωθεί. Αυτό το παράδειγμα δείχνει για άλλη μια φορά ότι μια οικονομικά δικαιολογημένη βιομηχανική σύνθεση είναι ένας επιτυχημένος ελιγμός μεταξύ Σκύλλας και Χάρυβδης.
Η αρχή του Le Chatelier «λειτουργεί» στον λεγόμενο κύκλο αλογόνου, ο οποίος χρησιμοποιείται για την παραγωγή τιτανίου, νικελίου, αφνίου, βαναδίου, νιοβίου, τανταλίου και άλλων μετάλλων υψηλής καθαρότητας. Η αντίδραση ενός μετάλλου με ένα αλογόνο, για παράδειγμα, Ti + 2I 2 TiI 4, προχωρά με την απελευθέρωση θερμότητας και επομένως, καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά. Έτσι, στους 600°C, το τιτάνιο σχηματίζει εύκολα πτητικό ιωδίδιο (η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά) και στους 110°C, το ιώδιο αποσυντίθεται (η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά) με την απελευθέρωση ενός πολύ καθαρού μετάλλου. Ένας τέτοιος κύκλος λειτουργεί επίσης σε λαμπτήρες αλογόνου, όπου το βολφράμιο που εξατμίζεται από τη σπείρα και καθιζάνει σε ψυχρότερους τοίχους σχηματίζει πτητικές ενώσεις με αλογόνα, τα οποία αποσυντίθενται ξανά σε μια καυτή σπείρα και το βολφράμιο μεταφέρεται στην αρχική του θέση.
Εκτός από την αλλαγή της θερμοκρασίας και της πίεσης, υπάρχει ένας άλλος αποτελεσματικός τρόπος να επηρεαστεί η θέση ισορροπίας. Φανταστείτε ότι από ένα μείγμα ισορροπίας
Α + Β Γ + Δ αποβάλλεται οποιαδήποτε ουσία. Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, το σύστημα θα «ανταποκριθεί» αμέσως σε μια τέτοια επίδραση: η ισορροπία θα αρχίσει να μεταβάλλεται με τέτοιο τρόπο ώστε να αντισταθμίζει την απώλεια μιας δεδομένης ουσίας. Για παράδειγμα, εάν η ουσία C ή D (ή και τα δύο ταυτόχρονα) αφαιρεθεί από τη ζώνη αντίδρασης, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά και εάν οι ουσίες Α ή Β αφαιρεθούν, θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά. Η εισαγωγή οποιασδήποτε ουσίας στο σύστημα θα μετατοπίσει επίσης την ισορροπία, αλλά προς την άλλη κατεύθυνση.
Οι ουσίες μπορούν να αφαιρεθούν από τη ζώνη αντίδρασης διαφορετικοί τρόποι. Για παράδειγμα, εάν υπάρχει διοξείδιο του θείου σε ένα καλά κλειστό δοχείο με νερό, θα δημιουργηθεί μια ισορροπία μεταξύ του αερίου, του διαλυμένου και του διοξειδίου του θείου που αντέδρασε:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Εάν το δοχείο ανοίξει, το διοξείδιο του θείου θα αρχίσει σταδιακά να εξατμίζεται και δεν θα μπορεί πλέον να συμμετέχει στη διαδικασία - η ισορροπία θα αρχίσει να μετατοπίζεται προς τα αριστερά, μέχρι την πλήρη αποσύνθεση του θειικού οξέος. Μια παρόμοια διαδικασία μπορεί να παρατηρηθεί κάθε φορά που ανοίγετε ένα μπουκάλι λεμονάδας ή μεταλλικό νερό: η ισορροπία του CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 μετατοπίζεται προς τα αριστερά καθώς το CO 2 εξατμίζεται.
Η απομάκρυνση ενός αντιδραστηρίου από το σύστημα είναι δυνατή όχι μόνο με το σχηματισμό αερίων ουσιών, αλλά και με τη σύνδεση ενός ή άλλου αντιδραστηρίου με το σχηματισμό μιας αδιάλυτης ένωσης που κατακρημνίζεται. Για παράδειγμα, εάν μια περίσσεια άλατος ασβεστίου εισαχθεί σε ένα υδατικό διάλυμα CO 2, τότε τα ιόντα Ca 2+ θα σχηματίσουν ένα ίζημα CaCO 3, αντιδρώντας με ανθρακικό οξύ. η ισορροπία CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά μέχρι να μην μείνει διαλυμένο αέριο στο νερό.
Η ισορροπία μπορεί επίσης να μετατοπιστεί με την προσθήκη ενός αντιδραστηρίου. Έτσι, όταν τα αραιά διαλύματα FeCl 3 και KSCN στραγγίζονται, εμφανίζεται ένα κοκκινωπό-πορτοκαλί χρώμα ως αποτέλεσμα του σχηματισμού θειοκυανικού σιδήρου (θειοκυανικού):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Εάν προστεθεί επιπλέον FeCl 3 ή KSCN στο διάλυμα, το χρώμα του διαλύματος θα αυξηθεί, γεγονός που δείχνει μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά (σαν να εξασθενεί η εξωτερική επίδραση). Εάν, ωστόσο, προστεθεί περίσσεια KCl στο διάλυμα, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά με μείωση του χρώματος σε ανοιχτό κίτρινο.
Στη διατύπωση της αρχής του Le Chatelier, δεν είναι τυχαίο που υποδεικνύεται ότι είναι δυνατή η πρόβλεψη των αποτελεσμάτων της εξωτερικής επιρροής μόνο για συστήματα που βρίσκονται σε ισορροπία. Εάν παραμεληθεί αυτή η ένδειξη, είναι εύκολο να καταλήξουμε σε εντελώς λανθασμένα συμπεράσματα. Για παράδειγμα, είναι γνωστό ότι τα στερεά αλκάλια (KOH, NaOH) διαλύονται στο νερό με την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας - το διάλυμα θερμαίνεται σχεδόν όσο όταν το πυκνό θειικό οξύ αναμιγνύεται με νερό. Αν ξεχάσουμε ότι η αρχή ισχύει μόνο για συστήματα ισορροπίας, μπορούμε να βγάλουμε το λάθος συμπέρασμα ότι όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, η διαλυτότητα του ΚΟΗ στο νερό θα πρέπει να μειώνεται, καθώς αυτή ακριβώς η αλλαγή στην ισορροπία μεταξύ του ιζήματος και του κορεσμένου διαλύματος είναι που οδηγεί σε «εξασθένηση της εξωτερικής επιρροής». Ωστόσο, η διαδικασία διάλυσης του ΚΟΗ στο νερό δεν είναι καθόλου ισορροπημένη, αφού σε αυτήν εμπλέκεται άνυδρο αλκάλιο, ενώ το ίζημα που βρίσκεται σε ισορροπία με κορεσμένο διάλυμα είναι ένυδρες ΚΟΗ (κυρίως KOH 2H 2 O). Η μετάβαση αυτού του ένυδρου από το ίζημα στο διάλυμα είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, δηλ. συνοδεύεται όχι από θέρμανση, αλλά από ψύξη του διαλύματος, έτσι ώστε η αρχή του Le Chatelier για μια διαδικασία ισορροπίας να εκπληρώνεται και σε αυτή την περίπτωση. Με τον ίδιο τρόπο, όταν άνυδρα άλατα - CaCl 2, CuSO 4 κ.λπ. διαλύονται στο νερό, το διάλυμα θερμαίνεται και όταν διαλυθούν κρυσταλλικά ένυδρα CuSO 4 5H 2 O, CaCl 2 6H 2 O, ψύχεται.
Ένα άλλο ενδιαφέρον και διδακτικό παράδειγμα της κακής χρήσης της αρχής του Le Chatelier μπορεί να βρεθεί στα σχολικά βιβλία και στη λαϊκή λογοτεχνία. Εάν ένα μείγμα ισορροπίας καφέ διοξειδίου του αζώτου NO 2 και άχρωμου τετροξειδίου N 2 O 4 τοποθετηθεί σε μια διαφανή σύριγγα αερίου και στη συνέχεια το αέριο συμπιεστεί γρήγορα με ένα έμβολο, η ένταση χρώματος θα αυξηθεί αμέσως και μετά από λίγο (δεκάδες δευτερόλεπτα) θα εξασθενήσει ξανά, αν και δεν θα φτάσει στο αρχικό. Αυτή η εμπειρία συνήθως εξηγείται ως εξής. Η γρήγορη συμπίεση του μείγματος έχει ως αποτέλεσμα την αύξηση της πίεσης και συνεπώς της συγκέντρωσης και των δύο συστατικών, οπότε το μείγμα γίνεται πιο σκούρο. Αλλά μια αύξηση της πίεσης, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μετατοπίζει την ισορροπία στο σύστημα 2NO 2 N 2 O 4 προς άχρωμο N 2 O 4 (ο αριθμός των μορίων μειώνεται), έτσι το μείγμα σταδιακά φωτίζεται, πλησιάζοντας ένα νέο θέση ισορροπίας, που αντιστοιχεί σε αυξημένη πίεση.
Η πλάνη αυτής της εξήγησης απορρέει από το γεγονός ότι και οι δύο αντιδράσεις - η διάσταση του N 2 O 4 και ο διμερισμός του NO 2 - συμβαίνουν εξαιρετικά γρήγορα, έτσι ώστε η ισορροπία να εδραιώνεται ούτως ή άλλως στα εκατομμυριοστά του δευτερολέπτου, επομένως είναι αδύνατο να πιέσουμε το έμβολο τόσο γρήγορα ώστε να διαταράξει την ισορροπία. Αυτή η εμπειρία εξηγείται διαφορετικά: η συμπίεση αερίου προκαλεί σημαντική αύξηση της θερμοκρασίας (όλοι όσοι χρειάστηκε να φουσκώσουν ένα ελαστικό με αντλία ποδηλάτου είναι εξοικειωμένοι με αυτό το φαινόμενο). Και σύμφωνα με την ίδια αρχή του Le Chatelier, η ισορροπία μετατοπίζεται αμέσως προς μια ενδόθερμη αντίδραση που πηγαίνει με την απορρόφηση θερμότητας, δηλ. προς τη διάσταση του N 2 O 4 - το μείγμα σκουραίνει. Στη συνέχεια, τα αέρια στη σύριγγα ψύχονται αργά σε θερμοκρασία δωματίου και η ισορροπία μετατοπίζεται ξανά προς το τετροξείδιο - το μείγμα γίνεται πιο φωτεινό.
Η αρχή του Le Chatelier λειτουργεί καλά σε περιπτώσεις που δεν έχουν καμία σχέση με τη χημεία. Σε μια κανονικά λειτουργούσα οικονομία, το συνολικό ποσό του χρήματος σε κυκλοφορία βρίσκεται σε ισορροπία με τα αγαθά που μπορούν να αγοράσουν αυτά τα χρήματα. Τι θα συμβεί εάν η «εξωτερική επιρροή» είναι η επιθυμία της κυβέρνησης να τυπώσει περισσότερα χρήματα για την εξόφληση των χρεών; Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η ισορροπία μεταξύ εμπορεύματος και χρήματος θα μετατοπιστεί κατά τέτοιο τρόπο ώστε να αποδυναμωθεί η ευχαρίστηση των πολιτών από το να έχουν περισσότερα χρήματα. Δηλαδή, οι τιμές των αγαθών και των υπηρεσιών θα αυξηθούν και με αυτόν τον τρόπο θα επιτευχθεί μια νέα ισορροπία. Ενα άλλο παράδειγμα. Σε μια από τις πόλεις των ΗΠΑ, αποφασίστηκε να απαλλαγούμε από τη συνεχή κυκλοφοριακή συμφόρηση επεκτείνοντας αυτοκινητόδρομους και χτίζοντας κόμβους. Αυτό βοήθησε για λίγο, αλλά στη συνέχεια ενθουσιασμένοι κάτοικοι άρχισαν να αγοράζουν περισσότερα αυτοκίνητα, έτσι ώστε η κυκλοφοριακή συμφόρηση σύντομα εμφανίστηκε ξανά — αλλά με μια νέα «θέση ισορροπίας» μεταξύ δρόμων και περισσότερων αυτοκινήτων.
Έτσι, θα βγάλουμε τα κύρια συμπεράσματα σχετικά με τις μεθόδους μετατόπισης της χημικής ισορροπίας.
Η αρχή του Le Chatelier. Εάν γίνει μια εξωτερική επίδραση σε ένα σύστημα σε ισορροπία (συγκέντρωση, θερμοκρασία, μεταβολή πίεσης), τότε ευνοεί τη ροή μιας από τις δύο αντίθετες αντιδράσεις που εξασθενεί αυτό το φαινόμενο.
|
V 1 | ||
|
Α+Β |
|
ΣΕ |
|
V 2 |
1. Πίεση. Η αύξηση της πίεσης (για τα αέρια) μετατοπίζει την ισορροπία προς μια αντίδραση που οδηγεί σε μείωση του όγκου (δηλαδή, στο σχηματισμό μικρότερου αριθμού μορίων).
2. Μια αύξηση της θερμοκρασίας μετατοπίζει τη θέση ισορροπίας προς μια ενδόθερμη αντίδραση (δηλαδή προς μια αντίδραση που προχωρά με την απορρόφηση θερμότητας)
3. Η αύξηση της συγκέντρωσης των αρχικών ουσιών και η απομάκρυνση των προϊόντων από τη σφαίρα της αντίδρασης μετατοπίζει την ισορροπία προς μια άμεση αντίδραση. Αύξηση των συγκεντρώσεων των πρώτων υλών [A] ή [B] ή [A] και [B]: V 1 > V 2 .
Οι καταλύτες δεν επηρεάζουν τη θέση ισορροπίας.
Η αρχή του Le Chatelier στη φύση.
Όταν μελετώ αυτό το θέμα, θέλω πάντα να δώσω ένα παράδειγμα της επιθυμίας όλων των ζωντανών όντων για ισορροπία, αποζημίωση. Για παράδειγμα: αλλαγή στον πληθυσμό των ποντικών - έτος ξηρών καρπών - υπάρχει πολλή τροφή για ποντίκια, ο πληθυσμός των ποντικών αυξάνεται ραγδαία. Με την αύξηση του αριθμού των ποντικών, η ποσότητα της τροφής μειώνεται, ως αποτέλεσμα της συσσώρευσης τρωκτικών, αρχίζει η ανάπτυξη διαφόρων μολυσματικών ασθενειών μεταξύ των ποντικών, επομένως παρατηρείται σταδιακή μείωση του πληθυσμού των τρωκτικών. Μετά από ένα ορισμένο χρονικό διάστημα, δημιουργείται μια δυναμική ισορροπία στον αριθμό των γεννημένων και των πεθαμένων ποντικών, μια μετατόπιση αυτής της ισορροπίας μπορεί να συμβεί προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση υπό την επίδραση εξωτερικών, ευνοϊκών ή δυσμενών συνθηκών.
Στο ανθρώπινο σώμα λαμβάνουν χώρα βιοχημικές διεργασίες, οι οποίες μπορούν επίσης να ρυθμιστούν σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier. Μερικές φορές, ως αποτέλεσμα μιας τέτοιας αντίδρασης, αρχίζουν να παράγονται δηλητηριώδεις ουσίες στο σώμα, προκαλώντας μια συγκεκριμένη ασθένεια. Πώς να αποτρέψετε αυτή τη διαδικασία;
Ας θυμηθούμε μια τέτοια μέθοδο θεραπείας όπως η ομοιοπαθητική. Η μέθοδος συνίσταται στη χρήση πολύ μικρών δόσεων από εκείνα τα φάρμακα που, σε μεγάλες δόσεις, προκαλούν υγιές άτομοσημάδια κάποιας ασθένειας. Πώς λειτουργεί το φάρμακο-δηλητήριο σε αυτή την περίπτωση; Το προϊόν μιας ανεπιθύμητης αντίδρασης εισάγεται στο σώμα και σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τις αρχικές ουσίες. Η διαδικασία που προκαλεί επώδυνες διαταραχές στο σώμα σβήνει.
Πρακτικό μέρος.
Ο έλεγχος του επιπέδου αφομοίωσης του υπό μελέτη θέματος πραγματοποιείται με τη μορφή τεστ. Ένα δοκιμαστικό σύστημα συνοπτικών και επακριβώς διατυπωμένων και τυποποιημένων εργασιών, μερικές από τις οποίες πρέπει να δοθούν εντός περιορισμένου χρόνου, σύντομες και ακριβείς απαντήσεις, που αξιολογούνται από ένα σύστημα βαθμολόγησης. Κατά τη σύνταξη δοκιμών, εστίασα στα ακόλουθα επίπεδα:
Η αναπαραγωγική απόδοση από μαθητές αυτού του επιπέδου συμβαίνει κυρίως με βάση τη μνήμη.
Η παραγωγική επίτευξη αυτού του επιπέδου απαιτεί από τους μαθητές να κατανοήσουν τις μελετημένες διατυπώσεις, έννοιες, νόμους, την ικανότητα να εδραιώσουν τη σχέση μεταξύ τους.
Δημιουργική - η ικανότητα πρόβλεψης με βάση την υπάρχουσα γνώση, σχεδιασμός, ανάλυση, εξαγωγή συμπερασμάτων, συγκρίσεις, γενικεύσεις.
Δοκιμές κλειστού τύπου ή τεστ στα οποία το υποκείμενο πρέπει να επιλέξει τη σωστή απάντηση από τις επιλογές που παρέχονται.
Α) Αναπαραγωγικό επίπεδο: τεστ με εναλλακτικές απαντήσεις, στα οποία το υποκείμενο πρέπει να απαντήσει ναι ή όχι. Βαθμολογήστε 1 βαθμό.
Η αντίδραση καύσης του φωσφόρου-
α) ναι β) όχι
αντίδραση αποσύνθεσης
αναστρέψιμη αντίδραση
α) ναι β) όχι
Αύξηση θερμοκρασίας
οξείδιο υδραργύρου II για τον υδράργυρο
και οξυγόνο
α) ναι β) όχι
Σε ζωντανά συστήματα
και μη αναστρέψιμες διαδικασίες
α) ναι β) όχι.
Τεστ πολλαπλής επιλογής
Σε ποιο σύστημα η χημική ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά όταν αυξηθεί η πίεση;
2HI(g)↔H2(g)+I2(g)
C (tv) + S2 (g) ↔CS2 (g)
C3H6(g)+H2(g)↔С3H8(g)
H2(g)+F2(g)↔2HF(g) 1 βαθμός
αύξηση της θερμοκρασίας
χρησιμοποιώντας καταλύτη
μείωση της θερμοκρασίας? 1 βαθμός
Για την κατάσταση της χημικής ισορροπίας στο σύστημα
δεν επηρεάζει
αύξηση της πίεσης
αύξηση της συγκέντρωσης ιωδίου
αύξηση της θερμοκρασίας
μείωση της θερμοκρασίας? 1 βαθμός
Σε ποιο σύστημα η αύξηση της συγκέντρωσης του υδρογόνου μετατοπίζει τη χημική ισορροπία προς τα αριστερά;
C(tv)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(στερεό)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 βαθμός
Σε ποιο σύστημα η αύξηση της πίεσης δεν επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας;
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 βαθμός
Σχετικά με τη χημική ισορροπία στο σύστημα
δεν έχει αποτέλεσμα
αύξηση της θερμοκρασίας
αύξηση της πίεσης
απομάκρυνση της αμμωνίας από τη ζώνη αντίδρασης
εφαρμογή καταλύτη 1 βαθμός
Χημική ισορροπία στο σύστημα
μετατοπίζεται προς το σχηματισμό του προϊόντος αντίδρασης στο
αύξηση της πίεσης
αύξηση της θερμοκρασίας
πτώση πίεσης
εφαρμογή καταλύτη 1 βαθμός
Στην παραγωγή θειικού οξέος στο στάδιο της οξείδωσης του SO2 σε SO3 για αύξηση της απόδοσης του προϊόντος
αυξάνουν τη συγκέντρωση οξυγόνου
αυξήστε τη θερμοκρασία
χαμηλή πίεση αίματος
εισαγωγή ενός καταλύτη. 1,5 βαθμοί
Αλκένιο + Η2 ↔ αλκάνιο
όταν το μείγμα της αντίδρασης θερμαίνεται
η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά
η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά
η ισορροπία θα ρέει και προς τις δύο κατευθύνσεις με την ίδια πιθανότητα
αυτές οι ουσίες δεν βρίσκονται σε ισορροπία υπό τις καθορισμένες συνθήκες· 1,5 βαθμοί
Χημική ισορροπία στο σύστημα
μετατοπίζεται προς το σχηματισμό των πρώτων υλών
1) αύξηση πίεσης
αύξηση της θερμοκρασίας
πτώση πίεσης
τη χρήση καταλύτη· 1 βαθμός
Για να μετατοπιστεί η ισορροπία προς τα δεξιά στο σύστημα
έχει αντίκτυπο
πτώση της θερμοκρασίας
αύξηση της πίεσης
χρήση καταλύτη
αύξηση της θερμοκρασίας? 1 βαθμός
Μια μη αναστρέψιμη αντίδραση αντιστοιχεί στην εξίσωση
άζωτο + υδρογόνο = αμμωνία
ακετυλένιο + οξυγόνο = διοξείδιο του άνθρακα + νερό
υδρογόνο + ιώδιο = υδροϊωδίδιο
διοξείδιο του θείου + οξυγόνο = θειικός ανυδρίτης; 1,5 βαθμοί
Τεστ πολλαπλής επιλογής, κατά την οποία το υποκείμενο πρέπει να επιλέξει 1-2 σωστές απαντήσεις ή να ταιριάζει με 2 προτεινόμενες συνθήκες κατά την επιλογή μιας απάντησης.
Σε ποιο σύστημα θα μετατοπιστεί η χημική ισορροπία προς τα προϊόντα της αντίδρασης, τόσο με αύξηση της πίεσης, όσο και με μείωση της θερμοκρασίας;
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 βαθμοί
Χημική ισορροπία στο σύστημα
NH3+H2O↔NH4+OH
θα μετατοπιστεί προς το σχηματισμό αμμωνίας όταν προστεθεί αμμωνία σε ένα υδατικό διάλυμα
χλωριούχο νάτριο
υδροξείδιο του νατρίου
υδροχλωρικού οξέος
χλωριούχο αργίλιο; 1,5 βαθμοί
19) Η αντίδραση ενυδάτωσης αιθυλενίου CH2=CH2+H2O ↔ έχει μεγάλη πρακτική αξία, αλλά είναι αναστρέψιμο, είναι απαραίτητο να μετατοπιστεί η ισορροπία της αντίδρασης προς τα δεξιά
αυξήστε τη θερμοκρασία (>280 βαθμούς C)
μειώστε την ποσότητα νερού στο μείγμα αντίδρασης
αύξηση της πίεσης (πάνω από 80 ατμόσφαιρες)
Αντικαταστήστε τον όξινο καταλύτη με πλατίνα. 1 βαθμός
Η αντίδραση αφυδρογόνωσης του βουτανίου είναι ενδόθερμη. Για να μετατοπίσετε την ισορροπία της αντίδρασης προς τα δεξιά,
χρησιμοποιήστε έναν πιο ενεργό καταλύτη, όπως η πλατίνα
χαμηλώστε τη θερμοκρασία
ανεβάσετε την πίεση
ανεβάσετε τη θερμοκρασία 1 βαθμός
Για την αντίδραση της αλληλεπίδρασης του οξικού οξέος με τη μεθανόλη με το σχηματισμό αιθέρα και νερού, η μετατόπιση ισορροπίας προς τα αριστερά θα προωθηθεί από
κατάλληλος καταλύτης
προσθέτοντας πυκνό θειικό οξύ
χρήση αφυδατωμένων πρώτων υλών
προσθήκη αιθέρα? 1,5 βαθμοί
Τεστ αποκλεισμού
Η αλλαγή ισορροπίας επηρεάζεται
αλλαγή πίεσης
χρήση καταλύτη
αλλαγή στις συγκεντρώσεις των ουσιών που εμπλέκονται στην αντίδραση
αλλαγή θερμοκρασίας? 1 βαθμός
Μια αύξηση ή μείωση της πίεσης επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας στις αντιδράσεις
πηγαίνοντας με την απελευθέρωση θερμότητας
αντιδράσεις που περιλαμβάνουν αέριες ουσίες
αντιδράσεις που προχωρούν με μείωση του όγκου
αντιδράσεις που συμβαίνουν με αύξηση του όγκου. 1,5 βαθμοί
Η αντίδραση είναι μη αναστρέψιμη
αναμμενα καρβουνα
καύση φωσφόρου
σύνθεση αμμωνίας από άζωτο και υδρογόνο
καύση μεθανίου? 1,5 βαθμοί
Ομαδοποίηση Τεστπεριλαμβάνει μια λίστα προτεινόμενων τύπων, εξισώσεων, όρων που θα πρέπει να κατανεμηθούν σύμφωνα με δεδομένα κριτήρια
Με ταυτόχρονη αύξηση της θερμοκρασίας και μείωση της πίεσης, η χημική ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά στο σύστημα
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 βαθμοί
Η αντίδραση υδρογόνωσης προπενίου είναι εξώθερμη. Για να μετατοπιστεί η χημική ισορροπία προς τα δεξιά, είναι απαραίτητο
πτώση της θερμοκρασίας
αύξηση της πίεσης
μείωση της συγκέντρωσης υδρογόνου
μείωση της συγκέντρωσης του προπενίου. 1 βαθμός
Εργασίες συμμόρφωσης.
Κατά την εκτέλεση δοκιμών, το υποκείμενο καλείται να αντιστοιχίσει τα στοιχεία δύο λιστών, με πολλές πιθανές απαντήσεις.
Η ισορροπία της αντίδρασης μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Φέρε στη σειρά.
Β) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Όταν η θερμοκρασία ανέβει
Γ) CO2 + C (στερεό) ↔2CO-Q 3) Όταν πέσει η πίεση
Δ) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) Με αύξηση της περιοχής επαφής. 2 βαθμοί
Η ισορροπία της αντίδρασης μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης. Φέρε στη σειρά.
Β) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) Με την αύξηση της θερμοκρασίας
Γ) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Όταν η πίεση μειωθεί
Δ) N2+O2↔2NO-Q 4) Κατά την προσθήκη αιθέρα
5) Κατά την προσθήκη αλκοόλ? 2 βαθμοί
Δοκιμές ανοιχτού ή ανοιχτού τύπου, στο οποίο το υποκείμενο πρέπει να προσθέσει τις έννοιες του ορισμού της εξίσωσης ή να προσφέρει μια ανεξάρτητη κρίση ως απόδειξη.
Οι εργασίες αυτού του τύπου αποτελούν το τελευταίο, το πιο πολύτιμο μέρος ΧΡΗΣΗ δοκιμώνστη χημεία.
Συμπληρωματικές εργασίες.
Το υποκείμενο πρέπει να διατυπώσει απαντήσεις, λαμβάνοντας υπόψη τους περιορισμούς που προβλέπονται στην εργασία.
Προσθέστε την εξίσωση αντίδρασης που σχετίζεται με αντιστρεπτή και εξώθερμη ταυτόχρονα
Β) Υδρογόνο + Ιώδιο
Γ) Άζωτο + Υδρογόνο
Δ) Διοξείδιο του θείου + Οξυγόνο
Ε) Διοξείδιο του άνθρακα + Άνθρακας 2 βαθμοί
Γράψτε την εξίσωση αντίδρασης σύμφωνα με το σχήμα, από το οποίο επιλέξτε εκείνες τις αναστρέψιμες αντιδράσεις στις οποίες μια αύξηση της θερμοκρασίας θα προκαλέσει τη μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 βαθμοί
Δωρεάν τεστ παρουσίασης.
Το υποκείμενο πρέπει να διατυπώσει ανεξάρτητα τις απαντήσεις, επειδή δεν του επιβάλλονται περιορισμοί στην εργασία.
31) Καταγράψτε τους παράγοντες που μετατοπίζουν την ισορροπία προς τα δεξιά στο σύστημα:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 βαθμοί
32) Καταγράψτε τους παράγοντες που μετατοπίζουν την ισορροπία προς το σχηματισμό αρχικών ουσιών στο σύστημα:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 βαθμοί
Απαντήσεις σε τεστ.
Τεστ Αρ. Σωστή απάντηση
Β-1
G-3.4
Α-2.3
G-2
B- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
πρώτη αντίδραση
CO+2H2↔CH3OH+Q
μείωση της θερμοκρασίας
αύξηση της πίεσης
αύξηση της συγκέντρωσης του CO
αύξηση της συγκέντρωσης Η2
μείωση της συγκέντρωσης αλκοόλ
C+2H2↔CH4+Q
2) μείωση πίεσης
3) μείωση της συγκέντρωσης του υδρογόνου
4) αύξηση της συγκέντρωσης μεθανίου.
Βιβλιογραφία
Akhmetov, M.A.Το σύστημα εργασιών και ασκήσεων στην οργανική χημεία σε δοκιμαστική μορφή [Κείμενο] / M.A. Akhmetov, I.N. Prokhorov.-Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, O.S.Σύγχρονη διδακτική της σχολικής χημείας, διάλεξη Νο. 6 [Κείμενο] / O.S. Gabrielyan, V.G. Krasnova, S.T. Sladkov.// Εφημερίδα για καθηγητές χημείας και φυσικών επιστημών ( Εκδοτικό οίκο«Πρωτο Σεπτέμβρη») -2007.- Αρ. 22.-σελ.4-13.
Καβερίνα, Α.Α.Εκπαιδευτικό και εκπαιδευτικό υλικό για την προετοιμασία για τις ενιαίες κρατικές εξετάσεις. Chemistry [Κείμενο] / A.A. Kaverina et al. - M .: Intellect Center, 2004.-160s.
Καβερίνα, Α.Α. Unified State Exam 2009. Chemistry [Κείμενο] / A.A. Kaverina, A.S. Koroshchenko, D.Yu. Dobrotin / FIPI.-M .: Intellect Center, 2009.-272 p.
Leenson, Ι.Α.Χημικές αντιδράσεις, θερμική επίδραση, ισορροπία, ταχύτητα [Κείμενο] / I. A. Leenson. M .: Astrel, 2002.-190s.
Radetsky, A.M.Εργασία επαλήθευσης στη χημεία στις τάξεις 8-11: ένας οδηγός για τον δάσκαλο [Κείμενο] / A.M. Radetsky. Μ.: Διαφωτισμός, 2009.-272σ.
Ryabinina, Ο.Α.Επίδειξη της αρχής του Le Chatelier [Κείμενο] / O. O. Ryabinina, A. Illarionov / / Χημεία στο σχολείο -2008. - Αρ. 7. - σελ. 64-67.
Tushina.Ε.Ν.Η αρχή του Le Chatelier και μερικές μέθοδοι θεραπείας [Κείμενο] / E.N. Tushina.// Χημεία στο σχολείο.-1993. Νο 2.-σελ.54.
Shelinskiy, G.I.Βασικές αρχές της θεωρίας των χημικών διεργασιών [Κείμενο] / G.I. Shelinskiy. Μ.: Διαφωτισμός, 1989.-234σ.
Στρέμπλερ, Γ.Ι.Προ-προφίλ εκπαίδευση στη χημεία [Κείμενο]
>> Χημεία: Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις
CO2 + H2O = H2CO3
Αφήστε το προκύπτον διάλυμα οξέος να σταθεί σε τρίποδο. Μετά από λίγο, θα δούμε ότι το διάλυμα έχει γίνει ξανά μοβ, καθώς το οξύ έχει αποσυντεθεί στις αρχικές του ουσίες.
Αυτή η διαδικασία μπορεί να πραγματοποιηθεί πολύ πιο γρήγορα εάν ένα τρίτο είναι διάλυμα ανθρακικού οξέος. Κατά συνέπεια, η αντίδραση λήψης ανθρακικού οξέος προχωρά τόσο προς τα εμπρός όσο και προς την αντίθετη κατεύθυνση, δηλαδή είναι αναστρέψιμη. Η αναστρεψιμότητα μιας αντίδρασης υποδεικνύεται με δύο αντίθετα κατευθυνόμενα βέλη:
Μεταξύ των αναστρέψιμων αντιδράσεων στις οποίες βασίζεται η παρασκευή των πιο σημαντικών χημικών προϊόντων, αναφέρουμε ως παράδειγμα την αντίδραση σύνθεσης (σύνθεσης) οξειδίου του θείου (VI) από οξείδιο του θείου (IV) και οξυγόνο.
1. Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις.
2. Ο κανόνας του Berthollet.
Να γράψετε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις καύσης που αναφέρθηκαν στο κείμενο της παραγράφου, αποκαλύπτοντας ότι ως αποτέλεσμα αυτών των αντιδράσεων σχηματίζονται οξείδια εκείνων των στοιχείων από τα οποία δομούνται οι αρχικές ουσίες.
Δώστε μια περιγραφή των τριών τελευταίων αντιδράσεων που πραγματοποιήθηκαν στο τέλος της παραγράφου, σύμφωνα με το σχέδιο: α) τη φύση και τον αριθμό των αντιδραστηρίων και των προϊόντων. β) κατάσταση συγκέντρωσης. γ) κατεύθυνση: δ) η παρουσία ενός καταλύτη. ε) απελευθέρωση ή απορρόφηση θερμότητας
Ποια ανακρίβεια γίνεται στην εξίσωση για την αντίδραση καβουρδίσματος ασβεστόλιθου που προτείνεται στο κείμενο της παραγράφου;
Πόσο αληθής είναι η δήλωση ότι οι αντιδράσεις της ένωσης θα είναι, κατά κανόνα, εξώθερμες αντιδράσεις; Να αιτιολογήσετε την άποψή σας χρησιμοποιώντας τα στοιχεία που αναφέρονται στο κείμενο του σχολικού βιβλίου.
Περιεχόμενο μαθήματος περίληψη μαθήματοςυποστήριξη πλαισίων παρουσίασης μαθήματος επιταχυντικές μέθοδοι διαδραστικές τεχνολογίες Πρακτική εργασίες και ασκήσεις εργαστήρια αυτοεξέτασης, προπονήσεις, περιπτώσεις, αναζητήσεις ερωτήσεις συζήτησης εργασιών για το σπίτι ρητορικές ερωτήσεις από μαθητές εικονογραφήσεις ήχου, βίντεο κλιπ και πολυμέσαφωτογραφίες, εικόνες γραφικά, πίνακες, σχήματα χιούμορ, ανέκδοτα, ανέκδοτα, παραβολές κόμικς, ρήσεις, σταυρόλεξα, αποσπάσματα Πρόσθετα περιλήψειςάρθρα τσιπ για περιπετειώδη cheat sheets σχολικά βιβλία βασικά και πρόσθετο γλωσσάρι όρων άλλα Βελτίωση σχολικών βιβλίων και μαθημάτωνδιόρθωση λαθών στο σχολικό βιβλίοενημέρωση ενός τεμαχίου στο σχολικό βιβλίο στοιχεία καινοτομίας στο μάθημα αντικαθιστώντας τις απαρχαιωμένες γνώσεις με νέες Μόνο για δασκάλους τέλεια μαθήματα ημερολογιακό σχέδιομεθοδολογικές συστάσεις του προγράμματος συζήτησης Ολοκληρωμένα ΜαθήματαΘέματα κωδικοποιητή: αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις. χημική ισορροπία. Μετατόπιση της χημικής ισορροπίας υπό την επίδραση διαφόρων παραγόντων.
Σύμφωνα με την πιθανότητα μιας αντίστροφης αντίδρασης, οι χημικές αντιδράσεις χωρίζονται σε αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες.
Αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις είναι αντιδράσεις των οποίων τα προϊόντα, υπό δεδομένες συνθήκες, μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους.
μη αναστρέψιμες αντιδράσεις Πρόκειται για αντιδράσεις των οποίων τα προϊόντα υπό δεδομένες συνθήκες δεν μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους.
Περισσότερες λεπτομέρειες για ταξινόμηση χημικών αντιδράσεωνμπορεί να διαβαστεί.
Η πιθανότητα αλληλεπίδρασης προϊόντος εξαρτάται από τις συνθήκες της διαδικασίας.
Αν λοιπόν το σύστημα Άνοιξε, δηλ. ανταλλαγές με περιβάλλοντόσο η ύλη όσο και η ενέργεια, στη συνέχεια οι χημικές αντιδράσεις στις οποίες, για παράδειγμα, σχηματίζονται αέρια, θα είναι μη αναστρέψιμες. Για παράδειγμα , κατά την πύρωση στερεού διττανθρακικού νατρίου:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
αέριο διοξείδιο του άνθρακα θα απελευθερωθεί και θα εξατμιστεί από τη ζώνη αντίδρασης. Επομένως, μια τέτοια αντίδραση θα μη αναστρεψιμουπό αυτές τις συνθήκες. Αν αναλογιστούμε κλειστό σύστημα , οι οποίες δεν μπορώανταλλάσσει ύλη με το περιβάλλον (για παράδειγμα, ένα κλειστό κουτί στο οποίο λαμβάνει χώρα η αντίδραση), τότε το διοξείδιο του άνθρακα δεν θα μπορεί να διαφύγει από τη ζώνη αντίδρασης και θα αλληλεπιδράσει με το νερό και το ανθρακικό νάτριο, τότε η αντίδραση θα είναι αναστρέψιμη υπό αυτές τις προϋποθέσεις:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Σκεφτείτε αναστρέψιμες αντιδράσεις. Αφήστε την αναστρέψιμη αντίδραση να προχωρήσει σύμφωνα με το σχήμα:
aA + bB = cC + dD
Ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας προσδιορίζεται από την έκφραση: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης: v 2 =k 2 ·C C c ·C D d . Εάν κατά την αρχική στιγμή της αντίδρασης δεν υπάρχουν ουσίες C και D στο σύστημα, τότε τα σωματίδια Α και Β κυρίως συγκρούονται και αλληλεπιδρούν και εμφανίζεται μια κυρίως άμεση αντίδραση. Σταδιακά, η συγκέντρωση των σωματιδίων C και D θα αρχίσει επίσης να αυξάνεται, επομένως, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης θα αυξηθεί. Σε κάποιο σημείο ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης γίνεται ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης. Αυτή η κατάσταση ονομάζεται χημική ισορροπία .
Ετσι, χημική ισορροπία είναι η κατάσταση του συστήματος στην οποία οι ρυθμοί των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι .
Επειδή οι ρυθμοί των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι, ο ρυθμός σχηματισμού των ουσιών είναι ίσος με τον ρυθμό κατανάλωσής τους και το ρεύμα οι συγκεντρώσεις των ουσιών δεν αλλάζουν . Τέτοιες συγκεντρώσεις ονομάζονται ισορροπημένη .
Σημειώστε ότι σε ισορροπία τόσο εμπρός όσο και αντίστροφες αντιδράσεις, δηλαδή τα αντιδρώντα αλληλεπιδρούν μεταξύ τους, αλλά και τα προϊόντα αλληλεπιδρούν με τον ίδιο ρυθμό. Ταυτόχρονα, εξωτερικοί παράγοντες μπορεί να επηρεάσουν βάρδιαχημική ισορροπία προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση. Επομένως, η χημική ισορροπία ονομάζεται κινητή, ή δυναμική.
Η έρευνα στον τομέα της κινούμενης ισορροπίας ξεκίνησε τον 19ο αιώνα. Στα γραπτά του Henri Le Chatelier τέθηκαν τα θεμέλια της θεωρίας, τα οποία γενίκευσε αργότερα ο επιστήμονας Karl Brown. Η αρχή της κινούμενης ισορροπίας, ή η αρχή του Le Chatelier-Brown, αναφέρει:
Αν ένα σύστημα σε ισορροπία υποβάλλεται σε εξωτερικός παράγοντας, που αλλάζει οποιαδήποτε από τις συνθήκες ισορροπίας, τότε εντείνονται οι διεργασίες στο σύστημα, με στόχο την αντιστάθμιση των εξωτερικών επιρροών.
Με άλλα λόγια: κάτω από μια εξωτερική επίδραση στο σύστημα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί με τέτοιο τρόπο ώστε να αντισταθμιστεί αυτή η εξωτερική επίδραση.
Αυτή η αρχή, η οποία είναι πολύ σημαντική, λειτουργεί για οποιαδήποτε φαινόμενα ισορροπίας (όχι μόνο χημικές αντιδράσεις). Ωστόσο, τώρα θα το εξετάσουμε σε σχέση με τις χημικές αλληλεπιδράσεις. Στην περίπτωση των χημικών αντιδράσεων, η εξωτερική δράση οδηγεί σε αλλαγή των συγκεντρώσεων ισορροπίας των ουσιών.
Τρεις κύριοι παράγοντες μπορούν να επηρεάσουν τις χημικές αντιδράσεις σε ισορροπία: θερμοκρασία, πίεση και συγκεντρώσεις αντιδρώντων ή προϊόντων.
1. Όπως γνωρίζετε, οι χημικές αντιδράσεις συνοδεύονται από ένα θερμικό αποτέλεσμα. Εάν η άμεση αντίδραση προχωρήσει με την απελευθέρωση θερμότητας (εξώθερμη, ή + Q), τότε η αντίστροφη αντίδραση προχωρά με την απορρόφηση θερμότητας (ενδόθερμη, ή -Q) και αντίστροφα. Αν σηκώσεις θερμοκρασία στο σύστημα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί έτσι ώστε να αντισταθμιστεί αυτή η αύξηση. Είναι λογικό ότι με μια εξώθερμη αντίδραση δεν μπορεί να αντισταθμιστεί η αύξηση της θερμοκρασίας. Έτσι, καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία, η ισορροπία στο σύστημα μετατοπίζεται προς την απορρόφηση θερμότητας, δηλ. προς τις ενδόθερμες αντιδράσεις (-Q); με φθίνουσα θερμοκρασία - προς την κατεύθυνση μιας εξώθερμης αντίδρασης (+ Q).
2. Στην περίπτωση των αντιδράσεων ισορροπίας, όταν τουλάχιστον μία από τις ουσίες βρίσκεται στην αέρια φάση, η ισορροπία επηρεάζεται επίσης σημαντικά από την αλλαγή πίεσηστο σύστημα. Όταν η πίεση αυξάνεται, το χημικό σύστημα προσπαθεί να αντισταθμίσει αυτό το αποτέλεσμα και αυξάνει τον ρυθμό της αντίδρασης, κατά την οποία η ποσότητα των αερίων ουσιών μειώνεται. Όταν η πίεση μειώνεται, το σύστημα αυξάνει τον ρυθμό της αντίδρασης, κατά την οποία σχηματίζονται περισσότερα μόρια αέριων ουσιών. Έτσι: με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μείωση του αριθμού των μορίων αερίου, με μείωση της πίεσης - προς αύξηση του αριθμού των μορίων αερίου.
Σημείωση! Συστήματα όπου ο αριθμός των μορίων των αντιδρώντων αερίων και προϊόντων είναι ίδιος δεν επηρεάζονται από την πίεση! Επίσης, μεταβολή της πίεσης πρακτικά δεν επηρεάζει την ισορροπία στα διαλύματα, δηλ. σε αντιδράσεις όπου δεν υπάρχουν αέρια.
3. Επίσης, η ισορροπία στα χημικά συστήματα επηρεάζεται από την αλλαγή συγκέντρωσηαντιδραστήρια και προϊόντα. Καθώς η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, το σύστημα προσπαθεί να τα χρησιμοποιήσει και αυξάνει τον ρυθμό της προς τα εμπρός αντίδρασης. Με τη μείωση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων, το σύστημα προσπαθεί να τα συσσωρεύσει και ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται. Με την αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων, το σύστημα προσπαθεί επίσης να τα χρησιμοποιήσει και αυξάνει τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης. Με τη μείωση της συγκέντρωσης των προϊόντων, το χημικό σύστημα αυξάνει τον ρυθμό σχηματισμού τους, δηλ. ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης.
Αν σε χημικό σύστημα ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης αυξάνεται σωστά , προς τη διαμόρφωση προϊόντων Και κατανάλωση αντιδραστηρίου . Αν ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται, λέμε ότι η ισορροπία έχει μετατοπιστεί αριστερά , προς την κατανάλωση τροφίμων Και αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων .
Για παράδειγμα, στην αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας:
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 + Q
μια αύξηση της πίεσης οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης, κατά την οποία σχηματίζεται μικρότερος αριθμός μορίων αερίου, δηλ. άμεση αντίδραση (ο αριθμός των μορίων του αντιδρώντος αερίου είναι 4, ο αριθμός των μορίων αερίου στα προϊόντα είναι 2). Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά, προς τα προϊόντα. Στο αύξηση της θερμοκρασίαςη ισορροπία θα αλλάξει προς μια ενδόθερμη αντίδραση, δηλ. προς τα αριστερά, προς τα αντιδραστήρια. Η αύξηση της συγκέντρωσης αζώτου ή υδρογόνου θα μετατοπίσει την ισορροπία προς την κατανάλωσή τους, δηλ. προς τα δεξιά, προς τα προϊόντα.
Καταλύτης δεν επηρεάζει την ισορροπία, γιατί επιταχύνει τόσο τις μπροστινές όσο και τις αντίστροφες αντιδράσεις.
Ενας από τα πιο σημαντικά χαρακτηριστικάμια χημική αντίδραση είναι το βάθος (βαθμός) μετασχηματισμού, που δείχνει πόσο οι αρχικές ουσίες μετατρέπονται σε προϊόντα αντίδρασης. Όσο μεγαλύτερο είναι, τόσο πιο οικονομικά μπορεί να πραγματοποιηθεί η διαδικασία. Το βάθος μετατροπής, μεταξύ άλλων παραγόντων, εξαρτάται από την αναστρεψιμότητα της αντίδρασης.
αναστρεπτόςαντιδράσεις , Διαφορετικός μη αναστρεψιμο, μην προχωρήσετε στο τέλος: κανένα από τα αντιδρώντα δεν καταναλώνεται πλήρως. Ταυτόχρονα, τα προϊόντα της αντίδρασης αλληλεπιδρούν με το σχηματισμό των πρώτων υλών.
Εξετάστε παραδείγματα:
1) ίσοι όγκοι αέριου ιωδίου και υδρογόνου εισάγονται σε ένα κλειστό δοχείο σε μια ορισμένη θερμοκρασία. Εάν οι συγκρούσεις των μορίων αυτών των ουσιών συμβαίνουν με τον επιθυμητό προσανατολισμό και επαρκή ενέργεια, τότε οι χημικοί δεσμοί μπορούν να αναδιαταχθούν με το σχηματισμό μιας ενδιάμεσης ένωσης (ένα ενεργοποιημένο σύμπλοκο, βλέπε ενότητα 1.3.1). Περαιτέρω αναδιάταξη των δεσμών μπορεί να οδηγήσει στην αποσύνθεση της ενδιάμεσης ένωσης σε δύο μόρια υδροϊωδίου. Εξίσωση αντίδρασης:
H2 + I 2 ® 2HI
Αλλά τα μόρια του υδροϊωδίου θα συγκρουστούν επίσης τυχαία με μόρια υδρογόνου, ιωδίου και μεταξύ τους. Όταν τα μόρια HI συγκρούονται, τίποτα δεν θα εμποδίσει το σχηματισμό μιας ενδιάμεσης ένωσης, η οποία μπορεί στη συνέχεια να αποσυντεθεί σε ιώδιο και υδρογόνο. Αυτή η διαδικασία εκφράζεται με την εξίσωση:
2HI ® H 2 + I 2
Έτσι, δύο αντιδράσεις θα προχωρήσουν ταυτόχρονα σε αυτό το σύστημα - ο σχηματισμός υδροϊωδίου και η αποσύνθεσή του. Μπορούν να εκφραστούν με μία γενική εξίσωση
H 2 + I 2 "2HI
Η αναστρεψιμότητα της διαδικασίας φαίνεται από το σύμβολο ".
Η αντίδραση που κατευθύνεται σε αυτή την περίπτωση προς το σχηματισμό υδροϊωδίου ονομάζεται άμεση και η αντίθετη ονομάζεται αντίστροφη.
2) αν αναμίξουμε δύο γραμμομόρια διοξειδίου του θείου με ένα γραμμομόριο οξυγόνου, δημιουργήσουμε συνθήκες στο σύστημα που είναι ευνοϊκές για να προχωρήσει η αντίδραση και αφού παρέλθει ο χρόνος αναλύσουμε το μείγμα αερίων, τα αποτελέσματα θα δείξουν ότι το σύστημα θα περιέχουν τόσο SO 3 - το προϊόν της αντίδρασης, όσο και τις αρχικές ουσίες - SO 2 και O 2. Εάν το οξείδιο του θείου (+6) τοποθετηθεί υπό τις ίδιες συνθήκες με την αρχική ουσία, τότε θα είναι δυνατό να βρεθεί ότι μέρος του θα αποσυντεθεί σε οξυγόνο και οξείδιο του θείου (+4) και η τελική αναλογία μεταξύ των ποσοτήτων όλων τρεις ουσίες θα είναι ίδιες όπως όταν ξεκινάμε από ένα μείγμα διοξειδίου του θείου και οξυγόνου.
Έτσι, η αλληλεπίδραση του διοξειδίου του θείου με το οξυγόνο είναι επίσης ένα από τα παραδείγματα μιας αναστρέψιμης χημικής αντίδρασης και εκφράζεται με την εξίσωση
2SO 2 + O 2 "2SO 3
3) η αλληλεπίδραση του σιδήρου με το υδροχλωρικό οξύ προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:
Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2
Με αρκετό υδροχλωρικό οξύ, η αντίδραση θα τελειώσει όταν
όλο το σίδερο έχει εξαντληθεί. Επιπλέον, εάν προσπαθήσετε να πραγματοποιήσετε αυτήν την αντίδραση προς την αντίθετη κατεύθυνση - να περάσετε υδρογόνο μέσω ενός διαλύματος χλωριούχου σιδήρου, τότε ο μεταλλικός σίδηρος και το υδροχλωρικό οξύ δεν θα λειτουργήσουν - αυτή η αντίδραση δεν μπορεί να πάει προς την αντίθετη κατεύθυνση. Έτσι, η αλληλεπίδραση του σιδήρου με το υδροχλωρικό οξύ είναι μια μη αναστρέψιμη αντίδραση.
Ωστόσο, θα πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι θεωρητικά οποιαδήποτε μη αναστρέψιμη διαδικασία μπορεί να αναπαρασταθεί ως αναστρέψιμη υπό ορισμένες συνθήκες, π.χ. Καταρχήν, όλες οι αντιδράσεις μπορούν να θεωρηθούν αναστρέψιμες. Πολύ συχνά όμως επικρατεί ξεκάθαρα μια από τις αντιδράσεις. Αυτό συμβαίνει σε εκείνες τις περιπτώσεις όπου τα προϊόντα αλληλεπίδρασης απομακρύνονται από τη σφαίρα της αντίδρασης: κατακρημνίζεται ένα ίζημα, απελευθερώνεται ένα αέριο, κατά τη διάρκεια των αντιδράσεων ανταλλαγής ιόντων σχηματίζονται πρακτικά προϊόντα που δεν διασπώνται. ή όταν, λόγω σαφούς περίσσειας αρχικών ουσιών, η αντίθετη διαδικασία πρακτικά καταστέλλεται. Έτσι, ο φυσικός ή τεχνητός αποκλεισμός της πιθανότητας αντίστροφης αντίδρασης σας επιτρέπει να φέρετε τη διαδικασία σχεδόν στο τέλος.
Παραδείγματα τέτοιων αντιδράσεων είναι η αλληλεπίδραση χλωριούχου νατρίου με νιτρικό άργυρο σε διάλυμα
NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3,
βρωμιούχος χαλκός με αμμωνία
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
εξουδετέρωση υδροχλωρικού οξέος με διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου
HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.
Όλα αυτά είναι μόνο παραδείγματα πρακτικάμη αναστρέψιμες διεργασίες, καθώς ο χλωριούχος άργυρος είναι κάπως διαλυτός και το σύμπλοκο κατιόν 2+ δεν είναι απολύτως σταθερό και το νερό διασπάται, αν και σε εξαιρετικά μικρό βαθμό.
