cheminių reakcijų grįžtamumas. Cheminė pusiausvyra
Grįžtamos ir negrįžtamos cheminės reakcijos. cheminis balansas. Pusiausvyros pokytis veikiant įvairiems veiksniams
Cheminė pusiausvyra
Cheminės reakcijos, vykstančios ta pačia kryptimi, vadinamos negrįžtamas.
Dauguma cheminių procesų yra grįžtamasis. Tai reiškia, kad tomis pačiomis sąlygomis vyksta ir pirmyn, ir atgalinės reakcijos (ypač jei Mes kalbame apie uždaras sistemas).
Pavyzdžiui:
a) reakcija
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
atviroje sistemoje yra negrįžtamas;
b) ta pati reakcija
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
uždaroje sistemoje yra grįžtamasis.
Išsamiau apsvarstykime procesus, vykstančius grįžtamųjų reakcijų metu, pavyzdžiui, sąlyginei reakcijai:
Remiantis masės veikimo dėsniu, tiesioginės reakcijos greitis
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Kadangi medžiagų $A$ ir $B$ koncentracijos laikui bėgant mažėja, mažėja ir tiesioginės reakcijos greitis.
Reakcijos produktų atsiradimas reiškia atvirkštinės reakcijos galimybę, o laikui bėgant didėja medžiagų $C$ ir $D$ koncentracijos, o tai reiškia, kad didėja ir atvirkštinės reakcijos greitis:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Anksčiau ar vėliau bus pasiekta būsena, kai pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greičiai taps vienodi
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Sistemos būsena, kurioje tiesioginės reakcijos greitis yra lygus atvirkštinės reakcijos greičiui, vadinama chemine pusiausvyra.
Šiuo atveju reagentų ir reakcijos produktų koncentracijos išlieka nepakitusios. Jie vadinami pusiausvyros koncentracijos. Makro lygmeniu atrodo, kad apskritai niekas nesikeičia. Tačiau iš tikrųjų tiek tiesioginiai, tiek atvirkštiniai procesai ir toliau vyksta, bet tuo pačiu greičiu. Todėl ši pusiausvyra sistemoje vadinama mobilusis Ir dinamiškas.
Pusiausvyros konstanta
Pažymime medžiagų $[A], [B], [C], [D]$ pusiausvyrines koncentracijas.
Tada nuo $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1) [A]^(α) [B]^(β)=k_(2) [C]^ (γ) [ D]^(δ)$, iš kur
$([C]^(γ) [D]^(δ))/([A]^(α) [B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(lygus) $
kur $γ, δ, α, β$ yra rodikliai, lygūs grįžtamosios reakcijos koeficientams; $K_(lygus)$ yra cheminės pusiausvyros konstanta.
Gauta išraiška kiekybiškai apibūdina pusiausvyros būseną ir yra pusiausvyros sistemų masės veikimo dėsnio matematinė išraiška.
Esant pastoviai temperatūrai, pusiausvyros konstanta yra pastovi tam tikros grįžtamosios reakcijos vertė. Rodo santykį tarp reakcijos produktų (skaitiklis) ir pradinių medžiagų koncentracijų (vardiklis), kuris nustatomas esant pusiausvyrai.
Pusiausvyros konstantos apskaičiuojamos iš eksperimentinių duomenų, nustatant pradinių medžiagų ir reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijas tam tikroje temperatūroje.
Pusiausvyros konstantos reikšmė apibūdina reakcijos produktų išeigą, jos eigos užbaigtumą. Jei gaunamas $K_(lygus) >> 1$, tai reiškia, kad esant pusiausvyrai $[C]^(γ) [D]^(δ) >> [A]^(α) [B]^( β)$ , t.y., reakcijos produktų koncentracijos vyrauja prieš pradinių medžiagų koncentracijas, o reakcijos produktų išeiga yra didelė.
Už $K_ (lygus)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
pusiausvyros konstanta
$K_(lygus)=( )/( )$
esant 20 °С$, jo vertė yra 0,28 USD (t. y. mažesnė nei 1 USD). Tai reiškia, kad didelė esterio dalis nebuvo hidrolizuota.
Esant nevienalytėms reakcijoms, pusiausvyros konstantos išraiška apima tik tų medžiagų koncentracijas, kurios yra dujų arba skystoje fazėje. Pavyzdžiui, dėl reakcijos
pusiausvyros konstanta išreiškiama taip:
$K_(lygus)=(^2)/()$
Pusiausvyros konstantos reikšmė priklauso nuo reagentų pobūdžio ir temperatūros.
Konstanta nepriklauso nuo katalizatoriaus buvimo, nes ji vienodai pakeičia tiek tiesioginės, tiek atvirkštinės reakcijos aktyvavimo energiją. Katalizatorius gali tik paspartinti pusiausvyros atsiradimą, nepaveikdamas pusiausvyros konstantos vertės.
Pusiausvyros pokytis veikiant įvairiems veiksniams
Pusiausvyros būsena išlaikoma savavališkai ilgą laiką esant pastovioms išorinėms sąlygoms: temperatūrai, pradinių medžiagų koncentracijai, slėgiui (jei reakcijoje dalyvauja arba susidaro dujos).
Pakeitus šias sąlygas, galima perkelti sistemą iš vienos pusiausvyros būsenos į kitą, atitinkančią naujas sąlygas. Toks perėjimas vadinamas poslinkis arba balanso poslinkis.
Apsvarstykite įvairius būdus, kaip pakeisti pusiausvyrą, naudodamiesi azoto ir vandenilio sąveikos su amoniako susidarymu reakcijos pavyzdžiu:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(lygus)=(^2)/(^3)$
Medžiagų koncentracijos keitimo poveikis
Į reakcijos mišinį įdėjus azoto $N_2$ ir vandenilio $H_2$ šių dujų koncentracija didėja, vadinasi, didėja tiesioginės reakcijos greitis. Pusiausvyra pasislenka į dešinę, link reakcijos produkto, t.y. link amoniako $NH_3$.
Tą pačią išvadą galima padaryti ir analizuojant pusiausvyros konstantos išraišką. Didėjant azoto ir vandenilio koncentracijai, vardiklis didėja, o kadangi $K_(lygus)$ yra pastovi reikšmė, skaitiklis turi didėti. Taigi reakcijos produkto $NH_3$ kiekis reakcijos mišinyje padidės.
Padidėjus amoniako reakcijos produkto $NH_3$ koncentracijai, pusiausvyra pasislinks į kairę, link pradinių medžiagų susidarymo. Šią išvadą galima padaryti remiantis panašiais samprotavimais.
Slėgio kitimo poveikis
Slėgio pokytis turi įtakos tik toms sistemoms, kuriose bent viena iš medžiagų yra dujinės būsenos. Didėjant slėgiui, dujų tūris mažėja, vadinasi, didėja jų koncentracija.
Tarkime, kad slėgis uždaroje sistemoje padidėja, pavyzdžiui, $2$ kartų. Tai reiškia, kad visų mūsų svarstomoje reakcijoje esančių dujinių medžiagų ($N_2, H_2, NH_3$) koncentracijos padidės $2$ kartų. Tokiu atveju skaitiklis reiškinyje $K_(equal)$ padidės 4 kartus, o vardiklis - $16$ kartų, t.y. pusiausvyra bus sutrikdyta. Norint ją atkurti, turi padidėti amoniako koncentracija, mažėti azoto ir vandenilio koncentracijos. Pusiausvyra pasislinks į dešinę. Slėgio pokytis praktiškai neturi įtakos skystų ir kietų kūnų tūriui, t.y. nekeičia jų koncentracijos. Todėl reakcijų, kuriose nedalyvauja dujos, cheminės pusiausvyros būsena nepriklauso nuo slėgio.
Temperatūros kaitos poveikis
Kylant temperatūrai, kaip žinote, visų reakcijų (egzo- ir endoterminių) greitis didėja. Be to, temperatūros padidėjimas turi didesnį poveikį tų reakcijų, kurios turi didelę aktyvavimo energiją, taigi ir endoterminių, greičiui.
Taigi atvirkštinės reakcijos greitis (mūsų pavyzdyje endoterminė) padidėja daugiau nei tiesioginės reakcijos greitis. Pusiausvyra pasislinks proceso link, kartu su energijos absorbcija.
Pusiausvyros poslinkio kryptį galima numatyti naudojant Le Chatelier principą (1884):
Jei pusiausvyros sistemai daromas išorinis poveikis (koncentracijos, slėgio, temperatūros pokyčiai), tada pusiausvyra pasislenka ta kryptimi, kuri silpnina šią įtaką.
Padarykime išvadas:
- didėjant reagentų koncentracijai, sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka reakcijos produktų susidarymo link;
- didėjant reakcijos produktų koncentracijai, sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka pradinių medžiagų susidarymo link;
- didėjant slėgiui, sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka link reakcijos, kurios metu susidarančių dujinių medžiagų tūris yra mažesnis;
- kylant temperatūrai, sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka link endoterminės reakcijos;
- nukritus temperatūrai – egzoterminio proceso kryptimi.
Le Chatelier principas taikomas ne tik cheminėms reakcijoms, bet ir daugeliui kitų procesų: garavimas, kondensacija, lydymasis, kristalizacija ir kt. Gaminant svarbiausius cheminius produktus, Le Chatelier principas ir skaičiavimai, kylantys iš dėsnio masinis veiksmas leidžia rasti tokias sąlygas cheminiams procesams atlikti, kurios užtikrina didžiausią norimos medžiagos išeigą.
pedagogų perkvalifikavimas.
Gamtos mokslų katedra
Tema: „Grįžtamos ir negrįžtamos reakcijos.
cheminis balansas. Le Chatelier principas.
Darbai baigti:
Klausytojų grupė X - 1
chemijos mokytojas, vidurinė mokykla №6
Dimitrovgradas
Uljanovsko sritis
Lepikhova Tatjana Vasiljevna
Mokslinis patarėjas:
Skyriaus vedėjas
gamtos mokslai
Achmetovas Maratas Anvarovičius
Uljanovskas 2009 m
Grįžtamos ir negrįžtamos cheminės reakcijos.
cheminis balansas.
Le Chatelier principas.
Darbo tikslas: 1) Cheminių reakcijų eigos ypatybių ir modelių tyrimas, kaip idėjų apie įvairių tipų chemines reakcijas formavimosi tęsinys grįžtamumo pagrindu.
2) Žinių apie cheminių reakcijų dėsnius apibendrinimas ir konkretizavimas, įgūdžių ir gebėjimų nustatyti, paaiškinti ypatumus ir atsirandančias sąlygas, būtinas konkrečiai reakcijai įvykti, formavimas. 3) Plėsti ir gilinti žinias apie cheminių procesų įvairovę, mokyti mokinius lyginti, analizuoti, aiškinti, daryti išvadas ir apibendrinimus. 4) Laikykite šią chemijos mokslo dalį kaip svarbiausią taikomuoju aspektu ir apsvarstykite cheminės pusiausvyros sampratą kaip konkretų vienintelio natūralios pusiausvyros dėsnio, kompensacijos troškimo, pusiausvyros stabilumo vienybėje su pagrindine forma atvejį. apie materijos egzistavimą, judėjimą, dinamiką.
Užduotys.
Apsvarstykite temą: „Grįžtamos ir negrįžtamos reakcijos“. konkrečių pavyzdžių, naudojant ankstesnes idėjas apie cheminių reakcijų greitį.
Tęsti grįžtamųjų cheminių reakcijų ypatybių ir idėjų apie cheminę pusiausvyrą, kaip reaguojančios sistemos dinaminę būseną, formavimąsi.
Išstudijuoti cheminės pusiausvyros slinkimo principus ir išmokyti studentus nustatyti cheminės pusiausvyros slinkimo sąlygas.
Suteikti studentams supratimą apie šios temos svarbą ne tik chemijos gamybai, bet ir normaliam gyvo organizmo bei visos gamtos funkcionavimui.
Įvadas
Gamtoje, gyvų būtybių organizmuose, žmogaus fiziologinės veiklos procese, jo veiksmuose kuriant sąlygas skirtingi lygiai: buitinė, gynybinė, pramoninė, techninė, aplinkosaugos ir kitos – įvyksta ar atliekama tūkstančiai, milijonai visiškai skirtingų reakcijų, kurios gali būti laikomos nuo skirtingus taškus vizija ir klasifikacija. Apsvarstysime chemines reakcijas pagal jų grįžtamumą ir negrįžtamumą.
Sunku pervertinti šių sąvokų reikšmę: kol yra mąstantis žmogus, žmogaus mintis apie jo kūne vykstančių procesų grįžtamumą ir negrįžtamumą plaka lygiai taip pat, amžina problema apie žmogaus gyvenimo pratęsimą, jo gyvenimo pasekmių negrįžtamumo problemą, neapgalvotą požiūrį į gamtą.
Noriu apsvarstyti cheminių reakcijų grįžtamumo ir negrįžtamumo sampratą, cheminės pusiausvyros sampratą ir jos poslinkio „naudinga“ kryptimi sąlygas. Pristatykite teorinis pagrindas su vėlesniu patikrinimu, žinių šia tema savęs patikrinimu, naudojant įvairių tipologijų testavimą. Manau, kad „nuėjus keliu“ nuo paprasto iki daugiau sunkių užduočių, mokiniai turės aiškias, geras žinias ne tik šia tema, bet ir pagilins chemijos žinias.
Cheminės reakcijos yra reiškiniai, kurių metu viena (ar viena) medžiaga paverčiama kita, to įrodymas yra matomi ir nematomi pokyčiai. Matoma: spalvos, kvapo, skonio, kritulių pakitimai, indikatoriaus spalvos pasikeitimas, šilumos sugėrimas ir išsiskyrimas. Nematomas: medžiagos sudėties pokytis, kurį galima nustatyti naudojant kokybines ir analitines reakcijas. Visas šias reakcijas galima suskirstyti į dvi rūšis: grįžtamąsias ir negrįžtamas.
negrįžtamos reakcijos. Reakcijos, kurios vyksta tik viena kryptimi ir baigiasi visišku pradinių reagentų pavertimu galutinėmis medžiagomis, vadinamos negrįžtamomis.
Tokios reakcijos pavyzdys yra kalio chlorato (bertoleto druskos) skilimas kaitinant:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Reakcija sustos, kai visas kalio chloratas bus paverstas kalio chloridu ir deguonimi. Negrįžtamų reakcijų nėra daug.
Jei rūgščių ir šarmų tirpalai nusausinami, susidaro druska ir vanduo, pvz.
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O, o jei medžiagos buvo paimtos tinkamomis proporcijomis, tirpalas turi neutralią reakciją ir jame nelieka net druskos rūgšties ir natrio hidroksido pėdsakų. Jei bandysite atlikti reakciją tirpale tarp susidariusių medžiagų - natrio chlorido ir vandens, tada pokyčių nebus. Tokiais atvejais sakoma, kad rūgšties reakcija su šarmu yra negrįžtama, t.y. nėra nugaros reakcijos. Labai daug reakcijų kambario temperatūroje yra praktiškai negrįžtamos, pvz.
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O ir kt.
grįžtamos reakcijos. Grįžtamosios reakcijos yra tos, kurios vienu metu vyksta dviem viena kitai priešingomis kryptimis.
Dauguma reakcijų yra grįžtamos. Grįžtamųjų reakcijų lygtyse tarp kairės ir dešinės dalių yra dvi priešingomis kryptimis nukreiptos rodyklės. Tokios reakcijos pavyzdys yra amoniako sintezė iš vandenilio ir azoto:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
Inžinerijos srityje grįžtamosios reakcijos paprastai yra nepalankios. Todėl įvairūs metodai (temperatūros, slėgio pokyčiai ir kt.) daro juos praktiškai negrįžtamus.
Negrįžtamos yra tokios reakcijos, kurių metu:
1) susidarę produktai palieka reakcijos sferą - jie nusėda nuosėdų pavidalu, išsiskiria dujų pavidalu, pvz.
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSO 4 ↓ + 2НCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) susidaro šiek tiek disocijuotas junginys, pavyzdžiui, vanduo:
Hcl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl
3) reakciją lydi didelis energijos išsiskyrimas, pavyzdžiui, magnio degimas
Mg + 1/2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
Negrįžtamų reakcijų lygtyse tarp kairės ir dešinės dalių dedamas lygybės ženklas arba rodyklė.
Daugelis reakcijų įprastomis sąlygomis jau yra grįžtamos, o tai reiškia, kad atvirkštinė reakcija vyksta pastebimai. Pavyzdžiui, bandant šarmu neutralizuoti labai silpnos hipochlorinės rūgšties vandeninį tirpalą, paaiškėja, kad neutralizavimo reakcija nesibaigia ir tirpale susidaro stipriai šarminė aplinka. Tai reiškia, kad reakcija HClO + NaOH NaClO + H 2 O yra grįžtama, t.y. šios reakcijos produktai, reaguodami vienas su kitu, iš dalies pereina į pradinius junginius. Dėl to tirpalas turi šarminę reakciją. Esterių susidarymo reakcija yra grįžtama (atvirkštinė reakcija vadinama muilinimu): RCOOH + R "OH RCOOR" + H 2 O, daugelis kitų procesų.
Kaip ir daugelis kitų chemijos sąvokų, grįžtamumo sąvoka iš esmės yra savavališka. Paprastai reakcija laikoma negrįžtama, po kurios pradinių medžiagų koncentracijos yra tokios mažos, kad jų neįmanoma aptikti (žinoma, tai priklauso nuo analizės metodų jautrumo). Pasikeitus išorinėms sąlygoms (pirmiausia temperatūrai ir slėgiui), negrįžtama reakcija gali tapti grįžtama ir atvirkščiai. Taigi, esant atmosferos slėgiui ir žemesnei nei 1000 ° C temperatūrai, reakcija 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O vis tiek gali būti laikoma negrįžtama, o esant 2500 ° C ir aukštesnei temperatūrai, vanduo disocijuoja į vandenilį ir deguonį maždaug 4 %, o esant 3000 ° С temperatūrai - jau 20%.
pabaigoje – XIX a Vokiečių fizikinis chemikas Maxas Bodensteinas (1871–1942) išsamiai ištyrė vandenilio jodo susidarymo ir terminės disociacijos procesus: H 2 + I 2 2HI. Keičiant temperatūrą jis galėjo pasiekti vyraujantį tik pirmyn arba tik atvirkštinės reakcijos srautą, tačiau bendru atveju abi reakcijos vyko vienu metu priešingomis kryptimis. Tokių pavyzdžių yra daug. Viena žinomiausių yra amoniako sintezės reakcija 3H 2 + N 2 2NH 3; daugelis kitų reakcijų taip pat yra grįžtamos, pavyzdžiui, sieros dioksido 2SO 2 + O 2 2SO 3 oksidacija, organinių rūgščių reakcijos su alkoholiais ir kt.
Reakcija vadinama grįžtama, jei jos kryptis priklauso nuo reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijų. Pavyzdžiui, heterogeninės katalizinės reakcijos N2 + 3H2 = 2NH3 (1) atveju, esant mažai amoniako koncentracijai dujiniame vandenyje ir didelėms azoto bei vandenilio koncentracijoms, susidaro amoniakas; priešingai, esant didelei amoniako koncentracijai, jis suyra, reakcija vyksta priešinga kryptimi. Pasibaigus grįžtamai reakcijai, ty pasiekus cheminę pusiausvyrą, sistemoje yra ir pradinės medžiagos, ir reakcijos produktai. Reakcija vadinama negrįžtama, jei ji gali vykti tik viena kryptimi ir baigiasi visišku pradinių medžiagų pavertimu produktais; pavyzdys – sprogmenų skilimas. Ta pati reakcija, priklausomai nuo sąlygų (temperatūros, slėgio), gali būti iš esmės grįžtama arba praktiškai negrįžtama. Paprasta (vienos pakopos) grįžtamoji reakcija susideda iš dviejų vienu metu vykstančių elementarių reakcijų, kurios viena nuo kitos skiriasi tik cheminės transformacijos kryptimi. Galutinės reakcijos kryptis, prieinama tiesioginiam stebėjimui, nustatoma pagal tai, kuri iš šių abipusių reakcijų turi didesnį greitį. Pavyzdžiui, paprasta reakcija N2O4 Û 2NO2 (2) susideda iš elementariųjų reakcijų N2O4?2NO2 ir 2NO2?N2O4. M. I. Tiomkinas.
CHEMINĖ PUSIAUSVYRA.
Cheminė pusiausvyra- sistemos būsena, kurioje tiesioginės reakcijos greitis (V 1) yra lygus atvirkštinės reakcijos greičiui (V 2). Esant cheminei pusiausvyrai, medžiagų koncentracijos išlieka nepakitusios. Cheminė pusiausvyra turi dinaminį pobūdį: pirmyn ir atgal vykstančios reakcijos nesibaigia ties pusiausvyra.
Cheminės pusiausvyros būsena kiekybiškai apibūdinama pusiausvyros konstanta, kuri yra tiesioginių (K 1) ir atvirkštinių (K 2) reakcijų konstantų santykis.
Reakcijos mA + nB pC + dD pusiausvyros konstanta yra
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Pusiausvyros konstanta priklauso nuo temperatūros ir reaguojančių medžiagų pobūdžio. Kuo didesnė pusiausvyros konstanta, tuo labiau pusiausvyra pasislenka tiesioginės reakcijos produktų susidarymo link. Pusiausvyros būsenoje molekulės nenustoja patirti susidūrimų, jų tarpusavio sąveika nesiliauja, tačiau medžiagų koncentracijos išlieka pastovios. Šios koncentracijos vadinamos pusiausvyra.
|
Pusiausvyros koncentracija- grįžtamojoje cheminėje reakcijoje dalyvaujančios medžiagos koncentracija, pasiekusi pusiausvyros būseną. |
Pusiausvyros koncentracija nurodoma medžiagos formule, paimta laužtiniuose skliaustuose, pavyzdžiui:
Su pusiausvyra (H 2) \u003d arba R pusiausvyra (HI) = .
Kaip ir bet kuri kita koncentracija, pusiausvyros koncentracija matuojama moliais litre.
Jei nagrinėtuose pavyzdžiuose būtume paėmę kitas pradinių medžiagų koncentracijas, tada pasiekę pusiausvyrą būtume gavę kitas pusiausvyros koncentracijų reikšmes. Šios naujos reikšmės (žymimos žvaigždutėmis) bus susietos su senosiomis taip:
.
Apskritai, grįžtamai reakcijai
a A+ b B d D+ f F
pusiausvyros būsenoje esant pastoviai temperatūrai, stebimas ryšys
Šis santykis vadinamas masinio veikimo dėsnis, kuris suformuluotas taip:
esant pastoviai temperatūrai, reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijų sandaugos, paimtos laipsniais, lygiomis jų koeficientams, santykis su pradinių medžiagų pusiausvyros koncentracijų sandauga, paimta laipsniais, lygiais jų koeficientams, yra pastovi. vertė.
Pastovi reikšmė ( KAM SU) vadinamas pusiausvyros konstantaši reakcija. Indeksas „c“ šio dydžio žymėjime rodo, kad konstantai apskaičiuoti buvo naudojamos koncentracijos.
Jei pusiausvyros konstanta didelė, tai pusiausvyra pasislenka tiesioginės reakcijos produktų link, jei maža, tai pradinių medžiagų link. Jei pusiausvyros konstanta yra labai didelė, tada jie sako, kad reakcija " praktiškai negrįžtamas, jei pusiausvyros konstanta yra labai maža, tada reakcija " praktiškai neveikia“.
Pusiausvyros konstanta – kiekvienai grįžtamai reakcijai reikšmė pastovi tik esant pastoviai temperatūrai. Tai pačiai reakcijai esant skirtingoms temperatūroms, pusiausvyros konstanta įgyja skirtingas reikšmes.
Aukščiau pateikta masės veikimo dėsnio išraiška galioja tik reakcijoms, kurių visi dalyviai yra dujos arba ištirpusios medžiagos. Kitais atvejais pusiausvyros konstantos lygtis šiek tiek pasikeičia.
Pavyzdžiui, grįžtamoje reakcijoje, vykstančioje aukštoje temperatūroje
C (gr) + CO 2 2CO (g)
dalyvauja kietasis grafitas C (gr). Formaliai, naudodamiesi masės veiksmo dėsniu, parašome šios reakcijos pusiausvyros konstantos išraišką, žyminčią ją KAM":
Kietas grafitas, gulintis reaktoriaus dugne, reaguoja tik iš paviršiaus, o jo „koncentracija“ nepriklauso nuo grafito masės ir yra pastovi bet kokiam medžiagų santykiui dujų mišinyje.
Padauginkite dešinę ir kairę lygties puses iš šios konstantos:
Gauta vertė yra šios reakcijos pusiausvyros konstanta:
Panašiai ir kitos grįžtamosios reakcijos, taip pat vykstančios aukštoje temperatūroje, pusiausvyrai,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
gauname pusiausvyros konstantą
KAM SU = .
Šiuo atveju jis tiesiog lygus anglies dioksido pusiausvyros koncentracijai.
Metrologiniu požiūriu pusiausvyros konstanta nėra vienas fizikinis dydis. Tai yra dydžių grupė su skirtingais matavimo vienetais, priklausomai nuo konkrečios konstantos išraiškos per pusiausvyros koncentracijas. Pavyzdžiui, grįžtamai grafito reakcijai su anglies dioksidu [ K c] = 1 mol/l, kalcio karbonato terminio skilimo reakcijos pusiausvyros konstanta turi tą patį matavimo vienetą, o vandenilio jodo sintezės reakcijos pusiausvyros konstanta yra bematė reikšmė. Apskritai [ K c] = 1 (mol/l) n .
Cheminės pusiausvyros poslinkis. Le Chatelier principas
Pusiausvyros cheminės sistemos perkėlimas iš vienos pusiausvyros būsenos į kitą vadinamas cheminės pusiausvyros poslinkis (poslinkis)., kuris atliekamas keičiant sistemos termodinaminius parametrus – temperatūrą, koncentraciją, slėgį.. Pusiausvyrą pasukus į priekį, pasiekiamas produktų išeigos padidėjimas, o pasukus priešinga kryptimi – sumažėjimas. pagal reagento konversijos laipsnį. Abu gali būti naudingi chemijos inžinerijoje. Kadangi beveik visos reakcijos tam tikru mastu yra grįžtamos, pramonėje ir laboratorinėje praktikoje iškyla dvi problemos: kaip gauti „naudingos“ reakcijos produktą su maksimalia išeiga ir kaip sumažinti „kenksmingos“ reakcijos produktų išeigą. Abiem atvejais pusiausvyrą reikia perkelti į reakcijos produktus arba į pradines medžiagas. Norėdami sužinoti, kaip tai padaryti, turite žinoti, kas lemia bet kokios grįžtamosios reakcijos pusiausvyros padėtį.
Pusiausvyros padėtis priklauso nuo:
1) dėl pusiausvyros konstantos vertės (ty reagentų pobūdžio ir temperatūros),
2) apie reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentraciją ir
3) ant slėgio (dujų sistemoms jis proporcingas medžiagų koncentracijoms).
Norint kokybiškai įvertinti visų šių labai skirtingų veiksnių įtaką cheminei pusiausvyrai, naudojamas iš esmės universalus Le Chatelier principas(Prancūzų fizikinis chemikas ir metalurgas Henri Louis Le Chatelier jį suformulavo 1884 m.), kuris tinka bet kokioms pusiausvyros sistemoms, ne tik cheminėms.
Jei pusiausvyroje esanti sistema veikiama iš išorės, tada pusiausvyra sistemoje pasislinks ta kryptimi, kuria šis poveikis iš dalies kompensuojamas.
Kaip pavyzdį, kaip įtakoti reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijų pusiausvyros padėtį, apsvarstykite grįžtamąją vandenilio jodo gavimo reakciją.
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) .
Pagal masinio veikimo dėsnį pusiausvyros būsenoje
.
1 litro tūrio reaktoriuje tam tikroje pastovioje temperatūroje nusistovi pusiausvyra, kurioje visų reakcijos dalyvių koncentracijos yra vienodos ir lygios 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol /l = 1 mol/l). Todėl esant tokiai temperatūrai KAM SU= 1. Kadangi reaktoriaus tūris yra 1 litras, n(H 2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol ir n(HI) = 1 mol. Laike t 1 į reaktorių įveskime dar 1 mol HI, jo koncentracija taps lygi 2 mol/l. Tačiau norint KAM SU išliko pastovus, vandenilio ir jodo koncentracijos turėtų padidėti, o tai įmanoma tik dėl dalies vandenilio jodo skilimo pagal lygtį
2HI (g) \u003d H2 (g) + I 2 (g).
Tegul naujos pusiausvyros būsenos pasiekimo momentu t 2 suskaidė x mol HI ir todėl papildomai 0,5 x mol H 2 ir I 2 . Naujos reakcijos dalyvių pusiausvyros koncentracijos: = (1 + 0,5 x) mol/l; = (1 + 0,5 x) mol/l; = (2 - x) mol/l. Pakeitę dydžių skaitines reikšmes į masės veikimo dėsnio išraišką, gauname lygtį
Kur x= 0,667. Todėl = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Reakcijos greitis ir pusiausvyra.
Tegul vyksta grįžtamoji reakcija A + B C + D. Jei darysime prielaidą, kad tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos vyksta vienoje stadijoje, tai šių reakcijų greičiai bus tiesiogiai proporcingi reagentų koncentracijoms: tiesioginės reakcijos greičiui. v 1 = k 1 [A][B], atvirkštinės reakcijos greitis v 2 = k 2 [C][D] (laužtiniuose skliaustuose nurodoma reagentų molinė koncentracija). Matyti, kad vykstant tiesioginei reakcijai, atitinkamai mažėja pradinių medžiagų A ir B koncentracijos, mažėja ir tiesioginės reakcijos greitis. Atvirkštinės reakcijos greitis, kuris pradiniu momentu yra lygus nuliui (nėra produktų C ir D), palaipsniui didėja. Anksčiau ar vėliau ateis momentas, kai tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos greitis susilygins. Po to visų medžiagų – A, B, C ir D – koncentracijos laikui bėgant nekinta. Tai reiškia, kad reakcija pasiekė pusiausvyros padėtį, o medžiagų koncentracijos, kurios laikui bėgant nekinta, vadinamos pusiausvyra. Tačiau, skirtingai nuo mechaninės pusiausvyros, kai visi judėjimai sustoja, esant cheminei pusiausvyrai, abi reakcijos - tiek tiesioginės, tiek atvirkštinės - tęsiasi, tačiau jų greitis yra vienodas, todėl atrodo, kad sistemoje nevyksta jokių pokyčių. Yra daug būdų, kaip įrodyti pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų srautą pasiekus pusiausvyrą. Pavyzdžiui, jei į pusiausvyros padėtyje esantį vandenilio, azoto ir amoniako mišinį įpilama šiek tiek vandenilio izotopo - deuterio D 2, tada jautri analizė iš karto aptiks deuterio atomų buvimą amoniako molekulėse. Ir atvirkščiai, jei į sistemą patenka šiek tiek deuteruoto amoniako NH 2 D, tada deuteris iš karto atsiras pradinėse medžiagose HD ir D 2 molekulių pavidalu. Kitas įspūdingas eksperimentas buvo atliktas Maskvos valstybinio universiteto Chemijos fakultete. Sidabrinė plokštelė buvo patalpinta į sidabro nitrato tirpalą ir jokių pokyčių nepastebėta. Tada į tirpalą buvo įvestas nežymus kiekis radioaktyviųjų sidabro jonų, po to sidabro plokštelė tapo radioaktyvi. Šio radioaktyvumo nepavyko „nuplauti“ nei skalaujant plokštelę vandeniu, nei plaunant druskos rūgštimi. Tik ėsdinimas azoto rūgštimi arba mechaninis paviršiaus apdorojimas smulkiu švitriniu popieriumi padarė jį neaktyvų. Šį eksperimentą galima paaiškinti tik vienu būdu: tarp metalo ir tirpalo nuolat vyksta sidabro atomų mainai, t.y. sistemoje yra grįžtama reakcija Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Todėl radioaktyviųjų jonų Ag + pridėjimas į tirpalą paskatino juos „įterpti“ į plokštelę elektriškai neutralių, bet vis tiek radioaktyvių atomų pavidalu. Taigi pusiausvyroje yra ne tik cheminės reakcijos tarp dujų ar tirpalų, bet ir metalų tirpimo bei nusodinimo procesai. Pavyzdžiui, kieta medžiaga greičiau ištirpsta, kai įdedama į gryną tirpiklį, kai sistema yra toli nuo pusiausvyros. Ši byla- iš prisotinto tirpalo. Palaipsniui tirpimo greitis mažėja, o tuo pačiu didėja ir atvirkštinio proceso greitis – medžiagos perėjimas iš tirpalo į kristalines nuosėdas. Kai tirpalas prisotinamas, sistema pasiekia pusiausvyros būseną, o tirpimo ir kristalizacijos greičiai yra vienodi, o nuosėdų masė laikui bėgant nekinta. Kaip sistema gali „atsverti“ išorės sąlygų pokyčius? Jei, pavyzdžiui, pusiausvyros mišinio temperatūra padidinama kaitinant, pati sistema, žinoma, negali „susilpninti“ išorinio šildymo, tačiau pusiausvyra joje pasislenka taip, kad reakcijos sistema kaitinama iki tam tikros temperatūros. reikalauja daugiau šilumos nei tuo atveju, nebent balansas pasislinktų. Tokiu atveju pusiausvyra perkeliama taip, kad šiluma būtų absorbuojama, t.y. link endoterminės reakcijos. Tai galima interpretuoti kaip „sistemos norą susilpninti išorinius poveikius“. Kita vertus, jei kairėje ir dešinėje lygties pusėse yra nevienodas dujinių molekulių skaičius, tai pusiausvyra tokioje sistemoje taip pat gali būti perkelta keičiant slėgį. Didėjant slėgiui, pusiausvyra pasislenka į tą pusę, kur dujų molekulių yra mažiau (ir tokiu būdu tarsi „prieštarauja“ išoriniam slėgiui). Jei vykstant reakcijai dujų molekulių skaičius nekinta
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), tada slėgis neturi įtakos pusiausvyros padėčiai. Pažymėtina, kad keičiantis temperatūrai, keičiasi ir reakcijos pusiausvyros konstanta, o kintant tik slėgiui – išlieka pastovi.
Keletas Le Chatelier principo panaudojimo numatant cheminės pusiausvyros poslinkius pavyzdžių. Reakcija 2SO 2 + O 2 2SO 3 (d) yra egzoterminė. Jei temperatūra pakeliama, pirmenybė bus teikiama endoterminiam SO 3 skilimui, o pusiausvyra pasislinks į kairę. Jei temperatūra nukrenta, pusiausvyra pasislinks į dešinę. Taigi, SO 2 ir O 2 mišinys, paimtas stechiometriniu santykiu 2: 1 ( cm . stechiomerija), esant 400 ° C temperatūrai ir atmosferos slėgiui, virsta SO 3, kurio išeiga yra apie 95%, t.y. pusiausvyros būsena šiomis sąlygomis beveik visiškai pasislenka link SO 3 . 600°C temperatūroje pusiausvyros mišinyje jau yra 76% SO 3, o esant 800°C - tik 25%. Štai kodėl siera deginant ore susidaro daugiausia SO 2 ir tik apie 4 % SO 3. Iš reakcijos lygties taip pat išplaukia, kad padidėjus bendram slėgiui sistemoje pusiausvyra pasislinks į dešinę, o sumažėjus slėgiui, pusiausvyra pasislinks į kairę.
Vandenilio paėmimo iš cikloheksano reakcija su benzeno susidarymu
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 atliekamas dujų fazėje, taip pat esant katalizatoriui. Ši reakcija vyksta su energijos sąnaudomis (endoterminė), bet didėjant molekulių skaičiui. Todėl temperatūros ir slėgio poveikis jam bus tiesiogiai priešingas nei stebimas amoniako sintezės atveju. Būtent: benzeno pusiausvyros koncentracijos mišinyje padidėjimą skatina temperatūros padidėjimas ir slėgio sumažėjimas, todėl pramonėje reakcija vykdoma esant žemam slėgiui (2–3 atm) ir aukštai temperatūrai (450–500 ° C). °C). Čia temperatūros padidėjimas yra „dvigubai palankus“: tai ne tik padidina reakcijos greitį, bet ir prisideda prie pusiausvyros pasikeitimo link tikslinio produkto susidarymo. Žinoma, dar didesnis slėgio sumažėjimas (pavyzdžiui, iki 0,1 atm) sukeltų tolesnį pusiausvyros poslinkį į dešinę, tačiau tokiu atveju reaktoriuje medžiagos bus per mažai, o reakcijos greitis sumažės. taip pat mažės, todėl bendras produktyvumas ne didės, o mažės. Šis pavyzdys dar kartą parodo, kad ekonomiškai pagrįsta pramoninė sintezė yra sėkmingas laviravimas tarp Scylla ir Charybdis.
Le Chatelier principas „veikia“ taip vadinamame halogeno cikle, iš kurio gaminamas titanas, nikelis, hafnis, vanadis, niobis, tantalas ir kiti didelio grynumo metalai. Metalo reakcija su halogenu, pavyzdžiui, Ti + 2I 2 TiI 4, vyksta išskiriant šilumą, todėl, kylant temperatūrai, pusiausvyra pasislenka į kairę. Taigi 600°C temperatūroje titanas lengvai sudaro lakųjį jodidą (pusiausvyra pasislenka į dešinę), o 110°C temperatūroje jodidas suyra (pusiausvyra pasislenka į kairę), išsiskiriantis labai grynas metalas. Toks ciklas veikia ir halogeninėse lempose, kur iš spiralės išgaravęs ir ant šaltesnių sienelių nusėdęs volframas su halogenais sudaro lakiuosius junginius, kurie ant karštos spiralės vėl suyra, o volframas perkeliamas į pradinę vietą.
Be temperatūros ir slėgio keitimo, yra dar vienas veiksmingas būdas paveikti pusiausvyros padėtį. Įsivaizduokite, kad iš pusiausvyros mišinio
A + B C + D bet kuri medžiaga išsiskiria. Pagal Le Chatelier principą sistema iš karto „reaguos“ į tokį poveikį: pusiausvyra pradės slinkti taip, kad kompensuotų tam tikros medžiagos praradimą. Pavyzdžiui, jei iš reakcijos zonos pašalinama medžiaga C arba D (arba abi iš karto), pusiausvyra pasislinks į dešinę, o pašalinus medžiagas A arba B – į kairę. Bet kokios medžiagos įvedimas į sistemą taip pat pakeis pusiausvyrą, bet kita kryptimi.
Medžiagas galima pašalinti iš reakcijos zonos Skirtingi keliai. Pavyzdžiui, jei sandariai uždarytame inde su vandeniu yra sieros dioksido, bus nustatyta pusiausvyra tarp dujinio, ištirpusio ir sureagavusio sieros dioksido:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Jei indas bus atidarytas, sieros dioksidas palaipsniui pradės išgaruoti ir nebegalės dalyvauti procese – pusiausvyra pradės slinkti į kairę, kol visiškai suirs sieros rūgštis. Panašų procesą galima stebėti kiekvieną kartą atidarius limonado ar mineralinio vandens butelį: CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 balansas pasislenka į kairę, nes CO 2 garuoja.
Reagento pašalinimas iš sistemos galimas ne tik susidarant dujinėms medžiagoms, bet ir surišant vieną ar kitą reagentą, susidarant netirpiam junginiui, kuris nusėda. Pavyzdžiui, jei į vandeninį CO 2 tirpalą įvedamas kalcio druskos perteklius, tada Ca 2+ jonai sudarys CaCO 3 nuosėdas, reaguodami su anglies rūgštimi; pusiausvyra CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 pasislinks į dešinę, kol vandenyje neliks ištirpusių dujų.
Pusiausvyrą taip pat galima pakeisti pridedant reagento. Taigi, nusausinus praskiestus FeCl 3 ir KSCN tirpalus, dėl geležies tiocianato (tiocianato) susidarymo atsiranda rausvai oranžinė spalva:
FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl. Jei į tirpalą papildomai dedama FeCl 3 arba KSCN, tirpalo spalva padidės, o tai rodo pusiausvyros poslinkį į dešinę (tarsi susilpnintų išorinę įtaką). Tačiau jei į tirpalą įpilama KCl pertekliaus, pusiausvyra pasislinks į kairę, spalva sumažės iki šviesiai geltonos spalvos.
Formuluojant Le Chatelier principą, ne veltui nurodoma, kad išorinio poveikio rezultatus galima numatyti tik sistemoms, kurios yra pusiausvyroje. Jei šios indikacijos nepaisoma, lengva padaryti visiškai klaidingas išvadas. Pavyzdžiui, žinoma, kad kietieji šarmai (KOH, NaOH) ištirpsta vandenyje, išskirdami didelį šilumos kiekį – tirpalas įkaista beveik tiek pat, kiek koncentruotą sieros rūgštį sumaišius su vandeniu. Jei pamirštume, kad principas galioja tik pusiausvyros sistemoms, galime padaryti klaidingą išvadą, kad kylant temperatūrai KOH tirpumas vandenyje turėtų mažėti, nes būtent toks pusiausvyros poslinkis tarp nuosėdų ir prisotinto tirpalo. veda prie „išorinio poveikio susilpnėjimo“. Tačiau KOH tirpinimo vandenyje procesas visiškai nėra pusiausvyros, nes jame dalyvauja bevandenis šarmas, o nuosėdos, kurios yra pusiausvyroje su sočiuoju tirpalu, yra KOH hidratai (daugiausia KOH 2H 2 O). Šio hidrato perėjimas iš nuosėdų į tirpalą yra endoterminis procesas, t.y. lydi ne kaitinimas, o tirpalo aušinimas, todėl Le Chatelier pusiausvyros proceso principas taip pat yra įvykdytas šiuo atveju. Lygiai taip pat vandenyje ištirpinus bevandenes druskas - CaCl 2, CuSO 4 ir kt., tirpalas įkaista, o ištirpus kristaliniams hidratams CuSO 4 5H 2 O, CaCl 2 6H 2 O – atšaldomas.
Dar vieną įdomų ir pamokantį netinkamo Le Chatelier principo panaudojimo pavyzdį galima rasti vadovėliuose ir populiariojoje literatūroje. Jei pusiausvyrinis rudojo azoto dioksido NO 2 ir bespalvio N 2 O 4 tetroksido mišinys dedamas į skaidrią dujų švirkštą, o po to dujos greitai suspaudžiamos stūmokliu, spalvos intensyvumas iš karto padidės, o po kurio laiko (dešimčių sekundžių) jis vėl susilpnės, nors nepasieks originalo. Ši patirtis paprastai paaiškinama taip. Dėl greito mišinio suspaudimo padidėja slėgis, taigi ir abiejų komponentų koncentracija, todėl mišinys tampa tamsesnis. Tačiau padidėjus slėgiui, vadovaujantis Le Chatelier principu, pusiausvyra 2NO 2 N 2 O 4 sistemoje perkeliama link bespalvio N 2 O 4 (molekulių skaičius mažėja), todėl mišinys palaipsniui šviesėja, artėjant prie naujos. pusiausvyros padėtis, kuri atitinka padidėjusį slėgį.
Šio paaiškinimo klaidingumas išplaukia iš to, kad abi reakcijos – N 2 O 4 disociacija ir NO 2 dimerizacija – vyksta itin greitai, todėl pusiausvyra bet kokiu atveju nusistovi milijonosiomis sekundės dalimis, todėl stumti neįmanoma. stūmoklį taip greitai, kad sutriktų pusiausvyra. Ši patirtis aiškinama kitaip: dėl dujų suspaudimo smarkiai pakyla temperatūra (šis reiškinys yra pažįstamas visiems, kam teko pripūsti padangą dviračio siurbliu). Ir pagal tą patį Le Chatelier principą, pusiausvyra akimirksniu pasislenka link endoterminės reakcijos, kuri eina kartu su šilumos absorbcija, t.y. link N 2 O 4 disociacijos – mišinys tamsėja. Tada dujos švirkšte lėtai atšąla iki kambario temperatūros, o pusiausvyra vėl pasislenka link tetroksido – mišinys tampa šviesesnis.
Le Chatelier principas gerai veikia tais atvejais, kurie neturi nieko bendra su chemija. Normaliai veikiančioje ekonomikoje bendras apyvartoje esančių pinigų kiekis yra pusiausvyroje su prekėmis, kurias už šiuos pinigus galima nusipirkti. Kas atsitiks, jei „išorinė įtaka“ bus vyriausybės noras spausdinti daugiau pinigų skoloms apmokėti? Griežtai laikantis Le Chatelier principo, prekių ir pinigų balansas bus perkeltas taip, kad susilpnintų piliečių malonumą turėti daugiau pinigų. Būtent, prekių ir paslaugų kainos kils ir tokiu būdu bus pasiekta nauja pusiausvyra. Kitas pavyzdys. Viename JAV miestų buvo nuspręsta atsikratyti nuolatinių kamščių plečiant greitkelius ir tiesiant sankryžas. Kurį laiką tai padėjo, bet tada pakiliai nusiteikę gyventojai pradėjo pirkti daugiau automobilių, todėl netrukus vėl atsirasdavo kamščiai, tačiau atsirado nauja „balanso padėtis“ tarp kelių ir daugiau automobilių.
Taigi, mes padarysime pagrindines išvadas apie cheminės pusiausvyros perkėlimo būdus.
Le Chatelier principas. Jei pusiausvyros sistemai daromas išorinis poveikis (koncentracija, temperatūra, slėgio pokytis), tai palankiai veikia vienos iš dviejų priešingų reakcijų srautą, kuris susilpnina šį poveikį.
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
IN |
|
V 2 |
1. Slėgis. Slėgio padidėjimas (dujoms) perkelia pusiausvyrą reakcijos link, dėl kurios sumažėja tūris (t. y. susidaro mažesnis molekulių skaičius).
2. Padidėjus temperatūrai pusiausvyros padėtis pasislenka link endoterminės reakcijos (t. y. į reakciją, vykstančią su šilumos absorbcija)
3. Pradinių medžiagų koncentracijos padidėjimas ir produktų pašalinimas iš reakcijos sferos pusiausvyrą perkelia tiesioginės reakcijos link. Pradinių medžiagų [A] arba [B] arba [A] ir [B] koncentracijų didinimas: V 1 > V 2 .
Katalizatoriai neturi įtakos pusiausvyros padėčiai.
Le Chatelier principas gamtoje.
Nagrinėdamas šią temą visada noriu pateikti pavyzdį apie visų gyvų dalykų troškimą pusiausvyrai, kompensacijai. Pvz.: pelių populiacijos kaita – riešutų metai – pelėms daug maisto, pelių populiacija sparčiai auga. Didėjant pelių skaičiui, maisto kiekis mažėja, dėl graužikų kaupimosi tarp pelių prasideda įvairių infekcinių ligų augimas, todėl pamažu mažėja graužikų populiacija. Po tam tikro laiko atsiranda dinamiška gimusių ir mirštančių pelių skaičiaus pusiausvyra, ši pusiausvyra gali pasikeisti viena ar kita kryptimi veikiant išorinėms, palankioms ar nepalankioms sąlygoms.
Žmogaus organizme vyksta biocheminiai procesai, kurie taip pat gali būti reguliuojami pagal Le Chatelier principą. Kartais dėl tokios reakcijos organizme pradeda gamintis nuodingos medžiagos, sukeliančios tam tikrą ligą. Kaip užkirsti kelią šiam procesui?
Prisiminkime tokį gydymo metodą kaip homeopatija. Metodas susideda iš labai mažų dozių tų vaistų, kurie didelėmis dozėmis sukelia sveikas žmogus kokios nors ligos požymiai. Kaip šiuo atveju veikia narkotikų nuodai? Nepageidaujamos reakcijos produktas patenka į kūną ir pagal Le Chatelier principą pusiausvyra perkeliama į pradines medžiagas. Skausmingus sutrikimus organizme sukeliantis procesas užgęsta.
Praktinė dalis.
Studijuojamos temos įsisavinimo lygio kontrolė vykdoma testų forma. Testų sistema, susidedanti iš glaustai ir tiksliai suformuluotų ir standartizuotų užduočių, kai kurios iš jų turi būti pateiktos per ribotą laiką, trumpi ir tikslūs atsakymai, vertinami balų sistema. Rengdamas testus sutelkiau dėmesį į šiuos lygius:
Šio lygio mokinių reprodukcinė veikla daugiausia grindžiama atmintimi.
Produktyvus šio lygio pasiekimas reikalauja, kad mokiniai suprastų studijuojamas formuluotes, sąvokas, dėsnius, gebėtų nustatyti tarpusavio ryšį.
Kūrybingas – gebėjimas numatyti remiantis turimomis žiniomis, projektuoti, analizuoti, daryti išvadas, lyginti, apibendrinti.
Testai uždaro tipo arba testus, kuriuose tiriamasis turi pasirinkti teisingą atsakymą iš pateiktų variantų.
A) Reprodukcinis lygis: testai su alternatyviais atsakymais, kuriuose tiriamasis turi atsakyti taip arba ne. Surink 1 tašką.
Fosforo degimo reakcija
a) taip b) ne
skilimo reakcija
grįžtama reakcija
a) taip b) ne
Temperatūros padidėjimas
gyvsidabrio oksidas II gyvsidabriui
ir deguonies
a) taip b) ne
Gyvose sistemose
ir negrįžtamus procesus
a) taip b) ne.
Kelių pasirinkimų testai
Kurioje sistemoje padidėjus slėgiui cheminė pusiausvyra pasislinks į dešinę?
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 taškas
temperatūros kilimas
naudojant katalizatorių
temperatūros mažinimas; 1 taškas
Apie cheminės pusiausvyros būklę sistemoje
neturi įtakos
slėgio padidėjimas
jodo koncentracijos padidėjimas
temperatūros padidėjimas
temperatūros sumažėjimas; 1 taškas
Kurioje sistemoje padidėjus vandenilio koncentracijai cheminė pusiausvyra pasislenka į kairę?
C(tv)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(kietas)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 taškas
Kurioje sistemoje slėgio padidėjimas neturi įtakos cheminės pusiausvyros pokyčiui?
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 taškas
Apie cheminę pusiausvyrą sistemoje
neturi jokio poveikio
temperatūros padidėjimas
slėgio padidėjimas
amoniako pašalinimas iš reakcijos zonos
katalizatoriaus panaudojimas 1 balas
Cheminė pusiausvyra sistemoje
pasislenka link reakcijos produkto susidarymo ties
slėgio padidėjimas
temperatūros kilimas
slėgio kritimas
katalizatoriaus panaudojimas 1 balas
Sieros rūgšties gamyboje SO2 oksidacijos į SO3 stadijoje, siekiant padidinti produkto išeigą
padidinti deguonies koncentraciją
padidinti temperatūrą
žemesnis kraujospūdis
katalizatoriaus įvedimas; 1,5 taško
Alkenas + H2 ↔ alkanas
kai reakcijos mišinys kaitinamas
pusiausvyra pasislinks į dešinę
balansas pasislinks į kairę
pusiausvyra tekės į abi puses su ta pačia tikimybe
šios medžiagos nėra pusiausvyros nurodytomis sąlygomis; 1,5 taško
Cheminė pusiausvyra sistemoje
pereina prie pradinių medžiagų susidarymo
1) slėgio padidėjimas
temperatūros kilimas
slėgio kritimas
katalizatoriaus naudojimas; 1 taškas
Norėdami perkelti pusiausvyrą į dešinę sistemoje
turi įtakos
temperatūros kritimas
slėgio padidėjimas
katalizatoriaus naudojimas
temperatūros padidėjimas; 1 taškas
Negrįžtama reakcija atitinka lygtį
azotas + vandenilis = amoniakas
acetilenas + deguonis = anglies dioksidas + vanduo
vandenilis + jodas = vandenilio jodidas
sieros dioksidas + deguonis = sieros anhidridas; 1,5 taško
Kelių pasirinkimų testai, kurio metu tiriamasis turi pasirinkti 1-2 teisingus atsakymus, arba rinkdamasis atsakymą atitikti 2 siūlomas sąlygas.
Kurioje sistemoje cheminė pusiausvyra pasislinks reakcijos produktų link, tiek padidėjus slėgiui, tiek mažėjant temperatūrai?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 balo
Cheminė pusiausvyra sistemoje
NH3+H2O↔NH4+OH
pasislinks link amoniako susidarymo, kai į vandeninį tirpalą įpilama amoniako
natrio chloridas
natrio hidroksidas
druskos rūgšties
aliuminio chloridas; 1,5 taško
19) Etileno hidratacijos reakcija CH2=CH2+H2O ↔ turi didelę praktinė vertė, bet jis yra grįžtamasis, norint pakeisti reakcijos pusiausvyrą į dešinę, būtina
pakelti temperatūrą (>280 laipsnių C)
sumažinti vandens kiekį reakcijos mišinyje
padidinti slėgį (daugiau nei 80 atmosferų)
pakeiskite rūgštinį katalizatorių platina; 1 taškas
Butano dehidrogenavimo reakcija yra endoterminė. Norėdami pakeisti reakcijos pusiausvyrą į dešinę,
naudokite aktyvesnį katalizatorių, pvz., platiną
sumažinti temperatūrą
pakelti slėgį
pakelti temperatūrą 1 taškas
Acto rūgšties ir metanolio sąveikos reakcijai, susidarant eteriui ir vandeniui, pusiausvyros poslinkį į kairę skatins
tinkamas katalizatorius
pridedant koncentruotos sieros rūgšties
dehidratuotų pradinių medžiagų naudojimas
pridedant eterio; 1,5 taško
Išskyrimo testai
Nukenčia pusiausvyros pokytis
slėgio pokytis
katalizatoriaus naudojimas
reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijos pokytis
temperatūros pokytis; 1 taškas
Slėgio padidėjimas arba sumažėjimas turi įtakos cheminės pusiausvyros pokyčiui reakcijose
vyksta kartu su šilumos išsiskyrimu
reakcijos, kuriose dalyvauja dujinės medžiagos
reakcijos, vykstančios mažėjant tūriui
reakcijos, vykstančios didėjant tūriui; 1,5 taško
Reakcija yra negrįžtama
deginant anglį
deginant fosforą
amoniako sintezė iš azoto ir vandenilio
metano deginimas; 1,5 taško
Grupavimo testaiįtraukti siūlomų formulių, lygčių, terminų, kurie turėtų būti paskirstyti pagal pateiktus kriterijus, sąrašą
Tuo pačiu metu kylant temperatūrai ir mažėjant slėgiui, cheminė pusiausvyra sistemoje pasislinks į dešinę
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 taškai
Propeno hidrinimo reakcija yra egzoterminė. Norint pakeisti cheminę pusiausvyrą į dešinę, būtina
temperatūros kritimas
slėgio padidėjimas
vandenilio koncentracijos sumažėjimas
propeno koncentracijos sumažėjimas; 1 taškas
Atitikties užduotys.
Atliekant testus tiriamojo prašoma suderinti dviejų sąrašų elementus, pateikiant kelis galimus atsakymus.
Reakcijos pusiausvyra pasislenka į dešinę. Suvesti į eilę.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Kai temperatūra pakyla
C) CO2 + C (kietas) ↔2CO-Q 3) Kai slėgis nukrenta
D) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) Padidėjus kontaktiniam plotui; 2 taškai
Reakcijos pusiausvyra pasislenka reakcijos produktų susidarymo link. Suvesti į eilę.
B) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) Kylant temperatūrai
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Sumažėjus slėgiui
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Pridedant eterio
5) Įpylus alkoholio; 2 taškai
Atvirieji arba atvirieji testai, kuriame subjektas turi pridėti lygties apibrėžimo sąvokas arba pasiūlyti nepriklausomą įrodymų vertinimą.
Tokio tipo užduotys yra paskutinė, labiausiai vertinama dalis NAUDOTI testai chemijoje.
Papildyti užduotis.
Dalykas turi suformuluoti atsakymus, atsižvelgdamas į užduotyje numatytus apribojimus.
Pridėkite reakcijos lygtį, susijusią su grįžtamuoju ir egzoterminiu tuo pačiu metu
B) Vandenilis + jodas
C) Azotas + vandenilis
D) Sieros dioksidas + deguonis
E) Anglies dioksidas + anglis 2 taškai
Pagal schemą parašykite reakcijos lygtį, iš kurios pasirinkite tas grįžtamas reakcijas, kuriose, pakilus temperatūrai, pusiausvyra pasislinks į dešinę:
N2 → NO → NO2 → HNO3 → NH4NO3 2 taškai
Prezentacijų testai nemokamai.
Dalykas turi savarankiškai suformuluoti atsakymus, nes užduotyje jiems netaikomi jokie apribojimai.
31) Išvardykite veiksnius, kurie sistemoje perkelia pusiausvyrą į dešinę:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 taškai
32) Išvardykite veiksnius, kurie perkelia pusiausvyrą į pradinių medžiagų susidarymą sistemoje:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 taškai
Atsakymai į testus.
Testo Nr. Teisingas atsakymas
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
pirmoji reakcija
CO+2H2↔CH3OH+Q
temperatūros sumažėjimas
slėgio padidėjimas
didinant CO koncentraciją
H2 koncentracijos padidėjimas
alkoholio koncentracijos sumažėjimas
C+2H2↔CH4+Q
2) slėgio mažinimas
3) vandenilio koncentracijos mažinimas
4) metano koncentracijos padidėjimas.
Bibliografija
Akhmetovas, M.A. Organinės chemijos užduočių ir pratimų sistema bandomojoje formoje [Tekstas] / M.A. Akhmetovas, I.N. Prokhorov.-Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielianas, O.S.Šiuolaikinė mokyklinės chemijos didaktika, paskaita Nr. 6 [Tekstas] / O.S. Gabrielyan, V.G. Krasnova, S.T. Sladkov.// Laikraštis chemijos ir gamtos mokslų mokytojams ( Leidykla"Rugsėjo pirmoji") -2007.- Nr.22.-p.4-13.
Kaverina, A.A. Mokomoji medžiaga, skirta pasirengti vieningam valstybiniam egzaminui. Chemija [Tekstas] / A. A. Kaverina ir kt. - M .: Intelektų centras, 2004-160 m.
Kaverina, A.A. Vieningas valstybinis egzaminas 2009. Chemija [tekstas] / A.A. Kaverina, A.S. Koroshchenko, D.Yu. Dobrotin / FIPI.-M .: Intelekto centras, 2009.-272 p.
Leensonas, I.A. Cheminės reakcijos, terminis efektas, pusiausvyra, greitis [Tekstas] / I. A. Leenson. M .: Astrel, 2002.-190s.
Radetskis, A.M. Chemijos tikrinimo darbas 8–11 klasėse: vadovas mokytojui [Tekstas] / A.M. Radetsky. M.: Švietimas, 2009.-272p.
Ryabinina, O.A. Le Chatelier principo demonstravimas [Tekstas] / O. O. Ryabinina, A. Illarionov / / Chemija mokykloje.-2008. - Nr.7. - P. 64-67.
Tushina.E.N. Le Chatelier principas ir kai kurie gydymo metodai [Tekstas] / E.N. Tushina.// Chemija mokykloje.-1993. Nr 2.-p.54.
Šelinskis, G.I. Cheminių procesų teorijos pagrindai [Tekstas] / G.I. Shelinskiy. M.: Švietimas, 1989.-234p.
Strempleris, G.I. Išankstinis chemijos mokymas [Tekstas]
>> Chemija: grįžtamos ir negrįžtamos reakcijos
CO2 + H2O = H2CO3
Gautą rūgšties tirpalą palikite stovėti trikojime. Po kurio laiko pamatysime, kad tirpalas vėl nusidažė purpurine spalva, nes rūgštis suskilo į pirmines medžiagas.
Šis procesas gali būti atliktas daug greičiau, jei trečdalis yra anglies rūgšties tirpalas. Vadinasi, anglies rūgšties gavimo reakcija vyksta tiek į priekį, tiek priešinga kryptimi, tai yra, ji yra grįžtama. Reakcijos grįžtamumą rodo dvi priešingos krypties rodyklės:
Tarp grįžtamųjų reakcijų, kuriomis grindžiami svarbiausių cheminių produktų gamyba, kaip pavyzdį minime sieros oksido (VI) sintezės (sujungimo) iš sieros oksido (IV) ir deguonies reakciją.
1. Grįžtamos ir negrįžtamos reakcijos.
2. Bertolo taisyklė.
Užrašykite degimo reakcijų, kurios buvo paminėtos pastraipos tekste, lygtis, parodydamos, kad šių reakcijų metu susidaro tų elementų oksidai, iš kurių susidaro pradinės medžiagos.
Pastraipos pabaigoje pagal planą apibūdinkite paskutines tris reakcijas: a) reagentų ir produktų pobūdį ir skaičių; b) agregacijos būsena; c) kryptis: d) katalizatoriaus buvimas; e) šilumos išsiskyrimas arba sugėrimas
Koks netikslumas padarytas pastraipos tekste pasiūlytoje kalkakmenio skrudinimo reakcijos lygtyje?
Kiek teisingas teiginys, kad junginio reakcijos, kaip taisyklė, bus egzoterminės? Pagrįskite savo požiūrį remdamiesi vadovėlio tekste pateiktais faktais.
Pamokos turinys pamokos santrauka paramos rėmo pamokos pristatymo pagreitinimo metodai interaktyvios technologijos Praktika užduotys ir pratimai savianalizės seminarai, mokymai, atvejai, užduotys namų darbai diskusija klausimai retoriniai mokinių klausimai Iliustracijos garso, vaizdo klipai ir multimedija nuotraukos, paveikslėliai grafika, lentelės, schemos humoras, anekdotai, anekdotai, komiksai, palyginimai, posakiai, kryžiažodžiai, citatos Priedai tezės straipsniai lustai smalsiems cheat sheets vadovėliai pagrindinis ir papildomas terminų žodynas kita Vadovėlių ir pamokų tobulinimasklaidų taisymas vadovėlyje vadovėlio fragmento atnaujinimas naujovių elementų pamokoje pasenusių žinių pakeitimas naujomis Tik mokytojams tobulos pamokos kalendorinis planas metų diskusijų programos metodinės rekomendacijos Integruotos pamokosKodifikatoriaus temos: grįžtamos ir negrįžtamos reakcijos. cheminis balansas. Cheminės pusiausvyros poslinkis veikiant įvairiems veiksniams.
Pagal atvirkštinės reakcijos galimybę cheminės reakcijos skirstomos į grįžtamąsias ir negrįžtamas.
Grįžtamos cheminės reakcijos yra reakcijos, kurių produktai tam tikromis sąlygomis gali sąveikauti vienas su kitu.
negrįžtamos reakcijos Tai reakcijos, kurių produktai tam tikromis sąlygomis negali sąveikauti tarpusavyje.
Daugiau informacijos apie cheminių reakcijų klasifikacija galima perskaityti.
Produkto sąveikos tikimybė priklauso nuo proceso sąlygų.
Taigi, jei sistema atviras, t.y. mainai su aplinką tiek medžiaga, tiek energija, tuomet cheminės reakcijos, kurių metu susidaro, pavyzdžiui, dujos, bus negrįžtamos. Pavyzdžiui , kai kalcinuojamas kietas natrio bikarbonatas:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
iš reakcijos zonos išsiskirs ir išgaruos dujinis anglies dioksidas. Todėl tokia reakcija bus negrįžtamas tokiomis sąlygomis. Jei svarstysime uždara sistema , kuris negali apsikeisti medžiagomis su aplinka (pavyzdžiui, uždara dėžė, kurioje vyksta reakcija), tada anglies dioksidas negalės išeiti iš reakcijos zonos, o sąveikaus su vandeniu ir natrio karbonatu, tada reakcija bus grįžtama šios sąlygos:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Apsvarstykite grįžtamos reakcijos. Tegul grįžtama reakcija vyksta pagal schemą:
aA + bB = cC + dD
Tiesioginės reakcijos greitis pagal masės veikimo dėsnį nustatomas pagal išraišką: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , atvirkštinės reakcijos greitis: v 2 =k 2 ·C C c ·C D d . Jei pradiniu reakcijos momentu sistemoje nėra medžiagų C ir D, tai dalelės A ir B daugiausia susiduria ir sąveikauja, o vyrauja tiesioginė reakcija. Palaipsniui pradės didėti ir dalelių C ir D koncentracija, todėl padidės atvirkštinės reakcijos greitis. Tam tikru momentu tiesioginės reakcijos greitis tampa lygus atvirkštinės reakcijos greičiui. Ši būsena vadinama cheminė pusiausvyra .
Taigi, cheminė pusiausvyra yra sistemos būsena, kurioje tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai yra vienodi .
Nes tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai yra vienodi, medžiagų susidarymo greitis yra lygus jų suvartojimo greičiui, o srovė medžiagų koncentracijos nekinta . Tokios koncentracijos vadinamos subalansuotas .
Atkreipkite dėmesį, kad esant pusiausvyrai tiek pirmyn, tiek atgalinės reakcijos, tai yra, reagentai sąveikauja tarpusavyje, bet produktai taip pat sąveikauja tokiu pat greičiu. Tuo pačiu metu gali turėti įtakos išoriniai veiksniai pamaina cheminė pusiausvyra viena ar kita kryptimi. Todėl cheminė pusiausvyra vadinama mobiliąja arba dinamine.
Judančios pusiausvyros srities tyrimai pradėti XIX a. Henri Le Chatelier raštuose buvo padėti teorijos pagrindai, kuriuos vėliau apibendrino mokslininkas Karlas Brownas. Judančios pusiausvyros principas arba Le Chatelier-Brown principas teigia:
Jei pusiausvyros sistema yra veikiama išorinis veiksnys, kuri pakeičia bet kurią iš pusiausvyros sąlygų, tuomet suintensyvinami procesai sistemoje, kuriais siekiama kompensuoti išorinį poveikį.
Kitaip tariant: veikiant sistemai išoriškai, pusiausvyra pasislinks taip, kad kompensuotų šią išorinę įtaką.
Šis principas, kuris yra labai svarbus, tinka bet kokiems pusiausvyros reiškiniams (ne tik cheminėms reakcijoms). Tačiau dabar mes tai apsvarstysime, kiek tai susiję su chemine sąveika. Cheminių reakcijų atveju išorinis veiksmas lemia medžiagų pusiausvyros koncentracijų pasikeitimą.
Trys pagrindiniai veiksniai gali turėti įtakos cheminėms reakcijoms esant pusiausvyrai: temperatūra, slėgis ir reagentų arba produktų koncentracija.
1. Kaip žinote, chemines reakcijas lydi terminis efektas. Jei tiesioginė reakcija vyksta išskiriant šilumą (egzoterminė arba + Q), tada atvirkštinė reakcija vyksta su šilumos absorbcija (endoterminė arba -Q) ir atvirkščiai. Jei pakelsi temperatūros sistemoje pusiausvyra pasislinks taip, kad kompensuotų šį padidėjimą. Logiška, kad esant egzoterminei reakcijai, temperatūros padidėjimas negali būti kompensuojamas. Taigi, kylant temperatūrai, pusiausvyra sistemoje pasislenka link šilumos sugerties, t.y. link endoterminių reakcijų (-Q); mažėjant temperatūrai – egzoterminės reakcijos kryptimi (+ Q).
2. Pusiausvyros reakcijų atveju, kai bent viena iš medžiagų yra dujinėje fazėje, pusiausvyrą taip pat labai veikia pokytis spaudimas sistemoje. Padidinus slėgį, cheminė sistema bando kompensuoti šį poveikį ir padidina reakcijos greitį, kurio metu mažėja dujinių medžiagų kiekis. Sumažinus slėgį, sistema padidina reakcijos greitį, kurio metu susidaro daugiau dujinių medžiagų molekulių. Taigi: didėjant slėgiui, pusiausvyra pasislenka dujų molekulių skaičiaus mažėjimo link, mažėjant slėgiui – dujų molekulių skaičiaus didėjimo link.
Pastaba! Sistemoms, kuriose reaguojančių dujų ir produktų molekulių skaičius yra vienodas, slėgis neveikia! Taip pat slėgio pokytis praktiškai neturi įtakos pusiausvyrai tirpaluose, t.y. reakcijose, kuriose nėra dujų.
3. Taip pat pokytis turi įtakos cheminių sistemų pusiausvyrai koncentracija reagentai ir produktai. Didėjant reagentų koncentracijai, sistema bando jas išnaudoti ir padidina tiesioginės reakcijos greitį. Sumažėjus reagentų koncentracijai, sistema bando juos kaupti, o atvirkštinės reakcijos greitis didėja. Didėjant produktų koncentracijai, sistema taip pat bando juos sunaudoti ir padidina atvirkštinės reakcijos greitį. Sumažėjus produktų koncentracijai, cheminė sistema padidina jų susidarymo greitį, t.y. priekinės reakcijos greitis.
Jei cheminėje sistemoje priekinės reakcijos greitis didėja teisingai , link produktų formavimo Ir reagento suvartojimas . Jeigu didėja atvirkštinės reakcijos greitis, sakome, kad pusiausvyra pasikeitė į kairę , link maisto vartojimo Ir didinant reagentų koncentraciją .
Pavyzdžiui, amoniako sintezės reakcijoje:
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH3 + Q
padidėjus slėgiui, didėja reakcijos greitis, kurio metu susidaro mažesnis dujų molekulių skaičius, t.y. tiesioginė reakcija (reagentų dujų molekulių skaičius yra 4, dujų molekulių skaičius produktuose yra 2). Didėjant slėgiui, pusiausvyra pasislenka į dešinę, link produktų. At temperatūros kilimas pusiausvyra pasikeis link endoterminės reakcijos, t.y. į kairę, link reagentų. Azoto ar vandenilio koncentracijos padidėjimas pusiausvyrą perkels link jų suvartojimo, t.y. į dešinę, link produktų.
Katalizatorius neturi įtakos pusiausvyrai, nes pagreitina reakcijas į priekį ir atgal.
Vienas iš svarbiausias savybes cheminė reakcija – tai virsmo gylis (laipsnis), parodantis, kiek pradinių medžiagų virsta reakcijos produktais. Kuo jis didesnis, tuo ekonomiškiau galima atlikti procesą. Konversijos gylis, be kitų veiksnių, priklauso nuo reakcijos grįžtamumo.
grįžtamasis reakcijos , Skirtingai nei negrįžtamas, neikite iki galo: nė viena iš reagentų nėra visiškai sunaudota. Tuo pačiu metu reakcijos produktai sąveikauja su pradinių medžiagų susidarymu.
Apsvarstykite pavyzdžius:
1) į uždarą indą tam tikroje temperatūroje įleidžiami vienodi tūriai dujinio jodo ir vandenilio. Jeigu šių medžiagų molekulių susidūrimai įvyksta esant norimai orientacijai ir turint pakankamai energijos, tuomet cheminiai ryšiai gali persirikiuoti susidarant tarpiniam junginiui (aktyvuotam kompleksui, žr. 1.3.1 skyrių). Tolesnis ryšių pertvarkymas gali sukelti tarpinio junginio skilimą į dvi vandenilio jodido molekules. Reakcijos lygtis:
H 2 + I 2 ® 2HI
Tačiau vandenilio jodido molekulės taip pat atsitiktinai susidurs su vandenilio, jodo molekulėmis ir tarpusavyje. Kai HI molekulės susiduria, niekas netrukdys susidaryti tarpiniam junginiui, kuris vėliau gali suskaidyti į jodą ir vandenilį. Šis procesas išreiškiamas lygtimi:
2HI ® H 2 + I 2
Taigi šioje sistemoje vienu metu vyks dvi reakcijos – vandenilio jodido susidarymas ir jo skilimas. Juos galima išreikšti viena bendra lygtimi
H 2 + I 2 "2HI
Proceso grįžtamumą rodo ženklas “.
Reakcija, nukreipta šiuo atveju į vandenilio jodido susidarymą, vadinama tiesiogine, o priešinga – atvirkštine.
2) jei sumaišysime du molius sieros dioksido su vienu moliu deguonies, sukursime sistemoje palankias reakcijai vykti sąlygas, o praėjus tam laikui išanalizuojame dujų mišinį, rezultatai parodys, kad sistema veiks. yra ir SO 3 – reakcijos produktas, ir pradinės medžiagos – SO 2 ir O 2. Jei sieros oksidas (+6) bus patalpintas tomis pačiomis sąlygomis kaip ir pradinė medžiaga, bus galima nustatyti, kad dalis jo suskaidys į deguonį ir sieros oksidą (+4), o galutinis santykis tarp visų kiekių. trys medžiagos bus tokios pat kaip ir pradedant nuo sieros dioksido ir deguonies mišinio.
Taigi sieros dioksido sąveika su deguonimi taip pat yra vienas iš grįžtamosios cheminės reakcijos pavyzdžių ir išreiškiamas lygtimi
2SO 2 + O 2 "2SO 3
3) geležies sąveika su druskos rūgštimi vyksta pagal lygtį:
Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2
Esant pakankamai druskos rūgšties, reakcija baigsis, kai
visa geležis sunaudota. Be to, jei bandysite šią reakciją atlikti priešinga kryptimi - praleisti vandenilį per geležies chlorido tirpalą, tada metalinė geležis ir druskos rūgštis neveiks - ši reakcija negali vykti priešinga kryptimi. Taigi geležies sąveika su druskos rūgštimi yra negrįžtama reakcija.
Tačiau reikia turėti omenyje, kad teoriškai bet koks negrįžtamas procesas tam tikromis sąlygomis gali būti vaizduojamas kaip grįžtamasis, t.y. Iš esmės visos reakcijos gali būti laikomos grįžtamomis. Tačiau labai dažnai viena iš reakcijų aiškiai nugali. Taip atsitinka tais atvejais, kai iš reakcijos sferos pašalinami sąveikos produktai: nusėda nuosėdos, išsiskiria dujos, vykstant jonų mainų reakcijoms susidaro praktiškai nesiskiriantys produktai; arba kai dėl aiškaus pradinių medžiagų pertekliaus priešingas procesas praktiškai nuslopinamas. Taigi natūralus ar dirbtinis atvirkštinės reakcijos galimybės atmetimas leidžia procesą beveik baigti.
Tokių reakcijų pavyzdžiai yra natrio chlorido sąveika su sidabro nitratu tirpale
NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,
vario bromidas su amoniaku
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
druskos rūgšties neutralizavimas natrio hidroksido tirpalu
HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.
Visa tai tik pavyzdžiai praktiškai negrįžtamus procesus, nes sidabro chloridas šiek tiek tirpsta, o kompleksinis katijonas 2+ nėra absoliučiai stabilus, o vanduo disocijuoja, nors ir labai mažai.
