reversibilità delle reazioni chimiche. Equilibrio chimico
Reazioni chimiche reversibili e irreversibili. equilibrio chimico. Spostamento dell'equilibrio sotto l'influenza di vari fattori
Equilibrio chimico
Si chiamano reazioni chimiche che procedono nella stessa direzione irreversibile.
La maggior parte dei processi chimici lo sono reversibile. Ciò significa che nelle stesse condizioni si verificano sia reazioni dirette che inverse (specialmente se noi stiamo parlando sui sistemi chiusi).
Per esempio:
a) reazione
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
in un sistema aperto è irreversibile;
b) la stessa reazione
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
in un sistema chiuso è reversibile.
Consideriamo più in dettaglio i processi che si verificano durante le reazioni reversibili, ad esempio per una reazione condizionale:
Basato sulla legge dell'azione di massa, il tasso della reazione diretta
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Poiché le concentrazioni delle sostanze $A$ e $B$ diminuiscono nel tempo, anche la velocità della reazione diretta diminuisce.
La comparsa di prodotti di reazione significa la possibilità di una reazione inversa e, nel tempo, le concentrazioni delle sostanze $C$ e $D$ aumentano, il che significa che aumenta anche la velocità della reazione inversa:
$(υ)↖(→)=k_(2) DO_(DO)^(γ) DO_(RE)^(δ)$
Presto o tardi, si raggiungerà uno stato in cui i tassi delle reazioni diretta e inversa diventeranno uguali
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Lo stato di un sistema in cui la velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione inversa si chiama equilibrio chimico.
In questo caso le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti di reazione rimangono invariate. Sono chiamati concentrazioni di equilibrio. A livello macro, sembra che in generale non cambi nulla. Ma in realtà, entrambi i processi diretti e inversi continuano ad andare avanti, ma alla stessa velocità. Pertanto, questo equilibrio nel sistema è chiamato mobile E dinamico.
Equilibrio costante
Indichiamo le concentrazioni all'equilibrio delle sostanze $[A], [B], [C], [D]$.
Allora poiché $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1) [A]^(α) [B]^(β)=k_(2) [C]^ (γ) [ D]^(δ)$, donde
$([C]^(γ) [D]^(δ))/([A]^(α) [B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(uguale) $
dove $γ, δ, α, β$ sono gli esponenti pari ai coefficienti nella reazione reversibile; $K_(uguale)$ è la costante di equilibrio chimico.
L'espressione risultante descrive quantitativamente lo stato di equilibrio ed è un'espressione matematica della legge dell'azione di massa per i sistemi di equilibrio.
A temperatura costante, la costante di equilibrio è un valore costante per una data reazione reversibile. Mostra il rapporto tra le concentrazioni dei prodotti di reazione (numeratore) e dei materiali di partenza (denominatore), che si stabilisce all'equilibrio.
Le costanti di equilibrio vengono calcolate dai dati sperimentali determinando le concentrazioni di equilibrio delle sostanze iniziali e dei prodotti di reazione a una certa temperatura.
Il valore della costante di equilibrio caratterizza la resa dei prodotti di reazione, la completezza del suo corso. Se si ottiene $K_(uguale) >> 1$, significa che all'equilibrio $[C]^(γ) [D]^(δ) >> [A]^(α) [B]^( β)$ , cioè, le concentrazioni dei prodotti di reazione predominano sulle concentrazioni delle sostanze iniziali, e la resa dei prodotti di reazione è grande.
Per $K_(uguale)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
equilibrio costante
$K_(uguale)=( )/( )$
a $20°С$ ha un valore di $0.28$ (cioè meno di $1$). Ciò significa che una parte significativa dell'estere non è stata idrolizzata.
Nel caso di reazioni eterogenee, l'espressione della costante di equilibrio include le concentrazioni delle sole sostanze che si trovano nella fase gassosa o liquida. Ad esempio, per la reazione
la costante di equilibrio è espressa come segue:
$K_(uguale)=(^2)/()$
Il valore della costante di equilibrio dipende dalla natura dei reagenti e dalla temperatura.
La costante non dipende dalla presenza di un catalizzatore, poiché cambia l'energia di attivazione sia della reazione diretta che di quella inversa della stessa quantità. Il catalizzatore può solo accelerare l'inizio dell'equilibrio senza influenzare il valore della costante di equilibrio.
Spostamento dell'equilibrio sotto l'influenza di vari fattori
Lo stato di equilibrio viene mantenuto per un tempo arbitrariamente lungo in condizioni esterne costanti: temperatura, concentrazione delle sostanze di partenza, pressione (se i gas sono coinvolti o si formano nella reazione).
Modificando queste condizioni è possibile trasferire il sistema da uno stato di equilibrio ad un altro corrispondente alle nuove condizioni. Tale transizione è chiamata Dislocamento O spostamento dell'equilibrio.
Considera diversi modi per spostare l'equilibrio usando l'esempio della reazione dell'interazione di azoto e idrogeno con la formazione di ammoniaca:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(uguale)=(^2)/( ^3)$
L'effetto della modifica della concentrazione delle sostanze
Quando alla miscela di reazione vengono aggiunti azoto $N_2$ e idrogeno $H_2$, la concentrazione di questi gas aumenta, il che significa che aumenta la velocità della reazione diretta. L'equilibrio si sposta a destra, verso il prodotto di reazione, cioè verso ammoniaca $NH_3$.
La stessa conclusione si può trarre analizzando l'espressione per la costante di equilibrio. Con un aumento della concentrazione di azoto e idrogeno, il denominatore aumenta e poiché $K_(uguale)$ è un valore costante, il numeratore deve aumentare. Pertanto, la quantità del prodotto di reazione $NH_3$ aumenterà nella miscela di reazione.
Un aumento della concentrazione del prodotto di reazione dell'ammoniaca $NH_3$ sposterà l'equilibrio verso sinistra, verso la formazione delle sostanze iniziali. Questa conclusione può essere tratta sulla base di un ragionamento simile.
Effetto della variazione di pressione
Un cambiamento di pressione interessa solo quei sistemi in cui almeno una delle sostanze è allo stato gassoso. All'aumentare della pressione, il volume dei gas diminuisce, il che significa che la loro concentrazione aumenta.
Supponiamo che la pressione in un sistema chiuso sia aumentata, per esempio, di $2$ volte. Ciò significa che le concentrazioni di tutte le sostanze gassose ($N_2, H_2, NH_3$) nella reazione che stiamo considerando aumenteranno di $2$ volte. In questo caso, il numeratore nell'espressione per $K_(uguale)$ aumenterà di 4 volte, e il denominatore - di $16$ volte, cioè l'equilibrio sarà sconvolto. Per ripristinarlo, la concentrazione di ammoniaca deve aumentare e le concentrazioni di azoto e idrogeno devono diminuire. L'equilibrio si sposterà a destra. Una variazione di pressione non ha praticamente alcun effetto sul volume di corpi liquidi e solidi, ad es. non cambia la loro concentrazione. Pertanto, lo stato di equilibrio chimico delle reazioni a cui i gas non partecipano è indipendente dalla pressione.
Effetto del cambiamento di temperatura
Con l'aumentare della temperatura, come sapete, aumentano le velocità di tutte le reazioni (eso ed endotermiche). Inoltre, un aumento della temperatura ha un effetto maggiore sulla velocità di quelle reazioni che hanno una grande energia di attivazione, e quindi endotermiche.
Pertanto, la velocità della reazione inversa (endotermica nel nostro esempio) aumenta più della velocità della reazione diretta. L'equilibrio si sposterà verso il processo, accompagnato dall'assorbimento di energia.
La direzione dello spostamento dell'equilibrio può essere prevista utilizzando il principio di Le Chatelier (1884):
Se un'influenza esterna viene esercitata su un sistema in equilibrio (concentrazione, pressione, variazioni di temperatura), allora l'equilibrio si sposta nella direzione che indebolisce questa influenza.
Traiamo conclusioni:
- con un aumento della concentrazione dei reagenti, l'equilibrio chimico del sistema si sposta verso la formazione di prodotti di reazione;
- con un aumento della concentrazione dei prodotti di reazione, l'equilibrio chimico del sistema si sposta verso la formazione delle sostanze di partenza;
- all'aumentare della pressione l'equilibrio chimico del sistema si sposta verso la reazione in cui il volume delle sostanze gassose formatesi è minore;
- all'aumentare della temperatura, l'equilibrio chimico del sistema si sposta verso una reazione endotermica;
- quando la temperatura scende - nella direzione del processo esotermico.
Il principio di Le Chatelier è applicabile non solo alle reazioni chimiche, ma anche a molti altri processi: evaporazione, condensazione, fusione, cristallizzazione, ecc. Nella produzione dei prodotti chimici più importanti, il principio di Le Chatelier e i calcoli derivanti dalla legge di l'azione di massa consente di trovare tali condizioni per l'esecuzione di processi chimici che forniscono la massima resa della sostanza desiderata.
riqualificazione degli educatori.
Dipartimento di Scienze Naturali
Tema: “Reazioni reversibili e irreversibili.
equilibrio chimico. Principio di Le Chatelier.
Lavoro completato:
Gruppo di ascoltatori X - 1
insegnante di chimica, scuola secondaria №6
Dimitrovgrad
Regione di Ulyanovsk
Lepikhova Tatyana Vasilyevna
Consulente scientifico:
capo dipartimento
Scienze naturali
Akhmetov Marat Anvarovich
Ulyanovsk 2009
Reazioni chimiche reversibili e irreversibili.
equilibrio chimico.
Principio di Le Chatelier.
Obiettivo del lavoro: 1) Lo studio delle caratteristiche e dei modelli del corso delle reazioni chimiche, come continuazione della formazione di idee su vari tipi di reazioni chimiche sulla base della reversibilità.
2) Generalizzazione e concretizzazione delle conoscenze sulle leggi delle reazioni chimiche, formazione di abilità e abilità per determinare, spiegare le caratteristiche e le condizioni risultanti necessarie per il verificarsi di una particolare reazione. 3) Espandere e approfondire la conoscenza della varietà dei processi chimici, insegnare agli studenti a confrontare, analizzare, spiegare, trarre conclusioni e generalizzazioni. 4) Considera questa sezione della scienza chimica come la più importante nell'aspetto applicato e considera il concetto di equilibrio chimico come un caso particolare di un'unica legge di equilibrio naturale, il desiderio di compensazione, la stabilità dell'equilibrio in unità con la forma principale dell'esistenza della materia, del movimento, della dinamica.
Compiti.
Considera l'argomento: "Reazioni reversibili e irreversibili" su esempi concreti, utilizzando idee precedenti sulla velocità delle reazioni chimiche.
Continua a studiare le caratteristiche delle reazioni chimiche reversibili e la formazione di idee sull'equilibrio chimico come stato dinamico di un sistema reagente.
Studiare i principi dello spostamento dell'equilibrio chimico e insegnare agli studenti a determinare le condizioni per lo spostamento dell'equilibrio chimico.
Per dare agli studenti un'idea dell'importanza di questo argomento non solo per la produzione chimica, ma anche per il normale funzionamento di un organismo vivente e della natura nel suo insieme.
introduzione
In natura, negli organismi degli esseri viventi, nel processo dell'attività fisiologica umana, nelle sue azioni per creare condizioni diversi livelli: domestico, di difesa, industriale, tecnico, ambientale e altri - si verificano o vengono eseguite migliaia, milioni di reazioni completamente diverse, che possono essere considerate da punti diversi visione e classificazione. Considereremo le reazioni chimiche in termini di reversibilità e irreversibilità.
È difficile sopravvalutare il significato di questi concetti: finché c'è una persona pensante, il pensiero umano sulla reversibilità e irreversibilità dei processi che si verificano nel suo corpo batte altrettanto, eterno problema sull'estensione della vita umana, il problema dell'irreversibilità delle conseguenze della sua vita, l'atteggiamento sconsiderato nei confronti della natura.
Voglio considerare il concetto di reversibilità e irreversibilità delle reazioni chimiche, il concetto di equilibrio chimico e le condizioni per il suo spostamento in una direzione "utile". Introdurre base teorica con successiva verifica, autoesame delle conoscenze su questo argomento, utilizzando test di varie tipologie. Suppongo che "aver fatto la strada" dal semplice al più compiti difficili, gli studenti avranno una conoscenza chiara e buona non solo su questo argomento, ma approfondiranno anche la loro conoscenza della chimica.
Le reazioni chimiche sono fenomeni in cui una (o una) sostanza viene convertita in un'altra, la prova di ciò sono cambiamenti visibili e invisibili. Visibile: cambiamenti di colore, odore, gusto, precipitazioni, cambiamento di colore dell'indicatore, assorbimento e rilascio di calore. Invisibile: un cambiamento nella composizione di una sostanza che può essere determinato mediante reazioni qualitative e analitiche. Tutte queste reazioni possono essere suddivise in due tipi: reazioni reversibili e irreversibili.
reazioni irreversibili. Le reazioni che procedono in una sola direzione e terminano con la completa conversione dei reagenti iniziali in sostanze finali sono dette irreversibili.
Un esempio di tale reazione è la decomposizione del clorato di potassio (sale di bertolet) quando riscaldato:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
La reazione si fermerà quando tutto il clorato di potassio sarà stato convertito in cloruro di potassio e ossigeno. Non ci sono molte reazioni irreversibili.
Se le soluzioni acide e alcaline vengono drenate, si formano sale e acqua, ad esempio,
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O, e se le sostanze sono state assunte nelle giuste proporzioni, la soluzione ha una reazione neutra e in essa non rimangono nemmeno tracce di acido cloridrico e idrossido di sodio. Se si tenta di eseguire una reazione in una soluzione tra le sostanze formate - cloruro di sodio e acqua, non verranno rilevati cambiamenti. In tali casi, si dice che la reazione di un acido con un alcali è irreversibile, cioè non c'è reazione di ritorno. Molte reazioni sono praticamente irreversibili a temperatura ambiente, per esempio,
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O, ecc.
reazioni reversibili. Le reazioni reversibili sono quelle che procedono simultaneamente in due direzioni reciprocamente opposte.
La maggior parte delle reazioni sono reversibili. Nelle equazioni delle reazioni reversibili, due frecce che puntano in direzioni opposte sono poste tra la parte sinistra e quella destra. Un esempio di tale reazione è la sintesi di ammoniaca da idrogeno e azoto:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
In ingegneria, le reazioni reversibili sono generalmente sfavorevoli. Pertanto, vari metodi (cambiamenti di temperatura, pressione, ecc.) li rendono praticamente irreversibili.
Irreversibili sono tali reazioni, nel corso delle quali:
1) i prodotti risultanti lasciano la sfera di reazione - precipitano sotto forma di precipitato, vengono rilasciati sotto forma di gas, ad esempio
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSO 4 ↓ + 2НCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) si forma un composto leggermente dissociato, ad esempio acqua:
Hcl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl
3) la reazione è accompagnata da un grande rilascio di energia, ad esempio la combustione del magnesio
Mg + 1/2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
Nelle equazioni delle reazioni irreversibili, un segno di uguale o una freccia è posto tra le parti sinistra e destra.
Molte reazioni sono già reversibili in condizioni ordinarie, il che significa che la reazione inversa procede in misura notevole. Ad esempio, se si tenta di neutralizzare con alcali una soluzione acquosa di un acido ipocloroso molto debole, si scopre che la reazione di neutralizzazione non va fino in fondo e la soluzione ha un ambiente fortemente alcalino. Ciò significa che la reazione HClO + NaOH NaClO + H 2 O è reversibile, cioè i prodotti di questa reazione, reagendo tra loro, passano parzialmente nei composti di partenza. Di conseguenza, la soluzione ha una reazione alcalina. La reazione di formazione degli esteri è reversibile (la reazione inversa si chiama saponificazione): RCOOH + R "OH RCOOR" + H 2 O, molti altri processi.
Come molti altri concetti in chimica, il concetto di reversibilità è in gran parte arbitrario. Solitamente si considera irreversibile una reazione, dopodiché le concentrazioni delle sostanze di partenza sono talmente basse da non poter essere rilevate (ovviamente ciò dipende dalla sensibilità dei metodi di analisi). Quando le condizioni esterne cambiano (soprattutto temperatura e pressione), una reazione irreversibile può diventare reversibile e viceversa. Quindi, a pressione atmosferica e temperature inferiori a 1000 ° C, la reazione 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O può ancora essere considerata irreversibile, mentre a una temperatura di 2500 ° C e oltre l'acqua si dissocia in idrogeno e ossigeno di circa 4 %, e ad una temperatura di 3000 ° С - già del 20%.
Alla fine del XIX secolo Il chimico fisico tedesco Max Bodenstein (1871-1942) ha studiato in dettaglio i processi di formazione e dissociazione termica dell'idrogenoiodio: H 2 + I 2 2HI. Modificando la temperatura, poteva ottenere un flusso predominante solo della reazione diretta o solo di quella inversa, ma nel caso generale entrambe le reazioni andavano simultaneamente in direzioni opposte. Ci sono molti di questi esempi. Una delle più famose è la reazione di sintesi dell'ammoniaca 3H 2 + N 2 2NH 3; molte altre reazioni sono anche reversibili, ad esempio l'ossidazione dell'anidride solforosa 2SO 2 + O 2 2SO 3 , reazioni di acidi organici con alcoli, ecc.
Una reazione si dice reversibile se la sua direzione dipende dalle concentrazioni delle sostanze che partecipano alla reazione. Ad esempio, nel caso della reazione catalitica eterogenea N2 + 3H2 = 2NH3 (1), a bassa concentrazione di ammoniaca in acqua gassosa e alte concentrazioni di azoto e idrogeno, si forma ammoniaca; al contrario, ad alta concentrazione di ammoniaca, si decompone, la reazione va nella direzione opposta. Al completamento di una reazione reversibile, cioè al raggiungimento dell'equilibrio chimico, il sistema contiene sia i materiali di partenza che i prodotti di reazione. La reazione si dice irreversibile se può avvenire solo in una direzione e termina con la completa trasformazione delle sostanze di partenza in prodotti; un esempio è la decomposizione di esplosivi. La stessa reazione, a seconda delle condizioni (temperatura, pressione), può essere sostanzialmente reversibile o praticamente irreversibile. Una reazione reversibile semplice (a uno stadio) è costituita da due reazioni elementari che si verificano simultaneamente, che differiscono l'una dall'altra solo nella direzione della trasformazione chimica. La direzione della reazione finale accessibile all'osservazione diretta è determinata da quale di queste reazioni reciproche ha una velocità maggiore. Ad esempio, la semplice reazione N2O4 Û 2NO2 (2) è costituita dalle reazioni elementari N2O4?2NO2 e 2NO2?N2O4. MI Tyomkin.
EQUILIBRIO CHIMICO.
Equilibrio chimico- lo stato del sistema in cui la velocità della reazione diretta (V 1) è uguale alla velocità della reazione inversa (V 2). In equilibrio chimico, le concentrazioni delle sostanze rimangono invariate. L'equilibrio chimico ha un carattere dinamico: le reazioni diretta e inversa non si fermano all'equilibrio.
Lo stato di equilibrio chimico è quantitativamente caratterizzato dalla costante di equilibrio, che è il rapporto tra le costanti delle reazioni dirette (K 1) e inverse (K 2).
Per la reazione mA + nB pC + dD, la costante di equilibrio è
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
La costante di equilibrio dipende dalla temperatura e dalla natura dei reagenti. Maggiore è la costante di equilibrio, più l'equilibrio è spostato verso la formazione di prodotti di reazione diretti. In uno stato di equilibrio, le molecole non cessano di subire collisioni e l'interazione tra loro non si interrompe, ma le concentrazioni di sostanze rimangono costanti. Queste concentrazioni sono chiamate equilibrio.
|
Concentrazione di equilibrio- la concentrazione di una sostanza che partecipa a una reazione chimica reversibile che ha raggiunto uno stato di equilibrio. |
La concentrazione di equilibrio è indicata dalla formula della sostanza, presa tra parentesi quadre, ad esempio:
Con equilibrio (H 2) \u003d o R equilibrio (HI) = .
Come qualsiasi altra concentrazione, la concentrazione di equilibrio è misurata in moli per litro.
Se avessimo preso altre concentrazioni delle sostanze iniziali negli esempi che abbiamo considerato, dopo aver raggiunto l'equilibrio avremmo ottenuto altri valori delle concentrazioni di equilibrio. Questi nuovi valori (indicati da asterischi) saranno correlati a quelli vecchi come segue:
.
In generale, per una reazione reversibile
UN A+ B B D RE+ F F
in uno stato di equilibrio a temperatura costante si osserva la relazione
Questo rapporto è chiamato legge dell'azione di massa, che è così formulato:
a temperatura costante, il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni all'equilibrio dei prodotti di reazione, prese in potenze pari ai loro coefficienti, e il prodotto delle concentrazioni all'equilibrio delle sostanze di partenza, prese in potenze pari ai loro coefficienti, è una costante valore.
Valore costante ( A CON) è chiamato equilibrio costante questa reazione. L'indice "c" nella designazione di questa grandezza indica che le concentrazioni sono state utilizzate per calcolare la costante.
Se la costante di equilibrio è grande, l'equilibrio viene spostato verso i prodotti della reazione diretta, se è piccola, quindi verso i materiali di partenza. Se la costante di equilibrio è molto grande, allora dicono che la reazione " praticamente irreversibile, se la costante di equilibrio è molto piccola, allora la reazione " praticamente non funziona."
Costante di equilibrio - per ogni reazione reversibile, il valore è costante solo a temperatura costante. Per la stessa reazione a temperature diverse, la costante di equilibrio assume valori diversi.
L'espressione sopra per la legge dell'azione di massa è valida solo per reazioni in cui tutti i partecipanti sono gas o sostanze disciolte. In altri casi, l'equazione per la costante di equilibrio cambia leggermente.
Ad esempio, in una reazione reversibile che procede ad alta temperatura
C (gr) + CO 2 2 CO (g)
è coinvolta la grafite dura C (gr). Formalmente, usando la legge dell'azione di massa, scriviamo un'espressione per la costante di equilibrio di questa reazione, indicandola A":
La grafite solida che si trova sul fondo del reattore reagisce solo dalla superficie e la sua "concentrazione" non dipende dalla massa di grafite ed è costante per qualsiasi rapporto di sostanze nella miscela gassosa.
Moltiplica i lati destro e sinistro dell'equazione per questa costante:
Il valore risultante è la costante di equilibrio di questa reazione:
Allo stesso modo, per l'equilibrio di un'altra reazione reversibile che si verifica anche ad alta temperatura,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
otteniamo la costante di equilibrio
A CON = .
In questo caso, è semplicemente uguale alla concentrazione di equilibrio di anidride carbonica.
Da un punto di vista metrologico, la costante di equilibrio non è una singola grandezza fisica. Si tratta di un gruppo di grandezze con unità di misura diverse, a seconda della specifica espressione della costante attraverso le concentrazioni di equilibrio. Ad esempio, per la reazione reversibile della grafite con l'anidride carbonica [ K C] = 1 mol/l, la costante di equilibrio della reazione di decomposizione termica del carbonato di calcio ha la stessa unità di misura, e la costante di equilibrio della reazione di sintesi dell'iodio idrogeno è un valore adimensionale. Generalmente [ K C] = 1 (mol/l) N .
Spostamento nell'equilibrio chimico. Principio di Le Chatelier
Viene chiamato il trasferimento di un sistema chimico di equilibrio da uno stato di equilibrio a un altro spostamento (spostamento) dell'equilibrio chimico, che viene effettuato modificando i parametri termodinamici del sistema: temperatura, concentrazione, pressione Quando l'equilibrio viene spostato nella direzione in avanti, si ottiene un aumento della resa dei prodotti e, quando viene spostato nella direzione opposta, una diminuzione nel grado di conversione del reagente. Entrambi possono essere utili nell'ingegneria chimica. Poiché quasi tutte le reazioni sono in una certa misura reversibili, nell'industria e nella pratica di laboratorio sorgono due problemi: come ottenere il prodotto di una reazione "utile" con una resa massima e come ridurre la resa dei prodotti di una reazione "dannosa". In entrambi i casi diventa necessario spostare l'equilibrio o verso i prodotti della reazione, o verso i materiali di partenza. Per imparare a farlo, devi sapere cosa determina la posizione di equilibrio di qualsiasi reazione reversibile.
La posizione di equilibrio dipende da:
1) sul valore della costante di equilibrio (cioè sulla natura dei reagenti e sulla temperatura),
2) sulla concentrazione delle sostanze coinvolte nella reazione e
3) in pressione (per gli impianti a gas è proporzionale alle concentrazioni delle sostanze).
Per una valutazione qualitativa dell'influenza sull'equilibrio chimico di tutti questi fattori molto diversi, si usa l'intrinsecamente universale Principio di Le Chatelier(il chimico fisico e metallurgista francese Henri Louis Le Chatelier lo formulò nel 1884), applicabile a tutti i sistemi di equilibrio, non solo a quelli chimici.
Se si agisce dall'esterno su un sistema in equilibrio, allora l'equilibrio nel sistema si sposterà nella direzione in cui questo effetto è parzialmente compensato.
Come esempio dell'influenza sulla posizione di equilibrio delle concentrazioni di sostanze che partecipano alla reazione, si consideri la reazione reversibile dell'ottenimento di ioduro di idrogeno
H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) .
Secondo la legge dell'azione di massa in uno stato di equilibrio
.
Si stabilisca un equilibrio in un reattore con un volume di 1 litro a una certa temperatura costante, alla quale le concentrazioni di tutti i partecipanti alla reazione sono le stesse e pari a 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol /l; = 1 mol/l). Pertanto, a questa temperatura A CON= 1. Poiché il volume del reattore è di 1 litro, N(H 2) \u003d 1 mol, N(I 2) \u003d 1 mol e N(HI) = 1 mol. All'istante t 1 introduciamo nel reattore un'altra 1 mole di HI, la sua concentrazione diventerà pari a 2 mol/l. Ma per A CON rimanendo costanti, le concentrazioni di idrogeno e iodio dovrebbero aumentare, e questo è possibile solo a causa della decomposizione di parte dell'idrogeno iodato secondo l'equazione
2HI (g) \u003d H 2 (g) + I 2 (g).
Lasciato dal momento di raggiungere un nuovo stato di equilibrio t 2 decomposto X mol di HI e, quindi, un ulteriore 0,5 X mol H 2 e io 2 . Nuove concentrazioni di equilibrio dei partecipanti alla reazione: = (1 + 0,5 X) mol/l; = (1 + 0,5 X) mol/l; = (2 - X) moli/l. Sostituendo i valori numerici delle quantità nell'espressione della legge dell'azione di massa, otteniamo l'equazione
Dove X= 0,667. Pertanto, = 1,333 mol/l; = 1,333 moli/litro; = 1,333 moli/litro.
Velocità di reazione ed equilibrio.
Lascia che ci sia una reazione reversibile A + B C + D. Se assumiamo che le reazioni diretta e inversa avvengano in uno stadio, allora le velocità di queste reazioni saranno direttamente proporzionali alle concentrazioni dei reagenti: la velocità della reazione diretta v 1 = K 1 [A][B], velocità di reazione inversa v 2 = K 2 [C][D] (le parentesi quadre indicano le concentrazioni molari dei reagenti). Si può vedere che con il procedere della reazione diretta, le concentrazioni delle sostanze di partenza A e B diminuiscono, rispettivamente, e diminuisce anche la velocità della reazione diretta. La velocità della reazione inversa, che è zero al momento iniziale (non ci sono prodotti C e D), aumenta gradualmente. Prima o poi, arriverà il momento in cui i tassi delle reazioni diretta e inversa si equivarranno. Successivamente, le concentrazioni di tutte le sostanze - A, B, C e D non cambiano nel tempo. Ciò significa che la reazione ha raggiunto una posizione di equilibrio e le concentrazioni di sostanze che non cambiano nel tempo sono chiamate equilibrio. Ma, a differenza dell'equilibrio meccanico, in cui ogni movimento si ferma, all'equilibrio chimico, entrambe le reazioni - sia dirette che inverse - continuano ad andare avanti, ma le loro velocità sono uguali e quindi sembra che non si verifichino cambiamenti nel sistema. Esistono molti modi per dimostrare il flusso delle reazioni in avanti e inverse dopo aver raggiunto l'equilibrio. Ad esempio, se un piccolo isotopo di idrogeno - deuterio D 2 viene introdotto in una miscela di idrogeno, azoto e ammoniaca, che si trova in una posizione di equilibrio, un'analisi sensibile rileverà immediatamente la presenza di atomi di deuterio nelle molecole di ammoniaca. E viceversa, se nel sistema viene introdotta una piccola quantità di ammoniaca deuterata NH 2 D, il deuterio apparirà immediatamente nelle sostanze iniziali sotto forma di molecole HD e D 2. Un altro spettacolare esperimento è stato condotto presso la Facoltà di Chimica dell'Università Statale di Mosca. La lastra d'argento è stata posta in una soluzione di nitrato d'argento e non sono stati osservati cambiamenti. Quindi nella soluzione è stata introdotta una quantità insignificante di ioni d'argento radioattivi, dopodiché la lastra d'argento è diventata radioattiva. Questa radioattività non poteva essere "lavata via" né sciacquando la lastra con acqua né lavandola con acido cloridrico. Solo l'incisione con acido nitrico o la lavorazione meccanica della superficie con carta vetrata fine lo rendevano inattivo. C'è un solo modo per spiegare questo esperimento: c'è un continuo scambio di atomi d'argento tra il metallo e la soluzione, cioè nel sistema c'è una reazione reversibile Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Pertanto, l'aggiunta di ioni radioattivi Ag + alla soluzione ha portato al loro "incorporamento" nella piastra sotto forma di atomi elettricamente neutri, ma comunque radioattivi. Pertanto, non solo le reazioni chimiche tra gas o soluzioni sono in equilibrio, ma anche i processi di dissoluzione dei metalli e precipitazione. Ad esempio, un solido si dissolve più velocemente se posto in un solvente puro quando il sistema è lontano dall'equilibrio, in questo caso- da una soluzione satura. A poco a poco, la velocità di dissoluzione diminuisce e allo stesso tempo aumenta la velocità del processo inverso: la transizione di una sostanza dalla soluzione a un precipitato cristallino. Quando la soluzione diventa satura, il sistema raggiunge uno stato di equilibrio, mentre le velocità di dissoluzione e cristallizzazione sono uguali e la massa del precipitato non cambia nel tempo. Come può il sistema "contrastare" i cambiamenti delle condizioni esterne? Se, ad esempio, la temperatura della miscela di equilibrio viene aumentata dal riscaldamento, il sistema stesso, ovviamente, non può "indebolire" il riscaldamento esterno, ma l'equilibrio in esso viene spostato in modo tale che il riscaldamento del sistema di reazione a una certa temperatura richiede più calore che nel caso a meno che l'equilibrio non si sia spostato. In questo caso, l'equilibrio viene spostato in modo che il calore venga assorbito, cioè verso una reazione endotermica. Questo può essere interpretato come "il desiderio del sistema di indebolire le influenze esterne". D'altra parte, se c'è un numero disuguale di molecole gassose sul lato sinistro e destro dell'equazione, allora l'equilibrio in un tale sistema può essere spostato anche cambiando la pressione. All'aumentare della pressione l'equilibrio si sposta dalla parte dove il numero di molecole gassose è minore (e in questo modo, per così dire, si “oppone” alla pressione esterna). Se il numero di molecole gassose non cambia durante la reazione
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), quindi la pressione non influisce sulla posizione di equilibrio. Si noti che al variare della temperatura cambia anche la costante di equilibrio della reazione, mentre al variare della sola pressione essa rimane costante.
Diversi esempi dell'uso del principio di Le Chatelier per prevedere i cambiamenti nell'equilibrio chimico. La reazione 2SO 2 + O 2 2SO 3 (d) è esotermica. Se la temperatura aumenta, la decomposizione endotermica di SO 3 avrà la precedenza e l'equilibrio si sposterà verso sinistra. Se la temperatura si abbassa, l'equilibrio si sposterà verso destra. Quindi, una miscela di SO 2 e O 2, presa in un rapporto stechiometrico di 2: 1 ( cm . stechiomerismo), ad una temperatura di 400°C e pressione atmosferica si trasforma in SO 3 con una resa di circa il 95%, cioè lo stato di equilibrio in queste condizioni è quasi completamente spostato verso SO 3 . A 600°C la miscela di equilibrio contiene già il 76% di SO 3 ea 800°C solo il 25%. Ecco perché quando lo zolfo viene bruciato nell'aria, si formano principalmente SO 2 e solo circa il 4% di SO 3. Dall'equazione di reazione risulta anche che un aumento della pressione totale nel sistema sposterà l'equilibrio a destra e, con una diminuzione della pressione, l'equilibrio si sposterà a sinistra.
La reazione di estrazione dell'idrogeno dal cicloesano con la formazione di benzene
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 viene condotto in fase gas, anche in presenza di un catalizzatore. Questa reazione va con il dispendio di energia (endotermica), ma con un aumento del numero di molecole. Pertanto, l'effetto della temperatura e della pressione su di esso sarà direttamente opposto a quello osservato nel caso della sintesi dell'ammoniaca. Vale a dire: un aumento della concentrazione di equilibrio del benzene nella miscela è facilitato da un aumento della temperatura e una diminuzione della pressione, quindi la reazione viene effettuata nell'industria a basse pressioni (2-3 atm) e alte temperature (450-500 °C). Qui, un aumento della temperatura è "doppiamente favorevole": non solo aumenta la velocità di reazione, ma contribuisce anche a uno spostamento dell'equilibrio verso la formazione del prodotto target. Naturalmente, una diminuzione ancora maggiore della pressione (ad esempio, a 0,1 atm) provocherebbe un ulteriore spostamento dell'equilibrio verso destra, tuttavia, in questo caso, ci sarà troppo poca sostanza nel reattore e la velocità di reazione sarà anche diminuire, in modo che la produttività complessiva non aumenti, ma diminuisca. Questo esempio mostra ancora una volta che una sintesi industriale economicamente giustificata è una manovra riuscita tra Scilla e Cariddi.
Il principio di Le Chatelier "funziona" nel cosiddetto ciclo alogeno, utilizzato per produrre titanio, nichel, afnio, vanadio, niobio, tantalio e altri metalli di elevata purezza. La reazione di un metallo con un alogeno, ad esempio Ti + 2I 2 TiI 4, procede con il rilascio di calore e quindi, all'aumentare della temperatura, l'equilibrio si sposta a sinistra. Così, a 600°C, il titanio forma facilmente ioduro volatile (l'equilibrio è spostato a destra), ea 110°C lo ioduro si decompone (l'equilibrio è spostato a sinistra) con rilascio di un metallo purissimo. Un tale ciclo funziona anche nelle lampade alogene, dove il tungsteno evaporato dalla spirale e depositato su pareti più fredde forma composti volatili con alogeni, che si decompongono nuovamente su una spirale calda, e il tungsteno viene trasferito nella sua posizione originale.
Oltre a modificare la temperatura e la pressione, esiste un altro modo efficace per influenzare la posizione di equilibrio. Immaginalo da una miscela di equilibrio
A + B C + D qualsiasi sostanza viene espulsa. Secondo il principio di Le Chatelier, il sistema "risponderà" immediatamente a tale impatto: l'equilibrio comincerà a spostarsi in modo tale da compensare la perdita di una data sostanza. Ad esempio, se la sostanza C o D (o entrambe contemporaneamente) viene rimossa dalla zona di reazione, l'equilibrio si sposterà a destra e se le sostanze A o B vengono rimosse, si sposterà a sinistra. Anche l'introduzione di qualsiasi sostanza nel sistema sposterà l'equilibrio, ma nella direzione opposta.
Le sostanze possono essere rimosse dalla zona di reazione diversi modi. Ad esempio, se c'è anidride solforosa in un recipiente ermeticamente chiuso con acqua, verrà stabilito un equilibrio tra anidride solforosa gassosa, disciolta e reagita:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Se la nave viene aperta, l'anidride solforosa inizierà gradualmente ad evaporare e non sarà più in grado di partecipare al processo: l'equilibrio inizierà a spostarsi a sinistra, fino alla completa decomposizione dell'acido solforoso. Un processo simile può essere osservato ogni volta che si apre una bottiglia di limonata o di acqua minerale: l'equilibrio di CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 si sposta a sinistra man mano che la CO 2 si volatilizza.
La rimozione di un reagente dal sistema è possibile non solo con la formazione di sostanze gassose, ma anche legando l'uno o l'altro reagente con la formazione di un composto insolubile che precipita. Ad esempio, se un eccesso di sale di calcio viene introdotto in una soluzione acquosa di CO 2, allora gli ioni Ca 2+ formeranno un precipitato di CaCO 3, reagendo con l'acido carbonico; l'equilibrio CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 si sposterà verso destra finché non ci sarà più gas disciolto nell'acqua.
L'equilibrio può anche essere spostato aggiungendo un reagente. Quindi, quando vengono drenate soluzioni diluite di FeCl 3 e KSCN, appare un colore rosso-arancio come risultato della formazione di tiocianato di ferro (tiocianato):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Se alla soluzione viene aggiunto ulteriore FeCl 3 o KSCN, il colore della soluzione aumenterà, il che indica uno spostamento dell'equilibrio verso destra (come se si indebolisse l'influenza esterna). Se, tuttavia, viene aggiunto alla soluzione un eccesso di KCl, l'equilibrio si sposterà a sinistra con una diminuzione del colore al giallo chiaro.
Nella formulazione del principio di Le Chatelier, non per niente si indica che è possibile prevedere i risultati dell'influenza esterna solo per sistemi in equilibrio. Se questa indicazione viene trascurata, è facile giungere a conclusioni completamente sbagliate. Ad esempio, è noto che gli alcali solidi (KOH, NaOH) si dissolvono in acqua con il rilascio di una grande quantità di calore: la soluzione si riscalda quasi quanto quando l'acido solforico concentrato viene miscelato con acqua. Se dimentichiamo che il principio si applica solo ai sistemi di equilibrio, possiamo trarre la conclusione errata che all'aumentare della temperatura, la solubilità di KOH in acqua dovrebbe diminuire, poiché è proprio questo spostamento nell'equilibrio tra il precipitato e la soluzione satura che porta a "indebolimento dell'influenza esterna". Tuttavia, il processo di dissoluzione di KOH in acqua non è affatto equilibrato, poiché in esso sono coinvolti alcali anidri, mentre il precipitato che è in equilibrio con una soluzione satura è KOH idrati (principalmente KOH 2H 2 O). La transizione di questo idrato dal precipitato alla soluzione è un processo endotermico, cioè è accompagnato non dal riscaldamento, ma dal raffreddamento della soluzione, cosicché anche in questo caso è soddisfatto il principio di Le Chatelier per un processo di equilibrio. Allo stesso modo, quando i sali anidri - CaCl 2, CuSO 4, ecc. Si sciolgono in acqua, la soluzione si riscalda e quando si sciolgono gli idrati cristallini CuSO 4 5H 2 O, CaCl 2 6H 2 O, si raffredda.
Un altro esempio interessante e istruttivo dell'abuso del principio di Le Chatelier può essere trovato nei libri di testo e nella letteratura popolare. Se una miscela di equilibrio di biossido di azoto marrone NO 2 e tetrossido N 2 O 4 incolore viene posta in una siringa di gas trasparente, e quindi il gas viene rapidamente compresso con un pistone, l'intensità del colore aumenterà immediatamente e dopo un po '(decine di secondi) si indebolirà di nuovo, anche se non raggiungerà l'originale. Questa esperienza è solitamente spiegata come segue. La rapida compressione della miscela comporta un aumento della pressione e quindi della concentrazione di entrambi i componenti, per cui la miscela diventa più scura. Ma un aumento della pressione, secondo il principio di Le Chatelier, sposta l'equilibrio nel sistema 2NO 2 N 2 O 4 verso N 2 O 4 incolore (il numero di molecole diminuisce), quindi la miscela si illumina gradualmente, avvicinandosi a un nuovo posizione di equilibrio, che corrisponde all'aumento della pressione.
L'errore di questa spiegazione deriva dal fatto che entrambe le reazioni - la dissociazione di N 2 O 4 e la dimerizzazione di NO 2 - avvengono in modo estremamente rapido, in modo che l'equilibrio si stabilisca comunque in milionesimi di secondo, quindi è impossibile spingere il pistone così veloce da disturbare l'equilibrio. Questa esperienza è spiegata in modo diverso: la compressione del gas provoca un aumento significativo della temperatura (chiunque abbia dovuto gonfiare uno pneumatico con una pompa da bicicletta conosce questo fenomeno). E secondo lo stesso principio di Le Chatelier, l'equilibrio si sposta istantaneamente verso una reazione endotermica che si accompagna all'assorbimento di calore, cioè verso la dissociazione di N 2 O 4 - la miscela si scurisce. Quindi i gas nella siringa si raffreddano lentamente a temperatura ambiente e l'equilibrio si sposta nuovamente verso il tetrossido: la miscela diventa più luminosa.
Il principio di Le Chatelier funziona bene nei casi che non hanno nulla a che fare con la chimica. In un'economia normalmente funzionante, la quantità totale di denaro in circolazione è in equilibrio con i beni che questo denaro può acquistare. Cosa succede se "l'influenza esterna" è il desiderio del governo di stampare più denaro per saldare i debiti? In stretta conformità con il principio di Le Chatelier, l'equilibrio tra merce e denaro sarà spostato in modo tale da indebolire il piacere dei cittadini di avere più soldi. Vale a dire, i prezzi di beni e servizi aumenteranno, e in questo modo si raggiungerà un nuovo equilibrio. Un altro esempio. In una delle città degli Stati Uniti, è stato deciso di sbarazzarsi dei continui ingorghi espandendo le autostrade e costruendo interscambi. Ciò ha aiutato per un po', ma poi i residenti euforici hanno iniziato a comprare più auto, così che presto sono riapparsi gli ingorghi, ma con una nuova "posizione di equilibrio" tra strade e più auto.
Quindi, trarremo le principali conclusioni sui metodi per spostare l'equilibrio chimico.
Principio di Le Chatelier. Se si esercita un'influenza esterna su un sistema in equilibrio (concentrazione, temperatura, variazione di pressione), allora si favorisce il flusso di una delle due reazioni opposte che indebolisce questo effetto.
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V 1 | ||
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A+B |
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IN |
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V 2 |
1. Pressione. Un aumento della pressione (per i gas) sposta l'equilibrio verso una reazione che porta ad una diminuzione del volume (cioè alla formazione di un minor numero di molecole).
2. Un aumento della temperatura sposta la posizione di equilibrio verso una reazione endotermica (cioè verso una reazione che procede con l'assorbimento di calore)
3. Un aumento della concentrazione delle sostanze di partenza e la rimozione dei prodotti dalla sfera di reazione sposta l'equilibrio verso una reazione diretta. Aumentando le concentrazioni dei materiali di partenza [A] o [B] o [A] e [B]: V 1 > V 2 .
I catalizzatori non influenzano la posizione di equilibrio.
Il principio di Le Chatelier in natura.
Quando studio questo argomento, voglio sempre fare un esempio del desiderio di tutti gli esseri viventi per l'equilibrio, la compensazione. Ad esempio: cambiamento nella popolazione di topi - anno di noci - c'è molto cibo per i topi, la popolazione di topi sta crescendo rapidamente. Con un aumento del numero di topi, la quantità di cibo diminuisce, a seguito dell'accumulo di roditori, inizia la crescita di varie malattie infettive tra i topi, quindi c'è una graduale diminuzione della popolazione di roditori. Dopo un certo periodo di tempo, si instaura un equilibrio dinamico nel numero di topi nati e morenti, uno spostamento di questo equilibrio può avvenire in una direzione o nell'altra sotto l'influenza di condizioni esterne, favorevoli o sfavorevoli.
I processi biochimici avvengono nel corpo umano, che può anche essere regolato secondo il principio di Le Chatelier. A volte, a seguito di tale reazione, iniziano a essere prodotte sostanze velenose nel corpo, causando una particolare malattia. Come prevenire questo processo?
Ricordiamo un tale metodo di trattamento come l'omeopatia. Il metodo consiste nell'uso di dosi molto piccole di quei farmaci che, a dosi elevate, causano persona sana segni di qualche malattia. Come funziona il veleno della droga in questo caso? Il prodotto di una reazione indesiderata viene immesso nell'organismo e, secondo il principio di Le Chatelier, l'equilibrio viene spostato verso le sostanze di partenza. Il processo che provoca disturbi dolorosi nel corpo si estingue.
Parte pratica.
Il controllo del livello di assimilazione dell'argomento studiato viene effettuato sotto forma di test. Un sistema di test di compiti formulati e standardizzati in modo conciso e preciso, alcuni dei quali devono essere forniti entro un tempo limitato, risposte brevi e precise, valutate da un sistema di punteggio. Durante la compilazione dei test, mi sono concentrato sui seguenti livelli:
Le prestazioni riproduttive degli studenti di questo livello si basano principalmente sulla memoria.
Il raggiungimento produttivo di questo livello richiede agli studenti di comprendere le formulazioni, i concetti, le leggi studiate, la capacità di stabilire la relazione tra loro.
Creativo: la capacità di prevedere sulla base delle conoscenze esistenti, progettare, analizzare, trarre conclusioni, confronti, generalizzazioni.
Test tipo chiuso o test in cui il soggetto deve scegliere la risposta corretta tra le opzioni fornite.
A) Livello riproduttivo: test con risposte alternative, in cui il soggetto deve rispondere sì o no. Segna 1 punto.
La reazione di combustione del fosforo
a) si b) no
reazione di decomposizione
reazione reversibile
a) si b) no
Aumento della temperatura
ossido di mercurio II per il mercurio
e ossigeno
a) si b) no
Nei sistemi viventi
e processi irreversibili
a) si b) no.
Test a scelta multipla
In quale sistema l'equilibrio chimico si sposterà verso destra all'aumentare della pressione?
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 punto
aumento di temperatura
utilizzando un catalizzatore
abbassare la temperatura; 1 punto
Sullo stato di equilibrio chimico nel sistema
non influisce
aumento della pressione
aumento della concentrazione di iodio
aumento della temperatura
diminuzione della temperatura; 1 punto
In quale sistema un aumento della concentrazione di idrogeno sposta l'equilibrio chimico verso sinistra?
C(tv)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(solido)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 punto
In quale sistema un aumento della pressione non influenza lo spostamento dell'equilibrio chimico?
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 punto
Sull'equilibrio chimico nel sistema
non ha alcun effetto
aumento della temperatura
aumento della pressione
rimozione dell'ammoniaca dalla zona di reazione
applicazione di un catalizzatore 1 punto
Equilibrio chimico nel sistema
si sposta verso la formazione del prodotto di reazione a
aumento della pressione
aumento di temperatura
calo di pressione
applicazione di un catalizzatore 1 punto
Nella produzione di acido solforico nella fase di ossidazione di SO2 a SO3 per aumentare la resa del prodotto
aumentare la concentrazione di ossigeno
aumentare la temperatura
pressione sanguigna bassa
introdurre un catalizzatore; 1,5 punti
Alchene + H2 ↔ alcano
quando la miscela di reazione viene riscaldata
l'equilibrio si sposterà a destra
l'equilibrio si sposterà a sinistra
l'equilibrio fluirà in entrambe le direzioni con la stessa probabilità
queste sostanze non sono in equilibrio nelle condizioni specificate; 1,5 punti
Equilibrio chimico nel sistema
si sposta verso la formazione di materiali di partenza
1) aumento della pressione
aumento di temperatura
calo di pressione
l'uso di un catalizzatore; 1 punto
Spostare l'equilibrio a destra nel sistema
ha un impatto
calo di temperatura
aumento della pressione
utilizzo di un catalizzatore
aumento della temperatura; 1 punto
Una reazione irreversibile corrisponde all'equazione
azoto + idrogeno = ammoniaca
acetilene + ossigeno = anidride carbonica + acqua
idrogeno + iodio = idrogeno iodato
anidride solforosa + ossigeno = anidride solforica; 1,5 punti
Test a scelta multipla, durante il quale il soggetto deve scegliere 1-2 risposte corrette o soddisfare 2 condizioni proposte quando sceglie una risposta.
In quale sistema l'equilibrio chimico si sposterà verso i prodotti della reazione, sia con un aumento della pressione, sia con una diminuzione della temperatura?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCl+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 punti
Equilibrio chimico nel sistema
NH3+H2O↔NH4+OH
si sposterà verso la formazione di ammoniaca quando l'ammoniaca viene aggiunta a una soluzione acquosa
cloruro di sodio
idrossido di sodio
di acido cloridrico
cloruro di alluminio; 1,5 punti
19) La reazione di idratazione dell'etilene CH2=CH2+H2O ↔ ha un grande valore pratico, ma è reversibile, per spostare l'equilibrio di reazione a destra, è necessario
aumentare la temperatura (>280 gradi C)
ridurre la quantità di acqua nella miscela di reazione
aumentare la pressione (più di 80 atmosfere)
sostituire il catalizzatore acido con platino; 1 punto
La reazione di deidrogenazione del butano è endotermica. Per spostare l'equilibrio di reazione a destra,
utilizzare un catalizzatore più attivo, come il platino
abbassare la temperatura
aumentare la pressione
alzare la temperatura 1 punto
Per la reazione dell'interazione dell'acido acetico con il metanolo con la formazione di etere e acqua, lo spostamento dell'equilibrio a sinistra sarà promosso da
catalizzatore appropriato
aggiungendo acido solforico concentrato
utilizzo di materie prime disidratate
aggiunta di etere; 1,5 punti
Prove di esclusione
Lo spostamento dell'equilibrio ne risente
variazione di pressione
utilizzo di un catalizzatore
variazione delle concentrazioni delle sostanze coinvolte nella reazione
cambiamento di temperatura; 1 punto
Un aumento o una diminuzione della pressione influisce sullo spostamento dell'equilibrio chimico nelle reazioni
andando con il rilascio di calore
reazioni che coinvolgono sostanze gassose
reazioni che procedono con una diminuzione di volume
reazioni che vanno con un aumento di volume; 1,5 punti
La reazione è irreversibile
carbone ardente
fosforo in fiamme
sintesi di ammoniaca da azoto e idrogeno
bruciare metano; 1,5 punti
Test di raggruppamento includere un elenco di proposte di formule, equazioni, termini che dovrebbero essere distribuiti secondo determinati criteri
Con un aumento simultaneo della temperatura e una diminuzione della pressione, l'equilibrio chimico si sposterà verso destra nel sistema
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 punti
La reazione di idrogenazione del propene è esotermica. Per spostare l'equilibrio chimico a destra, è necessario
calo di temperatura
aumento della pressione
diminuzione della concentrazione di idrogeno
diminuzione della concentrazione di propene; 1 punto
Compiti di conformità.
Durante l'esecuzione dei test, al soggetto viene chiesto di abbinare gli elementi di due elenchi, con diverse possibili risposte.
L'equilibrio della reazione si sposta verso destra. Mettiti in fila.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Quando la temperatura sale
C) CO2 + C (solido) ↔2CO-Q 3) Quando la pressione scende
D) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) Con un aumento dell'area di contatto; 2 punti
L'equilibrio della reazione è spostato verso la formazione di prodotti di reazione. Mettiti in fila.
B) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) All'aumentare della temperatura
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Quando la pressione diminuisce
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Quando si aggiunge etere
5) Quando si aggiunge alcol; 2 punti
Prove aperte o aperte, in cui il soggetto deve aggiungere i concetti della definizione dell'equazione o offrire un giudizio autonomo in evidenza.
Compiti di questo tipo costituiscono la parte finale e più apprezzata UTILIZZARE i test in chimica.
Compiti supplementari.
Il soggetto deve formulare risposte, tenendo conto delle restrizioni previste dal compito.
Aggiungi l'equazione di reazione relativa a reversibile ed esotermica allo stesso tempo
B) Idrogeno + Iodio
C) Azoto + Idrogeno
D) Anidride Solforosa + Ossigeno
E) Anidride carbonica + Carbonio 2 punti
Scrivi l'equazione di reazione secondo lo schema, da cui seleziona quelle reazioni reversibili in cui un aumento della temperatura farà spostare l'equilibrio verso destra:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 punti
Prove di presentazione gratuite.
Il soggetto deve formulare autonomamente le risposte, perché nel compito non sono loro imposte restrizioni.
31) Elenca i fattori che spostano l'equilibrio verso destra nel sistema:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 punti
32) Elencare i fattori che spostano l'equilibrio verso la formazione di sostanze di partenza nel sistema:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 punti
Risposte ai test.
Test No. Risposta corretta
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
prima reazione
CO+2H2↔CH3OH+Q
diminuzione della temperatura
aumento della pressione
aumentando la concentrazione di CO
aumento della concentrazione di H2
diminuzione della concentrazione alcolica
C+2H2↔CH4+Q
2) riduzione della pressione
3) abbassare la concentrazione di idrogeno
4) aumento della concentrazione di metano.
Bibliografia
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Shelinsky, G.I. Fondamenti della teoria dei processi chimici [Testo] / GI Shelinskiy. M.: Illuminismo, 1989.-234 p.
Strempler, GI Formazione pre-profilo in chimica [Testo]
>> Chimica: Reazioni reversibili e irreversibili
CO2 + H2O = H2CO3
Lasciare riposare la soluzione acida risultante su un treppiede. Dopo un po', vedremo che la soluzione è diventata di nuovo viola, poiché l'acido si è decomposto nelle sue sostanze originali.
Questo processo può essere eseguito molto più velocemente se un terzo è una soluzione di acido carbonico. Di conseguenza, la reazione per ottenere l'acido carbonico procede sia in avanti che in direzione opposta, cioè è reversibile. La reversibilità di una reazione è indicata da due frecce dirette in modo opposto:
Tra le reazioni reversibili alla base della preparazione dei prodotti chimici più importanti, citiamo come esempio la reazione di sintesi (compounding) dell'ossido di zolfo (VI) da ossido di zolfo (IV) e ossigeno.
1. Reazioni reversibili e irreversibili.
2. Regola di Berthollet.
Annota le equazioni per le reazioni di combustione menzionate nel testo del paragrafo, rivelando che come risultato di queste reazioni si formano gli ossidi di quegli elementi da cui sono costruite le sostanze iniziali.
Fornire una descrizione delle ultime tre reazioni effettuate alla fine del paragrafo, secondo lo schema: a) la natura e il numero dei reagenti e dei prodotti; b) stato di aggregazione; c) direzione: d) la presenza di un catalizzatore; e) rilascio o assorbimento di calore
Quale imprecisione viene fatta nell'equazione per la reazione di arrostimento del calcare proposta nel testo del paragrafo?
Quanto è vera l'affermazione che le reazioni del composto saranno, di regola, reazioni esotermiche? Giustifica il tuo punto di vista utilizzando i fatti riportati nel testo del libro di testo.
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Secondo la possibilità di una reazione inversa, le reazioni chimiche sono divise in reversibili e irreversibili.
Reazioni chimiche reversibili sono reazioni i cui prodotti, in determinate condizioni, possono interagire tra loro.
reazioni irreversibili Si tratta di reazioni i cui prodotti in determinate condizioni non possono interagire tra loro.
Maggiori dettagli su Classificazione delle reazioni chimiche può essere letto.
La probabilità di interazione del prodotto dipende dalle condizioni del processo.
Quindi se il sistema aprire, cioè. scambi con ambiente sia la materia che l'energia, quindi le reazioni chimiche in cui, ad esempio, si formano i gas, saranno irreversibili. Per esempio , quando si calcina il bicarbonato di sodio solido:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
l'anidride carbonica gassosa verrà rilasciata e volatilizzerà dalla zona di reazione. Pertanto, una tale reazione lo farà irreversibile a queste condizioni. Se consideriamo sistema chiuso , Quale non può scambia materia con l'ambiente (ad esempio una scatola chiusa in cui avviene la reazione), quindi l'anidride carbonica non potrà fuoriuscire dalla zona di reazione e interagirà con acqua e carbonato di sodio, quindi la reazione sarà reversibile sotto queste condizioni:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Prendere in considerazione reazioni reversibili. Lascia che la reazione reversibile proceda secondo lo schema:
aA + bB = cC + dD
La velocità della reazione diretta secondo la legge dell'azione di massa è determinata dall'espressione: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , la velocità della reazione inversa: v 2 =k 2 ·C C c ·C D d . Se al momento iniziale della reazione non ci sono sostanze C e D nel sistema, allora le particelle A e B si scontrano e interagiscono principalmente e si verifica una reazione prevalentemente diretta. A poco a poco, anche la concentrazione delle particelle C e D inizierà ad aumentare, quindi aumenterà la velocità della reazione inversa. Ad un certo punto la velocità della reazione diretta diventa uguale alla velocità della reazione inversa. Questo stato è chiamato equilibrio chimico .
Così, equilibrio chimico è lo stato del sistema in cui le velocità delle reazioni diretta e inversa sono uguali .
Perché le velocità delle reazioni diretta e inversa sono uguali, la velocità di formazione delle sostanze è uguale alla velocità del loro consumo e la corrente le concentrazioni delle sostanze non cambiano . Tali concentrazioni sono chiamate equilibrato .
Si noti che in equilibrio reazioni sia in avanti che inverse, cioè i reagenti interagiscono tra loro, ma anche i prodotti interagiscono alla stessa velocità. Allo stesso tempo, fattori esterni possono influenzare spostare equilibrio chimico in una direzione o nell'altra. Pertanto, l'equilibrio chimico è chiamato mobile o dinamico.
La ricerca nel campo dell'equilibrio mobile iniziò nel XIX secolo. Negli scritti di Henri Le Chatelier furono poste le basi della teoria, successivamente generalizzate dallo scienziato Karl Brown. Il principio dell'equilibrio in movimento, o principio di Le Chatelier-Brown, afferma:
Se un sistema in equilibrio è soggetto a fattore esterno, che modifica una qualsiasi delle condizioni di equilibrio, quindi i processi nel sistema vengono intensificati, volti a compensare le influenze esterne.
In altre parole: sotto un'influenza esterna sul sistema, l'equilibrio si sposterà in modo tale da compensare questa influenza esterna.
Questo principio, molto importante, vale per qualsiasi fenomeno di equilibrio (non solo per le reazioni chimiche). Tuttavia, lo considereremo ora in relazione alle interazioni chimiche. Nel caso delle reazioni chimiche, l'azione esterna porta a un cambiamento nelle concentrazioni di equilibrio delle sostanze.
Tre fattori principali possono influenzare le reazioni chimiche all'equilibrio: temperatura, pressione e concentrazioni di reagenti o prodotti.
1. Come sapete, le reazioni chimiche sono accompagnate da un effetto termico. Se la reazione diretta procede con il rilascio di calore (esotermica, o +Q), allora la reazione inversa procede con l'assorbimento di calore (endotermica, o -Q), e viceversa. Se rilanci temperatura nel sistema, l'equilibrio si sposterà in modo da compensare questo aumento. È logico che con una reazione esotermica l'aumento di temperatura non possa essere compensato. Pertanto, all'aumentare della temperatura, l'equilibrio nel sistema si sposta verso l'assorbimento di calore, cioè verso reazioni endotermiche (-Q); con temperatura decrescente - nella direzione di una reazione esotermica (+ Q).
2. Nel caso di reazioni di equilibrio, quando almeno una delle sostanze è in fase gassosa, anche l'equilibrio è significativamente influenzato dal cambiamento pressione nel sistema. Quando la pressione aumenta, il sistema chimico cerca di compensare questo effetto e aumenta la velocità della reazione, in cui la quantità di sostanze gassose diminuisce. Quando la pressione viene ridotta, il sistema aumenta la velocità della reazione, in cui si formano più molecole di sostanze gassose. Quindi: con un aumento della pressione, l'equilibrio si sposta verso una diminuzione del numero di molecole di gas, con una diminuzione della pressione - verso un aumento del numero di molecole di gas.
Nota! I sistemi in cui il numero di molecole di gas reagenti e prodotti è lo stesso non sono influenzati dalla pressione! Inoltre, un cambiamento di pressione praticamente non influisce sull'equilibrio nelle soluzioni, ad es. nelle reazioni dove non ci sono gas.
3. Inoltre, l'equilibrio nei sistemi chimici è influenzato dal cambiamento concentrazione reagenti e prodotti. All'aumentare della concentrazione dei reagenti, il sistema cerca di esaurirli e aumenta la velocità della reazione diretta. Con una diminuzione della concentrazione dei reagenti, il sistema cerca di accumularli e la velocità della reazione inversa aumenta. Con un aumento della concentrazione dei prodotti, il sistema cerca anche di esaurirli e aumenta la velocità della reazione inversa. Con una diminuzione della concentrazione dei prodotti, il sistema chimico aumenta la velocità della loro formazione, ad es. la velocità della reazione diretta.
Se in un sistema chimico la velocità della reazione diretta aumenta Giusto , verso la formazione dei prodotti E consumo di reagenti . Se la velocità della reazione inversa aumenta, diciamo che l'equilibrio si è spostato A sinistra , verso il consumo alimentare E aumentando la concentrazione dei reagenti .
Per esempio, nella reazione di sintesi dell'ammoniaca:
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 + Q
un aumento della pressione porta ad un aumento della velocità di reazione, in cui si formano un numero minore di molecole di gas, cioè reazione diretta (il numero di molecole di gas reagenti è 4, il numero di molecole di gas nei prodotti è 2). All'aumentare della pressione, l'equilibrio si sposta a destra, verso i prodotti. A aumento di temperatura l'equilibrio si sposterà verso una reazione endotermica, cioè. a sinistra, verso i reagenti. Un aumento della concentrazione di azoto o idrogeno sposterà l'equilibrio verso il loro consumo, cioè a destra, verso i prodotti.
Catalizzatore non pregiudica l'equilibrio, perché accelera sia la reazione diretta che quella inversa.
Uno di le caratteristiche più importanti una reazione chimica è la profondità (grado) di trasformazione, che mostra quanto le sostanze di partenza vengono convertite in prodotti di reazione. Più è grande, più economicamente può essere eseguito il processo. La profondità della conversione, tra gli altri fattori, dipende dalla reversibilità della reazione.
reversibile reazioni , A differenza di irreversibile, non procedere fino alla fine: nessuno dei reagenti è completamente consumato. Allo stesso tempo, i prodotti di reazione interagiscono con la formazione dei materiali di partenza.
Considera esempi:
1) volumi uguali di iodio e idrogeno gassosi vengono introdotti in un recipiente chiuso a una certa temperatura. Se le collisioni delle molecole di queste sostanze avvengono con l'orientamento desiderato e l'energia sufficiente, allora i legami chimici possono essere riorganizzati con la formazione di un composto intermedio (un complesso attivato, vedi sezione 1.3.1). Un ulteriore riarrangiamento dei legami può portare alla decomposizione del composto intermedio in due molecole di ioduro di idrogeno. Equazione di reazione:
H 2 + I 2 ® 2HI
Ma anche le molecole di ioduro di idrogeno si scontreranno casualmente con molecole di idrogeno, iodio e tra di loro. Quando le molecole di HI entrano in collisione, nulla impedirà la formazione di un composto intermedio, che può quindi decomporsi in iodio e idrogeno. Questo processo è espresso dall'equazione:
2HI ® H 2 + I 2
Pertanto, due reazioni procederanno simultaneamente in questo sistema: la formazione di ioduro di idrogeno e la sua decomposizione. Possono essere espressi da un'equazione generale
H2+I2"2HI
La reversibilità del processo è indicata dal segno “.
La reazione diretta in questo caso alla formazione di ioduro di idrogeno è chiamata diretta e l'opposto è chiamato inverso.
2) se mescoliamo due moli di anidride solforosa con una mole di ossigeno, creiamo nel sistema le condizioni favorevoli affinché la reazione proceda e, trascorso il tempo, analizziamo la miscela di gas, i risultati dimostreranno che il sistema contengono sia SO 3 - il prodotto di reazione, sia le sostanze iniziali - SO 2 e O 2. Se l'ossido di zolfo (+6) viene posto nelle stesse condizioni della sostanza iniziale, allora sarà possibile trovare che parte di esso si decomporrà in ossigeno e ossido di zolfo (+4), e il rapporto finale tra le quantità di tutti tre sostanze saranno le stesse di quando si parte da una miscela di anidride solforosa e ossigeno.
Pertanto, l'interazione dell'anidride solforosa con l'ossigeno è anche uno degli esempi di una reazione chimica reversibile ed è espressa dall'equazione
2SO 2 + O 2 "2SO 3
3) l'interazione del ferro con l'acido cloridrico procede secondo l'equazione:
Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2
Con abbastanza acido cloridrico, la reazione terminerà quando
tutto il ferro è esaurito. Inoltre, se provi a eseguire questa reazione nella direzione opposta - per far passare l'idrogeno attraverso una soluzione di cloruro di ferro, il ferro metallico e l'acido cloridrico non funzioneranno - questa reazione non può andare nella direzione opposta. Pertanto, l'interazione del ferro con l'acido cloridrico è una reazione irreversibile.
Tuttavia, va tenuto presente che teoricamente qualsiasi processo irreversibile può essere rappresentato come reversibile a determinate condizioni, ad es. In linea di principio, tutte le reazioni possono essere considerate reversibili. Ma molto spesso una delle reazioni prevale chiaramente. Ciò accade in quei casi in cui i prodotti dell'interazione vengono rimossi dalla sfera di reazione: precipita un precipitato, viene rilasciato un gas, durante le reazioni di scambio ionico si formano praticamente prodotti non dissocianti; oppure quando, a causa di un evidente eccesso di sostanze di partenza, il processo opposto è praticamente soppresso. Pertanto, l'esclusione naturale o artificiale della possibilità di una reazione inversa consente di portare il processo quasi alla fine.
Esempi di tali reazioni sono l'interazione del cloruro di sodio con il nitrato d'argento in soluzione
NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,
bromuro di rame con ammoniaca
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
neutralizzazione dell'acido cloridrico con soluzione di idrossido di sodio
HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.
Questi sono solo esempi in pratica processi irreversibili, poiché il cloruro d'argento è in qualche modo solubile e il complesso catione 2+ non è assolutamente stabile e l'acqua si dissocia, sebbene in misura estremamente ridotta.
