reverzibilnost kemijskih reakcija. Kemijska ravnoteža
Reverzibilne i ireverzibilne kemijske reakcije. kemijska ravnoteža. Pomak ravnoteže pod utjecajem različitih čimbenika
Kemijska ravnoteža
Kemijske reakcije koje se odvijaju u istom smjeru nazivaju se nepovratan.
Većina kemijskih procesa je reverzibilan. To znači da se pod istim uvjetima javljaju i reakcije naprijed i obratno (osobito ako pričamo o zatvorenim sustavima).
Na primjer:
a) reakcija
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
u otvorenom sustavu je nepovratan;
b) ista reakcija
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
u zatvorenom sustavu je reverzibilan.
Razmotrimo detaljnije procese koji se odvijaju tijekom reverzibilnih reakcija, na primjer, za uvjetnu reakciju:
Na temelju zakona djelovanja mase, brzina izravne reakcije
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Budući da se koncentracije tvari $A$ i $B$ s vremenom smanjuju, smanjuje se i brzina izravne reakcije.
Pojava produkata reakcije znači mogućnost obrnute reakcije, a tijekom vremena koncentracije tvari $C$ i $D$ rastu, što znači da se povećava i brzina obrnute reakcije:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Prije ili kasnije doći će do stanja u kojem će se brzine prednje i obrnute reakcije izjednačiti
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Stanje sustava u kojem je brzina prednje reakcije jednaka brzini obrnute reakcije naziva se kemijska ravnoteža.
U tom slučaju koncentracije reaktanata i produkata reakcije ostaju nepromijenjene. Zovu se ravnotežne koncentracije. Na makro razini čini se da se općenito ništa ne mijenja. Ali zapravo, i izravni i obrnuti procesi nastavljaju se odvijati, ali istom brzinom. Stoga se ta ravnoteža u sustavu naziva mobilni I dinamičan.
Konstanta ravnoteže
Označimo ravnotežne koncentracije tvari $[A], [B], [C], [D]$.
Zatim, pošto $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1) [A]^(α) [B]^(β)=k_(2) [C]^ (γ) [ D]^(δ)$, odakle
$([C]^(γ) [D]^(δ))/([A]^(α) [B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(jednako) $
gdje su $γ, δ, α, β$ eksponenti jednaki koeficijentima u reverzibilnoj reakciji; $K_(equal)$ je konstanta kemijske ravnoteže.
Dobiveni izraz kvantitativno opisuje stanje ravnoteže i matematički je izraz zakona djelovanja mase za ravnotežne sustave.
Na konstantnoj temperaturi, konstanta ravnoteže je konstantna vrijednost za danu reverzibilnu reakciju. Prikazuje omjer između koncentracija produkata reakcije (brojnik) i polaznih materijala (nazivnik), koji je uspostavljen u ravnoteži.
Konstante ravnoteže izračunavaju se iz eksperimentalnih podataka određivanjem ravnotežnih koncentracija početnih tvari i produkata reakcije pri određenoj temperaturi.
Vrijednost konstante ravnoteže karakterizira prinos proizvoda reakcije, potpunost njezinog tijeka. Ako se dobije $K_(jednako) >> 1$, to znači da u ravnoteži $[C]^(γ) [D]^(δ) >> [A]^(α) [B]^( β)$ , tj. koncentracije produkata reakcije prevladavaju nad koncentracijama početnih tvari, a iskorištenje produkata reakcije je veliko.
Za $K_ (jednako)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
konstanta ravnoteže
$K_(jednako)=( )/( )$
na $20°S$ ima vrijednost od $0,28$ (tj. manje od $1$). To znači da značajan dio estera nije hidroliziran.
U slučaju heterogenih reakcija, izraz konstante ravnoteže uključuje koncentracije samo onih tvari koje se nalaze u plinovitoj ili tekućoj fazi. Na primjer, za reakciju
konstanta ravnoteže izražava se kako slijedi:
$K_(jednako)=(^2)/()$
Vrijednost konstante ravnoteže ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi.
Konstanta ne ovisi o prisutnosti katalizatora, jer mijenja energiju aktivacije i prednje i obrnute reakcije za isti iznos. Katalizator može samo ubrzati uspostavljanje ravnoteže bez utjecaja na vrijednost konstante ravnoteže.
Pomak ravnoteže pod utjecajem različitih čimbenika
Stanje ravnoteže održava se proizvoljno dugo pri stalnim vanjskim uvjetima: temperatura, koncentracija polaznih tvari, tlak (ako u reakciji sudjeluju ili nastaju plinovi).
Promjenom ovih uvjeta moguće je sustav prebaciti iz jednog stanja ravnoteže u drugo, koje odgovara novim uvjetima. Takav se prijelaz naziva istisnina ili pomak ravnoteže.
Razmotrite različite načine pomicanja ravnoteže koristeći primjer reakcije interakcije dušika i vodika s stvaranjem amonijaka:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(jednako)=(^2)/( ^3)$
Učinak promjene koncentracije tvari
Dodavanjem dušika $N_2$ i vodika $H_2$ u reakcijsku smjesu dolazi do povećanja koncentracije ovih plinova, što znači da se povećava brzina izravne reakcije. Ravnoteža se pomiče udesno, prema produktu reakcije, tj. prema amonijaku $NH_3$.
Isti se zaključak može izvesti analizom izraza za konstantu ravnoteže. S povećanjem koncentracije dušika i vodika, nazivnik raste, a kako je $K_(jednako)$ konstantna vrijednost, brojnik mora rasti. Stoga će se u reakcijskoj smjesi povećati količina produkta reakcije $NH_3$.
Povećanje koncentracije produkta reakcije amonijaka $NH_3$ pomaknut će ravnotežu ulijevo, prema stvaranju početnih tvari. Ovaj se zaključak može izvesti na temelju sličnog razmišljanja.
Učinak promjene tlaka
Promjena tlaka utječe samo na one sustave u kojima je barem jedna od tvari u plinovitom stanju. Porastom tlaka smanjuje se volumen plinova, što znači da se povećava njihova koncentracija.
Pretpostavimo da je tlak u zatvorenom sustavu povećan, na primjer, $2$ puta. To znači da će se koncentracije svih plinovitih tvari ($N_2, H_2, NH_3$) u reakciji koju razmatramo povećati $2$ puta. U ovom slučaju, brojnik u izrazu za $K_(jednako)$ će se povećati 4 puta, a nazivnik - za $16$ puta, tj. ravnoteža će biti poremećena. Da bi se obnovio, mora se povećati koncentracija amonijaka, a smanjiti koncentracija dušika i vodika. Ravnoteža će se pomaknuti udesno. Promjena tlaka praktički ne utječe na volumen tekućih i čvrstih tijela, tj. ne mijenja njihovu koncentraciju. Stoga je stanje kemijske ravnoteže reakcija u kojima ne sudjeluju plinovi neovisno o tlaku.
Učinak promjene temperature
S povećanjem temperature, kao što znate, povećavaju se brzine svih reakcija (egzo- i endotermnih). Štoviše, povećanje temperature ima veći učinak na brzinu onih reakcija koje imaju veliku aktivacijsku energiju, a time i endotermnih.
Stoga se brzina reverzne reakcije (endotermne u našem primjeru) povećava više od brzine prednje reakcije. Ravnoteža će se pomaknuti prema procesu, praćenom apsorpcijom energije.
Smjer pomaka ravnoteže može se predvidjeti korištenjem Le Chatelierovog načela (1884.):
Ako se na sustav u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj (promjene koncentracije, tlaka, temperature), tada se ravnoteža pomiče u smjeru koji taj utjecaj slabi.
Izvucimo zaključke:
- s povećanjem koncentracije reaktanata, kemijska ravnoteža sustava pomiče se prema stvaranju produkata reakcije;
- s povećanjem koncentracije produkata reakcije, kemijska ravnoteža sustava pomiče se prema stvaranju polaznih tvari;
- s povećanjem tlaka kemijska ravnoteža sustava pomiče se prema reakciji u kojoj je volumen nastalih plinovitih tvari manji;
- kako temperatura raste, kemijska ravnoteža sustava pomiče se prema endotermnoj reakciji;
- pri padu temperature – u smjeru egzotermnog procesa.
Le Chatelierov princip primjenjiv je ne samo na kemijske reakcije, već i na mnoge druge procese: isparavanje, kondenzaciju, taljenje, kristalizaciju itd. U proizvodnji najvažnijih kemijskih proizvoda, Le Chatelierov princip i proračuni koji proizlaze iz zakona masovno djelovanje omogućuju pronalaženje takvih uvjeta za odvijanje kemijskih procesa koji osiguravaju maksimalan prinos željene tvari.
prekvalifikacija odgajatelja.
Prirodoslovni odjel
Tema: “Reverzibilne i ireverzibilne reakcije.
kemijska ravnoteža. Le Chatelierov princip.
Radovi završeni:
Grupa slušatelja X - 1
profesor kemije, srednja škola №6
Dimitrovgrad
Uljanovska regija
Lepihova Tatjana Vasiljevna
Znanstveni savjetnik:
voditelj Odjela
prirodna znanost
Akhmetov Marat Anvarovich
Uljanovsk 2009
Reverzibilne i ireverzibilne kemijske reakcije.
kemijska ravnoteža.
Le Chatelierov princip.
Cilj rada: 1) Proučavanje značajki i obrazaca tijeka kemijskih reakcija, kao nastavak formiranja ideja o različitim vrstama kemijskih reakcija na temelju reverzibilnosti.
2) Uopćavanje i konkretiziranje znanja o zakonitostima kemijskih reakcija, formiranje vještina i sposobnosti utvrđivanja, objašnjavanja obilježja i nastalih uvjeta potrebnih za odvijanje pojedine reakcije. 3) Proširiti i produbiti znanja o raznolikosti kemijskih procesa, naučiti učenike uspoređivati, analizirati, objašnjavati, zaključivati i generalizirati. 4) Smatrajte ovaj dio kemijske znanosti najvažnijim u primijenjenom aspektu i razmotrite koncept kemijske ravnoteže kao poseban slučaj jedinstvenog zakona prirodne ravnoteže, želje za kompenzacijom, stabilnosti ravnoteže u jedinstvu s glavnim oblikom postojanja materije, kretanja, dinamike.
Zadaci.
Razmotrite temu: “Reverzibilne i ireverzibilne reakcije” na konkretni primjeri, koristeći prethodne ideje o brzini kemijskih reakcija.
Nastaviti s proučavanjem značajki reverzibilnih kemijskih reakcija i formiranjem predodžbi o kemijskoj ravnoteži kao dinamičkom stanju sustava koji reagira.
Proučiti principe pomicanja kemijske ravnoteže i naučiti studente određivati uvjete za pomicanje kemijske ravnoteže.
Dati studentima predodžbu o važnosti ove teme ne samo za kemijsku proizvodnju, već i za normalno funkcioniranje živog organizma i prirode u cjelini.
Uvod
U prirodi, u organizmima živih bića, u procesu fiziološke aktivnosti čovjeka, u njegovom djelovanju na stvaranju uvjeta različite razine: kućanstvo, obrana, industrijska, tehnička, ekološka i druga - tisuće, milijuni potpuno različitih reakcija se događaju ili provode, koje se mogu razmatrati iz različite točke vizija i klasifikacija. Kemijske reakcije ćemo razmatrati u smislu njihove reverzibilnosti i ireverzibilnosti.
Teško je precijeniti značaj ovih pojmova: sve dok postoji osoba koja razmišlja, ljudska misao o reverzibilnosti i ireverzibilnosti procesa koji se odvijaju u njegovom tijelu jednako kuca, vječni problem o produljenju ljudskog života, problemu nepovratnosti posljedica njegovog života, nepromišljenom odnosu prema prirodi.
Želim razmotriti koncept reverzibilnosti i ireverzibilnosti kemijskih reakcija, koncept kemijske ravnoteže i uvjete za njezin pomak u "korisnom" smjeru. Predstaviti teorijska osnova uz naknadnu provjeru, samoprovjeru znanja o ovoj temi, korištenjem testiranja različitih tipologija. Pretpostavljam da je "prošao put" od jednostavnog prema višem teške zadatke, učenici će imati jasno, dobro znanje ne samo o ovoj temi, već će i produbiti svoje znanje iz kemije.
Kemijske reakcije su pojave u kojima se jedna (ili jedna) tvar pretvara u drugu, a dokaz tome su vidljive i nevidljive promjene. Vidljivo: promjene boje, mirisa, okusa, taloženje, promjena boje indikatora, upijanje i oslobađanje topline. Nevidljivo: Promjena u sastavu tvari koja se može odrediti pomoću kvalitativnih i analitičkih reakcija. Sve ove reakcije mogu se podijeliti u dvije vrste: reverzibilne i ireverzibilne reakcije.
ireverzibilne reakcije. Reakcije koje teku samo u jednom smjeru i završavaju potpunom pretvorbom početnih reaktanata u konačne tvari nazivaju se ireverzibilnim.
Primjer takve reakcije je razgradnja kalijevog klorata (bertoletova sol) kada se zagrijava:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Reakcija će se zaustaviti kada se sav kalijev klorat pretvori u kalijev klorid i kisik. Nema mnogo ireverzibilnih reakcija.
Ako se otopine kiselina i lužina ispuste, nastaju sol i voda, npr.
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O, a ako su tvari uzete u pravim omjerima, otopina ima neutralnu reakciju i u njoj ne ostaju čak ni tragovi klorovodične kiseline i natrijevog hidroksida. Ako pokušate provesti reakciju u otopini između nastalih tvari - natrijevog klorida i vode, tada neće biti nikakvih promjena. U takvim slučajevima kaže se da je reakcija kiseline s alkalijom ireverzibilna, tj. nema povratne reakcije. Mnogo je reakcija praktički nepovratno na sobnoj temperaturi, na primjer,
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O, itd.
reverzibilne reakcije. Reverzibilne reakcije su one koje se istovremeno odvijaju u dva međusobno suprotna smjera.
Većina reakcija je reverzibilna. U jednadžbama reverzibilnih reakcija između lijevog i desnog dijela nalaze se dvije strelice koje pokazuju suprotne smjerove. Primjer takve reakcije je sinteza amonijaka iz vodika i dušika:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
U tehnici su reverzibilne reakcije općenito nepovoljne. Stoga ih razne metode (promjene temperature, tlaka itd.) čine praktički nepovratnima.
Nepovratne su takve reakcije tijekom kojih:
1) nastali produkti napuštaju reakcijsku sferu - talože se u obliku taloga, oslobađaju se u obliku plina, npr.
VaSl 2 + N 2 SO 4 = VaSO 4 ↓ + 2NCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) nastaje blago disocirani spoj, na primjer voda:
Hcl + NaOH \u003d H2O + NaCl
3) reakcija je popraćena velikim oslobađanjem energije, na primjer, izgaranje magnezija
Mg + 1 / 2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
U jednadžbama ireverzibilnih reakcija između lijevog i desnog dijela stavlja se znak jednakosti ili strelica.
Mnoge reakcije su već reverzibilne pod normalnim uvjetima, što znači da se reverzna reakcija odvija u znatnoj mjeri. Na primjer, ako pokušate neutralizirati lužinom vodenu otopinu vrlo slabe hipokloričaste kiseline, ispada da reakcija neutralizacije ne ide do kraja i otopina ima jako alkalno okruženje. To znači da je reakcija HClO + NaOH NaClO + H 2 O reverzibilna, tj. proizvodi ove reakcije, međusobno reagirajući, djelomično prelaze u polazne spojeve. Kao rezultat, otopina ima alkalnu reakciju. Reakcija stvaranja estera je reverzibilna (obrnuta reakcija naziva se saponifikacija): RCOOH + R "OH RCOOR" + H 2 O, mnogi drugi procesi.
Kao i mnogi drugi koncepti u kemiji, koncept reverzibilnosti je uglavnom proizvoljan. Obično se reakcija smatra ireverzibilnom, nakon koje su koncentracije polaznih tvari toliko niske da se ne mogu detektirati (naravno, to ovisi o osjetljivosti metoda analize). Kada se vanjski uvjeti promijene (prije svega temperatura i tlak), nepovratna reakcija može postati reverzibilna i obrnuto. Dakle, pri atmosferskom tlaku i temperaturama ispod 1000 ° C, reakcija 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O još uvijek se može smatrati nepovratnom, dok se na temperaturi od 2500 ° C i višoj voda disocira na vodik i kisik za oko 4 %, a na temperaturi od 3000 ° C - već za 20%.
Krajem 19.st Njemački fizikalni kemičar Max Bodenstein (1871. – 1942.) detaljno je proučavao procese nastanka i toplinske disocijacije jodovodika: H 2 + I 2 2HI. Promjenom temperature mogao je postići prevladavajući tok samo prednje ili samo obrnute reakcije, ali su u općem slučaju obje reakcije išle istovremeno u suprotnim smjerovima. Mnogo je takvih primjera. Jedna od najpoznatijih je reakcija sinteze amonijaka 3H 2 + N 2 2NH 3; reverzibilne su i mnoge druge reakcije, npr. oksidacija sumporovog dioksida 2SO 2 + O 2 2SO 3 , reakcije organskih kiselina s alkoholima itd.
Reakcija se naziva reverzibilnom ako njezin smjer ovisi o koncentracijama tvari koje sudjeluju u reakciji. Na primjer, u slučaju heterogene katalitičke reakcije N2 + 3H2 = 2NH3 (1), pri niskoj koncentraciji amonijaka u plinovitoj vodi i visokim koncentracijama dušika i vodika nastaje amonijak; naprotiv, pri visokoj koncentraciji amonijaka, on se raspada, reakcija ide u suprotnom smjeru. Nakon završetka reverzibilne reakcije, tj. nakon postizanja kemijske ravnoteže, sustav sadrži i početne materijale i produkte reakcije. Reakcija se naziva ireverzibilnom ako se može odvijati samo u jednom smjeru i završava potpunom transformacijom polaznih tvari u produkte; primjer je razgradnja eksploziva. Ista reakcija, ovisno o uvjetima (temperatura, tlak), može biti u biti reverzibilna ili praktički ireverzibilna. Jednostavna (jednostupanjska) reverzibilna reakcija sastoji se od dvije elementarne reakcije koje se odvijaju istovremeno, a koje se međusobno razlikuju samo u smjeru kemijske transformacije. Smjer konačne reakcije dostupan izravnom promatranju određen je time koja od tih recipročnih reakcija ima veću brzinu. Na primjer, jednostavna reakcija N2O4 Û 2NO2 (2) sastoji se od elementarnih reakcija N2O4?2NO2 i 2NO2?N2O4. M. I. Tjomkin.
KEMIJSKA RAVNOTEŽA.
Kemijska ravnoteža- stanje sustava u kojem je brzina prednje reakcije (V 1) jednaka brzini obrnute reakcije (V 2). U kemijskoj ravnoteži koncentracije tvari ostaju nepromijenjene. Kemijska ravnoteža ima dinamički karakter: prednja i obrnuta reakcija ne prestaju u ravnoteži.
Stanje kemijske ravnoteže kvantitativno je obilježeno konstantom ravnoteže, koja je omjer konstanti izravne (K 1) i obrnute (K 2) reakcije.
Za reakciju mA + nB pC + dD konstanta ravnoteže je
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Konstanta ravnoteže ovisi o temperaturi i prirodi reaktanata. Što je konstanta ravnoteže veća, to je ravnoteža više pomaknuta prema stvaranju produkata izravne reakcije. U stanju ravnoteže molekule ne prestaju doživljavati sudare, međudjelovanje među njima ne prestaje, ali koncentracije tvari ostaju konstantne. Te se koncentracije nazivaju ravnotežnim.
|
Ravnotežna koncentracija- koncentracija tvari koja sudjeluje u reverzibilnoj kemijskoj reakciji koja je postigla stanje ravnoteže. |
Ravnotežna koncentracija označena je formulom tvari u uglatim zagradama, na primjer:
S ravnoteža (H 2) \u003d ili R ravnoteža (HI) = .
Kao i svaka druga koncentracija, ravnotežna koncentracija se mjeri u molovima po litri.
Da smo uzeli druge koncentracije početnih tvari u primjerima koje smo razmotrili, tada bismo nakon postizanja ravnoteže dobili druge vrijednosti ravnotežnih koncentracija. Ove nove vrijednosti (označene zvjezdicama) bit će povezane sa starim na sljedeći način:
.
Općenito, za reverzibilnu reakciju
a A+ b B d D+ f F
u stanju ravnoteže pri konstantnoj temperaturi promatra se odnos
Taj se omjer naziva zakon djelovanja mase, koji je formuliran na sljedeći način:
pri konstantnoj temperaturi, omjer umnoška ravnotežnih koncentracija produkata reakcije, potencije jednake njihovim koeficijentima, i umnoška ravnotežnih koncentracija polaznih tvari, potencije jednake njihovim koeficijentima, je konstanta vrijednost.
Konstantna vrijednost ( DO S) Zove se konstanta ravnoteže ovu reakciju. Indeks "c" u oznaci ove veličine označava da su za izračun konstante korištene koncentracije.
Ako je konstanta ravnoteže velika, tada je ravnoteža pomaknuta prema produktima izravne reakcije, ako je mala, onda prema polaznim tvarima. Ako je konstanta ravnoteže vrlo velika, onda kažu da je reakcija " praktički nepovratno, ako je konstanta ravnoteže vrlo mala, tada je reakcija " praktički ne radi."
Konstanta ravnoteže - za svaku reverzibilnu reakciju vrijednost je konstantna samo pri konstantnoj temperaturi. Za istu reakciju pri različitim temperaturama konstanta ravnoteže poprima različite vrijednosti.
Gornji izraz za zakon djelovanja mase vrijedi samo za reakcije u kojima su svi sudionici ili plinovi ili otopljene tvari. U drugim slučajevima, jednadžba za konstantu ravnoteže donekle se mijenja.
Na primjer, u reverzibilnoj reakciji koja se odvija na visokoj temperaturi
C (gr) + CO 2 2CO (g)
uključen je tvrdi grafit C (gr). Formalno, koristeći zakon djelovanja mase, napišemo izraz za konstantu ravnoteže ove reakcije, označavajući je DO":
Čvrsti grafit koji leži na dnu reaktora reagira samo s površine, a njegova "koncentracija" ne ovisi o masi grafita i konstantna je za svaki omjer tvari u plinskoj smjesi.
Pomnožite desnu i lijevu stranu jednadžbe ovom konstantom:
Dobivena vrijednost je konstanta ravnoteže ove reakcije:
Slično, za ravnotežu druge reverzibilne reakcije koja se također odvija na visokoj temperaturi,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
dobivamo konstantu ravnoteže
DO S = .
U ovom slučaju, ona je jednostavno jednaka ravnotežnoj koncentraciji ugljičnog dioksida.
S mjeriteljskog gledišta, konstanta ravnoteže nije jedna fizikalna veličina. Ovo je skupina veličina s različitim mjernim jedinicama, ovisno o specifičnom izražavanju konstante kroz ravnotežne koncentracije. Na primjer, za reverzibilnu reakciju grafita s ugljikovim dioksidom [ K c] = 1 mol/l, konstanta ravnoteže reakcije toplinske razgradnje kalcijevog karbonata ima istu mjernu jedinicu, a konstanta ravnoteže reakcije sinteze jodovodika je bezdimenzijska vrijednost. Općenito [ K c] = 1 (mol/l) n .
Pomak u kemijskoj ravnoteži. Le Chatelierov princip
Prijelaz ravnotežnog kemijskog sustava iz jednog u drugo ravnotežno stanje naziva se pomak (pomak) kemijske ravnoteže, koji se provodi promjenom termodinamičkih parametara sustava - temperature, koncentracije, tlaka.Kada se ravnoteža pomakne u smjeru naprijed, postiže se povećanje prinosa proizvoda, a kada se pomakne u suprotnom smjeru, smanjenje u stupnju konverzije reagensa. Oba mogu biti korisna u kemijskom inženjerstvu. Budući da su gotovo sve reakcije donekle reverzibilne, u industriji i laboratorijskoj praksi javljaju se dva problema: kako dobiti produkt "korisne" reakcije s maksimalnim prinosom i kako smanjiti prinos produkata "štetne" reakcije. U oba slučaja, postaje neophodno pomaknuti ravnotežu prema produktima reakcije ili prema početnim materijalima. Da biste naučili kako to učiniti, morate znati što određuje ravnotežni položaj bilo koje reverzibilne reakcije.
Položaj ravnoteže ovisi o:
1) o vrijednosti konstante ravnoteže (odnosno o prirodi reaktanata i temperature),
2) o koncentraciji tvari koje sudjeluju u reakciji i
3) na tlak (za plinske sustave proporcionalan je koncentracijama tvari).
Za kvalitativnu procjenu utjecaja na kemijsku ravnotežu svih ovih vrlo različitih čimbenika, koristi se inherentno univerzalni Le Chatelierov princip(Francuski fizikalni kemičar i metalurg Henri Louis Le Chatelier formulirao ju je 1884.), koja je primjenjiva na sve ravnotežne sustave, ne samo na kemijske.
Ako se na sustav u ravnoteži djeluje izvana, tada će se ravnoteža u sustavu pomaknuti u smjeru u kojem se taj učinak djelomično kompenzira.
Kao primjer utjecaja na ravnotežni položaj koncentracija tvari koje sudjeluju u reakciji, razmotrite reverzibilnu reakciju dobivanja jodovodika
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).
Prema zakonu o djelovanju mase u stanju ravnoteže
.
Neka je u reaktoru obujma 1 litre pri određenoj konstantnoj temperaturi uspostavljena ravnoteža pri kojoj su koncentracije svih sudionika u reakciji iste i jednake 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol /l; = 1 mol/l). Stoga, na ovoj temperaturi DO S= 1. Budući da je volumen reaktora 1 litra, n(H 2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol i n(HI) = 1 mol. U trenutku t 1 uvedemo još 1 mol HI u reaktor, njegova koncentracija će postati jednaka 2 mol/L. Ali da bi se DO S ostala konstantna, koncentracije vodika i joda bi trebale rasti, a to je moguće samo zbog razgradnje dijela vodika joda prema jednadžbi
2HI (g) \u003d H2 (g) + I2 (g).
Neka se do trenutka postizanja novog stanja ravnoteže t 2 razgradi x mol HI i, prema tome, dodatnih 0,5 x mol H 2 i I 2 . Nove ravnotežne koncentracije sudionika reakcije: = (1 + 0,5 x) mol/l; = (1 + 0,5 x) mol/l; = (2 - x) mol/l. Zamjenom brojčanih vrijednosti veličina u izraz zakona djelovanja mase, dobivamo jednadžbu
Gdje x= 0,667. Prema tome, = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Brzina reakcije i ravnoteža.
Neka postoji reverzibilna reakcija A + B C + D. Ako pretpostavimo da se prednja i obrnuta reakcija odvijaju u jednom stupnju, tada će brzine ovih reakcija biti izravno proporcionalne koncentracijama reagensa: brzina izravne reakcije v 1 = k 1 [A][B], brzina reverzne reakcije v 2 = k 2 [C][D] (uglate zagrade označavaju molarne koncentracije reagensa). Može se vidjeti da kako izravna reakcija napreduje, koncentracije polaznih tvari A i B se smanjuju, a brzina izravne reakcije također opada. Brzina reverzne reakcije, koja je u početnom trenutku jednaka nuli (nema produkata C i D), postupno raste. Prije ili kasnije doći će trenutak kada će se brzine prednje i obrnute reakcije izjednačiti. Nakon toga se koncentracije svih tvari - A, B, C i D ne mijenjaju s vremenom. To znači da je reakcija dosegla ravnotežni položaj, a koncentracije tvari koje se ne mijenjaju s vremenom nazivaju se ravnotežnim. No, za razliku od mehaničke ravnoteže, u kojoj prestaje svako kretanje, u kemijskoj ravnoteži obje reakcije - i izravna i obrnuta - nastavljaju teći, ali su im brzine jednake i stoga se čini da u sustavu ne dolazi do promjena. Postoji mnogo načina da se dokaže tijek naprijed i obrnute reakcije nakon postizanja ravnoteže. Na primjer, ako se u smjesu vodika, dušika i amonijaka, koja je u ravnotežnom položaju, unese malo izotopa vodika - deuterija D 2, tada će osjetljiva analiza odmah otkriti prisutnost atoma deuterija u molekulama amonijaka. I obrnuto, ako se u sustav unese malo deuteriranog amonijaka NH 2 D, tada će se deuterij odmah pojaviti u početnim tvarima u obliku molekula HD i D 2. Još jedan spektakularan eksperiment izveden je na Kemijskom fakultetu Moskovskog državnog sveučilišta. Srebrna ploča je stavljena u otopinu srebrnog nitrata i nisu uočene nikakve promjene. Zatim je u otopinu unesena neznatna količina radioaktivnih iona srebra, nakon čega je srebrna ploča postala radioaktivna. Ta se radioaktivnost nije mogla "isprati" ni ispiranjem ploče vodom ni pranjem solnom kiselinom. Samo ga jetkanje dušičnom kiselinom ili mehanička obrada površine finim brusnim papirom učinilo neaktivnim. Postoji samo jedan način da se objasni ovaj eksperiment: postoji kontinuirana izmjena atoma srebra između metala i otopine, tj. u sustavu postoji reverzibilna reakcija Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Stoga je dodavanjem radioaktivnih iona Ag+ u otopinu došlo do njihovog "ugrađivanja" u ploču u obliku električki neutralnih, ali ipak radioaktivnih atoma. Dakle, u ravnoteži nisu samo kemijske reakcije između plinova ili otopina, već i procesi otapanja metala i taloženja. Na primjer, krutina se najbrže otapa kada se stavi u čisto otapalo kada je sustav daleko od ravnoteže, u ovaj slučaj- iz zasićene otopine. Postupno se smanjuje brzina otapanja, a istodobno se povećava brzina obrnutog procesa - prijelaz tvari iz otopine u kristalni talog. Kada otopina postane zasićena, sustav dolazi u stanje ravnoteže, dok su brzine otapanja i kristalizacije jednake, a masa taloga se ne mijenja s vremenom. Kako se sustav može "suprotstaviti" promjenama vanjskih uvjeta? Ako se npr. zagrijavanjem povisi temperatura ravnotežne smjese, sam sustav, naravno, ne može “oslabiti” vanjsko zagrijavanje, ali se ravnoteža u njemu pomiče na način da se reakcijski sustav zagrijava na određenu temperaturu. zahtijeva više topline nego u slučaju ako se ravnoteža ne pomakne. U tom slučaju se ravnoteža pomiče tako da se toplina apsorbira, tj. prema endotermnoj reakciji. To se može protumačiti kao "želja sustava da oslabi vanjske utjecaje". S druge strane, ako postoji nejednak broj molekula plina na lijevoj i desnoj strani jednadžbe, tada se ravnoteža u takvom sustavu također može pomaknuti promjenom tlaka. S povećanjem tlaka ravnoteža se pomiče na stranu gdje je manji broj molekula plina (i na taj se način, takoreći, “suprotstavlja” vanjskom tlaku). Ako se tijekom reakcije ne mijenja broj molekula plina
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), tada tlak ne utječe na položaj ravnoteže. Treba napomenuti da se pri promjeni temperature mijenja i konstanta ravnoteže reakcije, dok pri promjeni samo tlaka ona ostaje konstantna.
Nekoliko primjera upotrebe Le Chatelierovog principa za predviđanje pomaka u kemijskoj ravnoteži. Reakcija 2SO 2 + O 2 2SO 3 (d) je egzotermna. Ako se temperatura povisi, endotermna razgradnja SO 3 će imati prednost i ravnoteža će se pomaknuti ulijevo. Ako se temperatura spusti, ravnoteža će se pomaknuti udesno. Dakle, smjesa SO 2 i O 2, uzeta u stehiometrijskom omjeru 2: 1 ( cm . stehiomerija), na temperaturi od 400 ° C i atmosferskom tlaku prelazi u SO 3 s prinosom od oko 95%, tj. stanje ravnoteže u ovim uvjetima je gotovo potpuno pomaknuto prema SO 3 . Na 600°C ravnotežna smjesa već sadrži 76% SO 3 , a na 800°C samo 25%. Zato pri sagorijevanju sumpora u zraku nastaje uglavnom SO 2 i samo oko 4% SO 3 . Iz jednadžbe reakcije također proizlazi da će povećanje ukupnog tlaka u sustavu pomaknuti ravnotežu udesno, a smanjenjem tlaka ravnoteža će se pomaknuti ulijevo.
Reakcija odvajanja vodika iz cikloheksana uz nastajanje benzena
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 provodi se u plinovitoj fazi, također u prisutnosti katalizatora. Ova reakcija teče uz utrošak energije (endotermna), ali uz povećanje broja molekula. Stoga će učinak temperature i tlaka na njega biti izravno suprotan onom koji se opaža u slučaju sinteze amonijaka. Naime: povećanje ravnotežne koncentracije benzena u smjesi pospješuje porast temperature i pad tlaka, pa se reakcija u industriji odvija pri niskim tlakovima (2–3 atm) i visokim temperaturama (450–500 °C). °C). Ovdje je povećanje temperature "dvostruko povoljno": ono ne samo da povećava brzinu reakcije, već također pridonosi pomaku ravnoteže prema stvaranju ciljnog produkta. Naravno, još veće smanjenje tlaka (na primjer, na 0,1 atm) uzrokovalo bi daljnji pomak ravnoteže udesno, međutim, u ovom slučaju, u reaktoru će biti premalo tvari, a brzina reakcije će također smanjiti, tako da se ukupna produktivnost neće povećati, već će se smanjiti. Ovaj primjer još jednom pokazuje da je ekonomski opravdana industrijska sinteza uspješno manevriranje između Scile i Haribde.
Le Chatelierov princip "radi" u takozvanom halogenom ciklusu, koji se koristi za proizvodnju titana, nikla, hafnija, vanadija, niobija, tantala i drugih metala visoke čistoće. Reakcija metala s halogenom, na primjer, Ti + 2I 2 TiI 4, odvija se uz oslobađanje topline, pa se, kako temperatura raste, ravnoteža pomiče ulijevo. Tako na 600°C titan lako stvara hlapljivi jodid (ravnoteža je pomaknuta udesno), a na 110°C dolazi do razgradnje jodida (ravnoteža je pomaknuta ulijevo) uz oslobađanje vrlo čistog metala. Takav ciklus funkcionira i kod halogenih žarulja, gdje volfram isparen iz spirale i taložen na hladnijim stijenkama stvara hlapljive spojeve s halogenima koji se na vrućoj spirali ponovno razgrađuju, a volfram se prenosi na svoje prvobitno mjesto.
Osim promjene temperature i tlaka, postoji još jedan učinkovit način utjecaja na ravnotežni položaj. Zamislite to iz ravnotežne smjese
A + B C + D bilo koja tvar se izlučuje. Sukladno Le Chatelierovom principu, sustav će odmah "odgovoriti" na takav udar: ravnoteža će se početi pomicati na takav način da kompenzira gubitak određene tvari. Na primjer, ako se tvar C ili D (ili obje odjednom) uklone iz reakcijske zone, ravnoteža će se pomaknuti udesno, a ako se uklone tvari A ili B, pomaknut će se ulijevo. Uvođenje bilo koje tvari u sustav također će pomaknuti ravnotežu, ali u drugom smjeru.
Tvari se mogu ukloniti iz reakcijske zone različiti putevi. Na primjer, ako se u dobro zatvorenoj posudi s vodom nalazi sumporni dioksid, uspostavit će se ravnoteža između plinovitog, otopljenog i izreagiranog sumpornog dioksida:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Ako se posuda otvori, sumporov dioksid će postupno početi isparavati i više neće moći sudjelovati u procesu – ravnoteža će se početi pomicati ulijevo, sve do potpunog raspada sumporaste kiseline. Sličan se proces može primijetiti svaki put kad otvorite bocu limunade ili mineralne vode: ravnoteža CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 pomiče se ulijevo kako CO 2 isparava.
Uklanjanje reagensa iz sustava moguće je ne samo stvaranjem plinovitih tvari, već i vezanjem jednog ili drugog reagensa uz stvaranje netopljivog spoja koji se taloži. Na primjer, ako se u vodenu otopinu CO 2 uvede višak kalcijeve soli, tada će ioni Ca 2+ formirati talog CaCO 3, reagirajući s ugljičnom kiselinom; ravnoteža CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 pomicat će se udesno sve dok u vodi više ne ostane otopljeni plin.
Ravnoteža se također može pomaknuti dodavanjem reagensa. Dakle, kada se razrijeđene otopine FeCl 3 i KSCN ispuštaju, pojavljuje se crvenkasto-narančasta boja kao rezultat stvaranja željeznog tiocijanata (tiocijanata):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Doda li se otopini još FeCl 3 ili KSCN, pojačat će se boja otopine, što ukazuje na pomak ravnoteže udesno (kao da slabi vanjski utjecaj). Ako se, međutim, otopini doda višak KCl, tada će se ravnoteža pomaknuti ulijevo sa smanjenjem boje u svijetložutu.
U formulaciji Le Chatelierovog principa nije uzalud naznačeno da je moguće predvidjeti rezultate vanjskog utjecaja samo za sustave koji su u ravnoteži. Zanemaruje li se ova indikacija, lako je doći do potpuno krivih zaključaka. Na primjer, poznato je da se čvrste lužine (KOH, NaOH) otapaju u vodi uz oslobađanje velike količine topline - otopina se zagrijava gotovo jednako kao kada se koncentrirana sumporna kiselina pomiješa s vodom. Ako zaboravimo da se načelo odnosi samo na ravnotežne sustave, možemo pogrešno zaključiti da bi se s porastom temperature topljivost KOH u vodi trebala smanjivati, budući da je upravo taj pomak u ravnoteži između taloga i zasićene otopine ono što dovodi do dovodi do "slabljenja vanjskog utjecaja". Međutim, proces otapanja KOH u vodi nije nimalo ravnotežan, jer u njemu sudjeluje bezvodna lužina, dok su talog koji je u ravnoteži sa zasićenom otopinom KOH hidrati (uglavnom KOH 2H 2 O). Prijelaz ovog hidrata iz taloga u otopinu je endotermni proces, tj. ne prati zagrijavanje, već hlađenje otopine, tako da je Le Chatelierovo načelo za ravnotežni proces iu ovom slučaju ispunjeno. Na isti način, kada se u vodi otope bezvodne soli - CaCl 2, CuSO 4 itd., otopina se zagrijava, a kada se otope kristalni hidrati CuSO 4 5H 2 O, CaCl 2 6H 2 O, hladi se.
Još jedan zanimljiv i poučan primjer zlouporabe Le Chatelierova načela nalazimo u udžbenicima i popularnoj literaturi. Ako se ravnotežna smjesa smeđeg dušikovog dioksida NO 2 i bezbojnog N 2 O 4 tetroksida stavi u prozirnu plinsku štrcaljku, a zatim se plin brzo stisne klipom, intenzitet boje će se odmah povećati, a nakon nekog vremena (desetci sekundi) ponovno će oslabiti, iako neće dosegnuti izvornu. Ovo iskustvo obično se objašnjava na sljedeći način. Brzo sabijanje smjese rezultira povećanjem tlaka, a time i koncentracije obiju komponenti, pa smjesa postaje tamnija. Ali porast tlaka, u skladu s Le Chatelierovim načelom, pomiče ravnotežu u sustavu 2NO 2 N 2 O 4 prema bezbojnom N 2 O 4 (broj molekula se smanjuje), pa smjesa postupno posvjetljuje, približavajući se novom ravnotežni položaj, koji odgovara povećanom tlaku.
Pogrešnost ovog objašnjenja proizlazi iz činjenice da se obje reakcije - disocijacija N 2 O 4 i dimerizacija NO 2 - odvijaju izuzetno brzo, tako da se ravnoteža ionako uspostavlja u milijuntim dijelovima sekunde, pa je nemoguće gurati klip tako brzo da poremeti ravnotežu. Ovo iskustvo se tumači drugačije: kompresija plina uzrokuje značajno povećanje temperature (svi koji su morali napuhati gumu pomoću pumpe za bicikl upoznat su s tom pojavom). I u skladu s istim principom Le Chatelier-a, ravnoteža se trenutno pomiče prema endotermnoj reakciji koja ide uz apsorpciju topline, tj. prema disocijaciji N 2 O 4 – smjesa potamni. Zatim se plinovi u štrcaljci polako ohlade na sobnu temperaturu, a ravnoteža se ponovno pomiče prema tetroksidu - smjesa postaje svjetlija.
Le Chatelierovo načelo dobro funkcionira u slučajevima koji nemaju nikakve veze s kemijom. U normalno funkcionirajućem gospodarstvu, ukupna količina novca u optjecaju je u ravnoteži s robom koju taj novac može kupiti. Što se događa ako je “vanjski utjecaj” želja vlade da tiska više novca za otplatu dugova? U strogom skladu s Le Chatelierovim načelom, ravnoteža između robe i novca bit će pomaknuta na takav način da oslabi zadovoljstvo građana zbog posjedovanja više novca. Naime, cijene roba i usluga će rasti, te će se na taj način postići nova ravnoteža. Još jedan primjer. U jednom od američkih gradova odlučeno je riješiti se stalnih prometnih gužvi širenjem autocesta i izgradnjom čvorova. To je neko vrijeme pomoglo, ali onda su ushićeni stanovnici počeli kupovati više automobila, tako da su se prometne gužve ubrzo ponovno pojavile — ali s novom "ravnotežom" između cesta i više automobila.
Dakle, izvući ćemo glavne zaključke o metodama pomicanja kemijske ravnoteže.
Le Chatelierov princip. Ako se vanjski utjecaj izvrši na sustav u ravnoteži (koncentracija, temperatura, promjena tlaka), tada to pogoduje tijeku jedne od dvije suprotne reakcije koje slabe taj učinak.
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
U |
|
V 2 |
1. Pritisak. Povećanje tlaka (za plinove) pomiče ravnotežu prema reakciji koja dovodi do smanjenja volumena (tj. do stvaranja manjeg broja molekula).
2. Povećanje temperature pomiče ravnotežni položaj prema endotermnoj reakciji (tj. prema reakciji koja se odvija uz apsorpciju topline)
3. Povećanje koncentracije polaznih tvari i uklanjanje produkata iz reakcijske sfere pomiče ravnotežu prema izravnoj reakciji. Povećanje koncentracija polaznih materijala [A] ili [B] ili [A] i [B]: V 1 > V 2 .
Katalizatori ne utječu na ravnotežni položaj.
Le Chatelierov princip u prirodi.
Proučavajući ovu temu, uvijek želim dati primjer želje svih živih bića za ravnotežom, kompenzacijom. Na primjer: promjena u populaciji miševa - godina oraha - ima puno hrane za miševe, populacija miševa brzo raste. S povećanjem broja miševa smanjuje se količina hrane, kao posljedica nakupljanja glodavaca počinje bujanje raznih zaraznih bolesti među miševima, pa dolazi do postupnog smanjenja populacije glodavaca. Nakon određenog vremena uspostavi se dinamička ravnoteža u broju rođenih i uginulih miševa, pomak u toj ravnoteži može se dogoditi u jednom ili drugom smjeru pod utjecajem vanjskih, povoljnih ili nepovoljnih uvjeta.
U ljudskom tijelu odvijaju se biokemijski procesi koji se također mogu regulirati po Le Chatelierovom principu. Ponekad se kao rezultat takve reakcije u tijelu počnu stvarati otrovne tvari koje uzrokuju određenu bolest. Kako spriječiti ovaj proces?
Sjetimo se takve metode liječenja kao što je homeopatija. Metoda se sastoji u upotrebi vrlo malih doza onih lijekova koji u velikim dozama uzrokuju zdrava osoba znakovi neke bolesti. Kako lijek-otrov djeluje u ovom slučaju? Produkt neželjene reakcije unosi se u tijelo, a prema Le Chatelierovom principu ravnoteža se pomiče prema polaznim tvarima. Gasi se proces koji uzrokuje bolne poremećaje u tijelu.
Praktični dio.
Kontrola razine asimilacije proučavane teme provodi se u obliku testova. Ispitni sustav koncizno i precizno formuliranih i standardiziranih zadataka od kojih se neki moraju dati u ograničenom vremenu, kratkih i preciznih odgovora koji se ocjenjuju sustavom bodovanja. Prilikom sastavljanja testova usredotočio sam se na sljedeće razine:
Reproduktivna izvedba učenika ove razine odvija se uglavnom na temelju pamćenja.
Produktivno postignuće ove razine zahtijeva od učenika razumijevanje proučavanih formulacija, pojmova, zakona, sposobnost uspostavljanja odnosa među njima.
Kreativno – sposobnost predviđanja na temelju postojećeg znanja, osmišljavanja, analiziranja, zaključivanja, uspoređivanja, generalizacije.
Testovi zatvorenog tipa ili testovi u kojima ispitanik mora odabrati točan odgovor među ponuđenim opcijama.
A) Reproduktivna razina: testovi s alternativnim odgovorima, u kojima ispitanik mora odgovoriti s da ili ne. Osvojite 1 bod.
Reakcija izgaranja fosfora
a) da b) ne
reakcija razgradnje
reverzibilna reakcija
a) da b) ne
Povećanje temperature
živin oksid II za živu
i kisika
a) da b) ne
U živim sustavima
i ireverzibilnih procesa
a) da b) ne.
Testovi višestrukog izbora
U kojem će se sustavu kemijska ravnoteža pomaknuti udesno kad se tlak poveća?
2HI(g)↔H2(g)+I2(g)
C (tv) + S2 (g) ↔CS2 (g)
C3H6(g)+H2(g)↔S3H8(g)
H2(g)+F2(g)↔2HF(g) 1 bod
porast temperature
pomoću katalizatora
snižavanje temperature; 1 bod
O stanju kemijske ravnoteže u sustavu
ne utječe
povećanje pritiska
povećanje koncentracije joda
povećanje temperature
smanjenje temperature; 1 bod
U kojem sustavu povećanje koncentracije vodika pomiče kemijsku ravnotežu ulijevo?
C(tv)+2H2(g)↔SH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(krutina)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 bod
U kojem sustavu povećanje tlaka ne utječe na pomak kemijske ravnoteže?
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)+2Cl2(g) 1 bod
O kemijskoj ravnoteži u sustavu
nema efekta
povećanje temperature
povećanje pritiska
uklanjanje amonijaka iz reakcijske zone
primjena katalizatora 1 bod
Kemijska ravnoteža u sustavu
pomiče prema stvaranju produkta reakcije pri
povećanje pritiska
porast temperature
pad tlaka
primjena katalizatora 1 bod
U proizvodnji sumporne kiseline u fazi oksidacije SO2 u SO3 za povećanje prinosa proizvoda
povećati koncentraciju kisika
povećati temperaturu
niži krvni tlak
uvođenje katalizatora; 1,5 bodova
Alken + H2 ↔ alkan
kada se reakcijska smjesa zagrije
ravnoteža će se pomaknuti udesno
ravnoteža će se pomaknuti ulijevo
ravnoteža će teći u oba smjera s istom vjerojatnošću
te tvari nisu u ravnoteži pod navedenim uvjetima; 1,5 bodova
Kemijska ravnoteža u sustavu
pomiče prema stvaranju polaznih materijala
1) povećanje tlaka
porast temperature
pad tlaka
korištenje katalizatora; 1 bod
Za pomicanje ravnoteže u sustavu udesno
ima utjecaja
pad temperature
povećanje pritiska
korištenje katalizatora
povećanje temperature; 1 bod
Jednadžbi odgovara nepovratna reakcija
dušik + vodik = amonijak
acetilen + kisik = ugljikov dioksid + voda
vodik + jod = hidrogen jod
sumporni dioksid + kisik = sumporni anhidrid; 1,5 bodova
Testovi višestrukog izbora, tijekom kojeg ispitanik mora odabrati 1-2 točna odgovora, odnosno ispuniti 2 predložena uvjeta pri odabiru odgovora.
U kojem sustavu će se kemijska ravnoteža pomaknuti prema produktima reakcije, kako s porastom tlaka tako i sniženjem temperature?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 bodova
Kemijska ravnoteža u sustavu
NH3+H2O↔NH4+OH
pomaknut će se prema stvaranju amonijaka kada se amonijak doda vodenoj otopini
natrijev klorid
natrijev hidroksid
klorovodične kiseline
aluminijev klorid; 1,5 bodova
19) Reakcija hidratacije etilena CH2=CH2+H2O ↔ ima veliki praktična vrijednost, ali je reverzibilan, potrebno je pomaknuti reakcijsku ravnotežu udesno
podići temperaturu (>280 stupnjeva C)
smanjiti količinu vode u reakcijskoj smjesi
povećati tlak (više od 80 atmosfera)
zamijeniti kiseli katalizator platinom; 1 bod
Reakcija dehidrogenacije butana je endotermna. Za pomicanje reakcijske ravnoteže udesno,
koristite aktivniji katalizator, kao što je platina
sniziti temperaturu
podići pritisak
podići temperaturu 1 bod
Za reakciju interakcije octene kiseline s metanolom uz nastajanje etera i vode, pomak ravnoteže ulijevo pospješit će
odgovarajući katalizator
dodavanjem koncentrirane sumporne kiseline
korištenje dehidriranih početnih materijala
dodavanje etera; 1,5 bodova
Testovi isključenja
Pomak ravnoteže je pogođen
promjena tlaka
korištenje katalizatora
promjena koncentracija tvari uključenih u reakciju
promjena temperature; 1 bod
Povećanje ili smanjenje tlaka utječe na promjenu kemijske ravnoteže u reakcijama
idući uz oslobađanje topline
reakcije koje uključuju plinovite tvari
reakcije koje se odvijaju uz smanjenje volumena
reakcije koje idu s povećanjem volumena; 1,5 bodova
Reakcija je nepovratna
ugljen koji gori
gorući fosfor
sinteza amonijaka iz dušika i vodika
spaljivanje metana; 1,5 bodova
Testovi grupiranja uključuju popis predloženih formula, jednadžbi, pojmova koje treba rasporediti prema zadanim kriterijima
S istodobnim povećanjem temperature i smanjenjem tlaka, kemijska ravnoteža će se pomaknuti udesno u sustavu
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 boda
Reakcija hidrogenacije propena je egzotermna. Da bi se kemijska ravnoteža pomaknula udesno, potrebno je
pad temperature
povećanje pritiska
smanjenje koncentracije vodika
smanjenje koncentracije propena; 1 bod
Zadaci usklađenosti.
Prilikom izvođenja testova od ispitanika se traži da spoji elemente dvaju popisa s nekoliko mogućih odgovora.
Ravnoteža reakcije pomiče se udesno. Dovedite u red.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Kad temperatura poraste
C) CO2 + C (kruto) ↔2CO-Q 3) Kad tlak padne
D) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) S povećanjem kontaktne površine; 2 boda
Ravnoteža reakcije pomaknuta je prema stvaranju produkata reakcije. Dovedite u red.
B) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) S porastom temperature
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Kada se tlak smanji
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Pri dodavanju etera
5) Prilikom dodavanja alkohola; 2 boda
Otvoreni ili otvoreni testovi, u kojem subjekt treba dodati koncepte definicije jednadžbe ili ponuditi nezavisnu prosudbu kao dokaz.
Zadaci ove vrste čine završni, najcjenjeniji dio USE testovi u kemiji.
Dopuna zadataka.
Ispitanik mora formulirati odgovore, uzimajući u obzir ograničenja predviđena zadatkom.
Dodajte jednadžbu reakcije koja se odnosi na reverzibilnu i egzotermnu reakciju u isto vrijeme
B) Vodik + jod
C) Dušik + vodik
D) Sumporov dioksid + kisik
E) Ugljični dioksid + ugljik 2 boda
Napiši jednadžbu reakcije prema shemi iz koje izaberi one reverzibilne reakcije u kojima će povećanje temperature uzrokovati pomak ravnoteže udesno:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 boda
Besplatni prezentacijski testovi.
Ispitanik mora samostalno formulirati odgovore, jer mu u zadatku nisu postavljena nikakva ograničenja.
31) Navedite faktore koji pomiču ravnotežu u sustavu udesno:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 boda
32) Navedite čimbenike koji pomiču ravnotežu prema stvaranju polaznih tvari u sustavu:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 boda
Odgovori na testove.
Test br. Točan odgovor
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
prva reakcija
CO+2H2↔CH3OH+Q
smanjenje temperature
povećanje pritiska
povećanje koncentracije CO
povećanje koncentracije H2
smanjenje koncentracije alkohola
C+2H2↔CH4+Q
2) smanjenje tlaka
3) snižavanje koncentracije vodika
4) povećanje koncentracije metana.
Bibliografija
Akhmetov, M.A. Sustav zadataka i vježbi iz organske kemije u obliku testa [Tekst] / M.A. Akhmetov, I.N. Prokhorov.-Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, O.S. Moderna didaktika školske kemije, predavanje br. 6 [Tekst] / O.S. Gabrielyan, V.G. Krasnova, S.T. Sladkov.// Novine za nastavnike kemije i prirodnih znanosti ( Izdavačka kuća"Prvi rujan") -2007.- br.22.-str.4-13.
Kaverina, A.A. Obrazovni i obučni materijali za pripremu za jedinstveni državni ispit. Kemija [Tekst] / A.A. Kaverina et al. - M .: Intellect Center, 2004.-160s.
Kaverina, A.A. Jedinstveni državni ispit 2009. Kemija [Tekst] / A. A. Kaverina, A. S. Koroshchenko, D. Yu. Dobrotin / FIPI.-M .: Intellect Center, 2009.-272 str.
Leenson, I.A. Kemijske reakcije, toplinski učinak, ravnoteža, brzina [Tekst] / I. A. Leenson M .: Astrel, 2002.-190s.
Radetsky, A.M. Kontrolni rad iz kemije u razredima 8-11: vodič za učitelja [Tekst] / A.M. Radetsky. M.: Prosvjetljenje, 2009.-272str.
Ryabinina, O.A. Demonstracija načela Le Chatelier [Tekst] / O. O. Ryabinina, A. Illarionov / / Kemija u školi - 2008. - Broj 7. - str. 64-67.
Tušina.E.N. Le Chatelierov princip i neke metode liječenja [Tekst] / E.N. Tushina.// Kemija u školi.-1993. broj 2.-str.54.
Shelinskiy, G.I. Osnove teorije kemijskih procesa [Tekst] / G.I. Shelinskiy. M.: Prosvjetljenje, 1989.-234s.
Strempler, G.I. Predprofilna obuka iz kemije [Tekst]
>> Kemija: Reverzibilne i ireverzibilne reakcije
CO2 + H2O = H2CO3
Dobivenu otopinu kiseline ostaviti da stoji u tronošcu. Nakon nekog vremena vidjet ćemo da je otopina ponovno postala ljubičasta jer se kiselina razložila na svoje izvorne tvari.
Ovaj se proces može provesti mnogo brže ako je trećina otopina ugljične kiseline. Prema tome, reakcija dobivanja ugljične kiseline odvija se iu pravom iu suprotnom smjeru, odnosno reverzibilna je. Reverzibilnost reakcije označena je s dvije suprotno usmjerene strelice:
Među reverzibilnim reakcijama na kojima nastaju najvažniji kemijski produkti navodimo kao primjer reakciju sinteze (spajanja) sumporovog oksida (VI) iz sumporovog oksida (IV) i kisika.
1. Reverzibilne i ireverzibilne reakcije.
2. Bertholletovo pravilo.
Napišite jednadžbe reakcija gorenja koje su navedene u tekstu odlomka, otkrivajući da kao rezultat tih reakcija nastaju oksidi onih elemenata od kojih su izgrađene početne tvari.
Na kraju odlomka, prema planu, opišite posljednje tri reakcije koje su provedene: a) prirodu i broj reagensa i produkata; b) agregatno stanje; c) smjer: d) prisutnost katalizatora; e) oslobađanje ili apsorpcija topline
Koja je netočnost napravljena u jednadžbi reakcije prženja vapnenca predloženoj u tekstu odlomka?
Koliko je istinita tvrdnja da će reakcije spoja u pravilu biti egzotermne? Svoje stajalište obrazložite činjenicama navedenim u tekstu udžbenika.
Sadržaj lekcije sažetak lekcije okvir za podršku lekcija prezentacija akcelerativne metode interaktivne tehnologije Praksa zadaci i vježbe samoprovjera radionice, treninzi, slučajevi, potrage domaća zadaća pitanja za raspravu retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video isječci i multimedija fotografije, slikovne grafike, tablice, sheme humor, anegdote, vicevi, stripovi parabole, izreke, križaljke, citati Dodaci sažetakačlanci čipovi za radoznale varalice udžbenici osnovni i dodatni rječnik pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i nastaveispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje fragmenta u udžbeniku elementi inovacije u lekciji zamjena zastarjelih znanja novima Samo za učitelje savršene lekcije kalendarski plan godine metodološke preporuke programa rasprave Integrirane lekcijeTeme kodifikatora: reverzibilne i ireverzibilne reakcije. kemijska ravnoteža. Pomicanje kemijske ravnoteže pod utjecajem različitih čimbenika.
Prema mogućnosti odvijanja reverzne reakcije kemijske se reakcije dijele na reverzibilne i ireverzibilne.
Reverzibilne kemijske reakcije su reakcije čiji proizvodi, pod danim uvjetima, mogu međusobno djelovati.
ireverzibilne reakcije To su reakcije čiji produkti u danim uvjetima ne mogu međusobno djelovati.
Više detalja o klasifikacija kemijskih reakcija može se čitati.
Vjerojatnost interakcije proizvoda ovisi o uvjetima procesa.
Dakle, ako sustav otvoren, tj. razmjene sa okoliš i materije i energije, tada će kemijske reakcije u kojima nastaju npr. plinovi biti nepovratne. Na primjer , kod kalciniranja krutog natrijevog bikarbonata:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
plinoviti ugljikov dioksid će se osloboditi i ispariti iz reakcijske zone. Stoga će takva reakcija nepovratan pod ovim uvjetima. Ako uzmemo u obzir zatvoreni sustav , koji Ne možete izmjenjuju tvar s okolinom (na primjer, zatvorena kutija u kojoj se odvija reakcija), tada ugljični dioksid neće moći pobjeći iz reakcijske zone, te će stupiti u interakciju s vodom i natrijevim karbonatom, tada će reakcija biti reverzibilna pod ovi uvjeti:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Smatrati reverzibilne reakcije. Neka se reverzibilna reakcija odvija prema shemi:
aA + bB = cC + dD
Brzina prednje reakcije prema zakonu djelovanja mase određena je izrazom: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , brzina obrnute reakcije: v 2 =k 2 ·C C c ·C D d . Ako u početnom trenutku reakcije u sustavu nema tvari C i D, tada se čestice A i B uglavnom sudaraju i međusobno djeluju, te dolazi do pretežno izravne reakcije. Postupno će se također početi povećavati koncentracija čestica C i D, stoga će se povećati brzina reverzne reakcije. U nekom trenutku brzina prednje reakcije postaje jednaka brzini obrnute reakcije. Ovo stanje se zove kemijska ravnoteža .
Tako, kemijska ravnoteža je stanje sustava u kojem brzine prednje i obrnute reakcije su jednake .
Jer brzine prednje i obrnute reakcije su jednake, brzina stvaranja tvari jednaka je brzini njihove potrošnje, a struja koncentracije tvari se ne mijenjaju . Takve se koncentracije nazivaju uravnotežena .
Imajte na umu da u ravnoteži i reakcije naprijed i natrag, to jest, reaktanti međusobno djeluju, ali produkti također međusobno djeluju istom brzinom. Istodobno, vanjski čimbenici mogu utjecati pomaknuti kemijske ravnoteže u jednom ili drugom smjeru. Stoga se kemijska ravnoteža naziva pokretnom ili dinamičkom.
Istraživanja na području pokretne ravnoteže započela su u 19. stoljeću. U spisima Henrija Le Chateliera postavljeni su temelji teorije, koje je kasnije generalizirao znanstvenik Karl Brown. Načelo pokretne ravnoteže, ili načelo Le Chatelier-Browna, kaže:
Ako je sustav u ravnoteži podvrgnut vanjski faktor, koji mijenja bilo koji od uvjeta ravnoteže, tada se procesi u sustavu intenziviraju, usmjereni na kompenzaciju vanjskih utjecaja.
Drugim riječima: pod vanjskim utjecajem na sustav, ravnoteža će se pomaknuti na takav način da kompenzira taj vanjski utjecaj.
Ovaj princip, koji je vrlo važan, funkcionira za sve ravnotežne pojave (ne samo za kemijske reakcije). Međutim, sada ćemo to razmotriti u odnosu na kemijske interakcije. Kod kemijskih reakcija vanjsko djelovanje dovodi do promjene ravnotežnih koncentracija tvari.
Tri glavna čimbenika mogu utjecati na kemijske reakcije u ravnoteži: temperatura, tlak i koncentracije reaktanata ili produkata.
1. Kao što znate, kemijske reakcije popraćene su toplinskim učinkom. Ako izravna reakcija teče s oslobađanjem topline (egzotermna, ili + Q), tada se obrnuta reakcija odvija s apsorpcijom topline (endotermna, ili -Q), i obrnuto. Ako povisite temperatura u sustavu, ravnoteža će se pomaknuti tako da kompenzira ovo povećanje. Logično je da se egzotermnom reakcijom ne može kompenzirati porast temperature. Dakle, kako temperatura raste, ravnoteža u sustavu se pomiče prema apsorpciji topline, tj. prema endotermnim reakcijama (-Q); s padom temperature - u smjeru egzotermne reakcije (+ Q).
2. U slučaju ravnotežnih reakcija, kada je barem jedna od tvari u plinovitoj fazi, na ravnotežu također značajno utječe promjena pritisak u sustavu. Kad se tlak poveća, kemijski sustav nastoji kompenzirati taj učinak i povećava brzinu reakcije u kojoj se smanjuje količina plinovitih tvari. Kada se tlak smanji, sustav povećava brzinu reakcije, u kojoj nastaje više molekula plinovitih tvari. Dakle: s povećanjem tlaka, ravnoteža se pomiče prema smanjenju broja molekula plina, s smanjenjem tlaka - prema povećanju broja molekula plina.
Bilješka! Sustavi u kojima je broj molekula reaktantnih plinova i produkata isti nisu pod utjecajem tlaka! Također, promjena tlaka praktički ne utječe na ravnotežu u otopinama, tj. u reakcijama u kojima nema plinova.
3. Također, promjena utječe na ravnotežu u kemijskim sustavima koncentracija reaktanti i proizvodi. Kako se koncentracija reaktanata povećava, sustav ih pokušava iskoristiti i povećava brzinu reakcije naprijed. Sa smanjenjem koncentracije reagensa, sustav ih pokušava akumulirati, a brzina reverzne reakcije se povećava. S povećanjem koncentracije proizvoda, sustav ih također pokušava iskoristiti, te povećava brzinu obrnute reakcije. Sa smanjenjem koncentracije produkata, kemijski sustav povećava brzinu njihovog stvaranja, tj. brzina reakcije prema naprijed.
Ako u kemijskom sustavu brzina prednje reakcije se povećava pravo , prema formiranju proizvoda I potrošnja reagensa . Ako povećava se brzina reverzne reakcije, kažemo da se ravnoteža pomaknula nalijevo , prema potrošnji hrane I povećanje koncentracije reagensa .
Na primjer, u reakciji sinteze amonijaka:
N2 + 3H2 \u003d 2NH3 + Q
povećanje tlaka dovodi do povećanja brzine reakcije, pri čemu se stvara manji broj molekula plina, tj. izravna reakcija (broj molekula plina reaktanta je 4, broj molekula plina u produktima je 2). Kako tlak raste, ravnoteža se pomiče udesno, prema produktima. Na porast temperature ravnoteža će se pomaknuti prema endotermnoj reakciji, tj. ulijevo, prema reagensima. Povećanje koncentracije dušika ili vodika pomaknut će ravnotežu prema njihovoj potrošnji, tj. desno, prema proizvodima.
Katalizator ne utječe na ravnotežu, jer ubrzava i prednju i obrnutu reakciju.
Jedan od najvažnije karakteristike kemijska reakcija je dubina (stupanj) transformacije, koja pokazuje koliko se polazne tvari pretvaraju u produkte reakcije. Što je veći, proces se može provesti ekonomičnije. Dubina pretvorbe, između ostalih čimbenika, ovisi o reverzibilnosti reakcije.
reverzibilan reakcije , Za razliku od nepovratan, nemojte nastaviti do kraja: nijedan od reaktanata nije u potpunosti potrošen. Istodobno, produkti reakcije stupaju u interakciju s stvaranjem početnih materijala.
Razmotrite primjere:
1) jednaki volumeni plinovitog joda i vodika uvode se u zatvorenu posudu pri određenoj temperaturi. Ako se sudari molekula tih tvari dogode sa željenom orijentacijom i dovoljnom energijom, tada se kemijske veze mogu preurediti uz stvaranje intermedijarnog spoja (aktivirani kompleks, vidi odjeljak 1.3.1). Daljnje preuređivanje veza može dovesti do razgradnje intermedijarnog spoja u dvije molekule jodovodika. Jednadžba reakcije:
H2 + I2® 2HI
Ali molekule hidrogen jodida također će se nasumično sudarati s molekulama vodika, joda i međusobno. Kada se molekule HI sudare, ništa neće spriječiti stvaranje intermedijarnog spoja, koji se zatim može razgraditi na jod i vodik. Ovaj proces se izražava jednadžbom:
2HI ® H 2 + I 2
Tako će se u ovom sustavu istovremeno odvijati dvije reakcije - stvaranje jodovodika i njegova razgradnja. Oni se mogu izraziti jednom općom jednadžbom
H2 + I2"2HI
Reverzibilnost procesa je prikazana znakom “.
Reakcija usmjerena u ovom slučaju prema stvaranju jodovodika naziva se izravna, a suprotna reverzna.
2) ako pomiješamo dva mola sumporovog dioksida s jednim molom kisika, stvorimo uvjete u sustavu koji su povoljni za odvijanje reakcije i nakon isteka vremena analiziramo plinsku smjesu, rezultati će pokazati da će sustav sadrže i SO 3 - produkt reakcije, i početne tvari - SO 2 i O 2. Ako se sumporov oksid (+6) stavi pod iste uvjete kao i početna tvar, tada će se moći utvrditi da će se njegov dio razgraditi na kisik i sumporov oksid (+4), a konačni omjer između količina svih tri tvari bit će iste kao kad se polazi od smjese sumporovog dioksida i kisika.
Tako je međudjelovanje sumporovog dioksida s kisikom također jedan od primjera reverzibilne kemijske reakcije i izražava se jednadžbom
2SO 2 + O 2 "2SO 3
3) interakcija željeza s klorovodičnom kiselinom odvija se prema jednadžbi:
Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2
Uz dovoljno klorovodične kiseline, reakcija će završiti kada
sve je željezo potrošeno. Osim toga, ako pokušate provesti ovu reakciju u suprotnom smjeru - proći vodik kroz otopinu željeznog klorida, tada metalno željezo i klorovodična kiselina neće raditi - ova reakcija ne može ići u suprotnom smjeru. Dakle, interakcija željeza sa solnom kiselinom je nepovratna reakcija.
Međutim, treba imati na umu da se teoretski svaki ireverzibilni proces može prikazati kao reverzibilan pod određenim uvjetima, tj. U načelu, sve se reakcije mogu smatrati reverzibilnima. Ali vrlo često jedna od reakcija očito prevlada. To se događa u onim slučajevima kada se produkti interakcije uklanjaju iz reakcijske sfere: taloži se talog, oslobađa se plin, tijekom reakcija ionske izmjene nastaju praktički nedisocijacijski proizvodi; ili kada je zbog jasnog viška polaznih tvari suprotan proces praktički potisnut. Dakle, prirodno ili umjetno isključivanje mogućnosti obrnute reakcije omogućuje vam da proces dovedete gotovo do kraja.
Primjeri takvih reakcija su interakcija natrijeva klorida sa srebrnim nitratom u otopini
NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,
bakrov bromid s amonijakom
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
neutralizacija klorovodične kiseline otopinom natrijevog hidroksida
HCl + NaOH® NaCl + H2O.
Sve su to samo primjeri praktički ireverzibilni procesi, budući da je srebrov klorid donekle topiv, a kompleksni kation 2+ nije apsolutno stabilan, a voda disocira, iako u iznimno maloj mjeri.
