reversibilitet av kjemiske reaksjoner. Kjemisk likevekt
Reversible og irreversible kjemiske reaksjoner. kjemisk balanse. Likevektsskifte under påvirkning av ulike faktorer
Kjemisk likevekt
Kjemiske reaksjoner som går i samme retning kalles irreversible.
De fleste kjemiske prosesser er reversible. Dette betyr at under de samme forholdene oppstår både forover- og bakreaksjoner (spesielt hvis vi snakker om lukkede systemer).
For eksempel:
a) reaksjon
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
i et åpent system er irreversibel;
b) samme reaksjon
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
i et lukket system er reversibel.
La oss vurdere mer detaljert prosessene som skjer under reversible reaksjoner, for eksempel for en betinget reaksjon:
Basert på loven om massehandling, hastigheten på den direkte reaksjonen
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Siden konsentrasjonene av stoffene $A$ og $B$ avtar med tiden, avtar også hastigheten på den direkte reaksjonen.
Utseendet til reaksjonsprodukter betyr muligheten for en omvendt reaksjon, og over tid øker konsentrasjonene av stoffene $C$ og $D$, noe som betyr at hastigheten på omvendt reaksjon også øker:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Før eller senere vil en tilstand nås der ratene for forover- og bakreaksjonene blir like
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Tilstanden til et system der hastigheten på foroverreaksjonen er lik hastigheten på den omvendte reaksjonen kalles kjemisk likevekt.
I dette tilfellet forblir konsentrasjonene av reaktantene og reaksjonsproduktene uendret. De kalles likevektskonsentrasjoner. På makronivå ser det ut til at ingenting generelt endres. Men faktisk fortsetter både direkte og omvendte prosesser, men med samme hastighet. Derfor kalles denne likevekten i systemet mobil Og dynamisk.
Likevektskonstant
La oss betegne likevektskonsentrasjonene av stoffene $[A], [B], [C], [D]$.
Siden $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1) [A]^(α) [B]^(β)=k_(2) [C]^ (γ) [ D]^(δ)$, hvorfra
$([C]^(γ) [D]^(δ))/([A]^(α) [B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(lik) $
hvor $γ, δ, α, β$ er eksponentene lik koeffisientene i den reversible reaksjonen; $K_(lik)$ er den kjemiske likevektskonstanten.
Det resulterende uttrykket beskriver kvantitativt likevektstilstanden og er et matematisk uttrykk for massehandlingsloven for likevektssystemer.
Ved konstant temperatur er likevektskonstanten en konstant verdi for en gitt reversibel reaksjon. Den viser forholdet mellom konsentrasjonene av reaksjonsproduktene (teller) og utgangsmaterialer (nevner), som er etablert ved likevekt.
Likevektskonstanter beregnes ut fra eksperimentelle data ved å bestemme likevektskonsentrasjonene til startstoffene og reaksjonsproduktene ved en viss temperatur.
Verdien av likevektskonstanten karakteriserer utbyttet av reaksjonsprodukter, fullstendigheten av forløpet. Hvis $K_(lik) >> 1$ oppnås, betyr dette at ved likevekt $[C]^(γ) [D]^(δ) >> [A]^(α) [B]^( β)$ d.v.s. konsentrasjonene av reaksjonsproduktene dominerer over konsentrasjonene av utgangsstoffene, og utbyttet av reaksjonsproduktene er stort.
For $K_(lik)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
likevektskonstant
$K_(lik)=( )/( )$
ved $20°С$ har den en verdi på $0,28$ (dvs. mindre enn $1$). Dette betyr at en betydelig del av esteren ikke ble hydrolysert.
Ved heterogene reaksjoner inkluderer uttrykket av likevektskonstanten konsentrasjonene av bare de stoffene som er i gass- eller væskefasen. For eksempel for reaksjonen
likevektskonstanten uttrykkes som følger:
$K_(lik)=(^2)/()$
Verdien av likevektskonstanten avhenger av reaktantenes natur og temperaturen.
Konstanten avhenger ikke av tilstedeværelsen av en katalysator, siden den endrer aktiveringsenergien til både forover- og bakreaksjonene med samme mengde. Katalysatoren kan bare akselerere begynnelsen av likevekt uten å påvirke verdien av likevektskonstanten.
Likevektsskifte under påvirkning av ulike faktorer
Likevektstilstanden opprettholdes i vilkårlig lang tid under konstante ytre forhold: temperatur, konsentrasjon av utgangsstoffer, trykk (hvis gasser er involvert eller dannet i reaksjonen).
Ved å endre disse forholdene er det mulig å overføre systemet fra en likevektstilstand til en annen, tilsvarende de nye forholdene. En slik overgang kalles forskyvning eller balanseforskyvning.
Vurder forskjellige måter å skifte likevekt ved å bruke eksempelet på reaksjonen av interaksjonen mellom nitrogen og hydrogen med dannelsen av ammoniakk:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(lik)=(^2)/( ^3)$
Effekten av å endre konsentrasjonen av stoffer
Når nitrogen $N_2$ og hydrogen $H_2$ tilsettes reaksjonsblandingen, øker konsentrasjonen av disse gassene, noe som betyr at hastigheten på den direkte reaksjonen øker. Likevekten skifter til høyre, mot reaksjonsproduktet, dvs. mot ammoniakk $NH_3$.
Den samme konklusjonen kan trekkes ved å analysere uttrykket for likevektskonstanten. Ved økning i konsentrasjonen av nitrogen og hydrogen øker nevneren, og siden $K_(lik)$ er en konstant verdi, må telleren øke. Dermed vil mengden av reaksjonsproduktet $NH_3$ øke i reaksjonsblandingen.
En økning i konsentrasjonen av ammoniakkreaksjonsproduktet $NH_3$ vil forskyve likevekten til venstre, mot dannelsen av startstoffene. Denne konklusjonen kan trekkes på grunnlag av lignende resonnement.
Effekt av trykkendring
En trykkendring påvirker bare de systemene hvor minst ett av stoffene er i gassform. Når trykket øker, synker volumet av gasser, noe som betyr at konsentrasjonen øker.
Anta at trykket i et lukket system økes for eksempel med $2$ ganger. Dette betyr at konsentrasjonene av alle gassformige stoffer ($N_2, H_2, NH_3$) i reaksjonen vi vurderer vil øke med $2$ ganger. I dette tilfellet vil telleren i uttrykket for $K_(lik)$ øke med 4 ganger, og nevneren - med $16$ ganger, dvs. balansen vil bli forstyrret. For å gjenopprette den må konsentrasjonen av ammoniakk øke og konsentrasjonen av nitrogen og hydrogen må ned. Balansen vil skifte til høyre. En trykkendring har praktisk talt ingen effekt på volumet av flytende og faste stoffer, dvs. endrer ikke konsentrasjonen deres. Derfor er tilstanden til kjemisk likevekt av reaksjoner der gasser ikke deltar uavhengig av trykk.
Effekt av temperaturendringer
Med økende temperatur, som du vet, øker hastigheten for alle reaksjoner (ekso- og endoterme). Dessuten har en økning i temperatur en større effekt på hastigheten til de reaksjonene som har en stor aktiveringsenergi, og dermed endoterme.
Dermed øker hastigheten på omvendt reaksjon (endotermisk i vårt eksempel) mer enn hastigheten på foroverreaksjonen. Likevekten vil skifte mot prosessen, ledsaget av absorpsjon av energi.
Retningen for likevektsskifte kan forutsies ved å bruke Le Chateliers prinsipp (1884):
Hvis en ytre påvirkning utøves på et system i likevekt (konsentrasjon, trykk, temperaturendringer), så skifter likevekten i den retningen som svekker denne påvirkningen.
La oss trekke konklusjoner:
- med en økning i konsentrasjonen av reaktanter, skifter den kjemiske likevekten til systemet mot dannelsen av reaksjonsprodukter;
- med en økning i konsentrasjonen av reaksjonsprodukter, skifter den kjemiske likevekten til systemet mot dannelsen av utgangsstoffer;
- med økende trykk, skifter den kjemiske likevekten til systemet mot reaksjonen der volumet av gassformige stoffer som dannes er mindre;
- når temperaturen stiger, skifter den kjemiske likevekten til systemet mot en endoterm reaksjon;
- når temperaturen synker - i retning av den eksoterme prosessen.
Le Chatelier-prinsippet gjelder ikke bare for kjemiske reaksjoner, men også for mange andre prosesser: fordampning, kondensasjon, smelting, krystallisering, etc. Ved produksjon av de viktigste kjemiske produktene, Le Chatelier-prinsippet og beregninger som følger av loven om massehandling gjør det mulig å finne slike forhold for å utføre kjemiske prosesser som gir maksimalt utbytte av det ønskede stoffet.
omskolering av lærere.
Institutt for naturvitenskap
Emne: «Reversible og irreversible reaksjoner.
kjemisk balanse. Le Chateliers prinsipp.
Arbeidet fullført:
Lyttergruppe X - 1
kjemilærer, ungdomsskole №6
Dimitrovgrad
Ulyanovsk-regionen
Lepikhova Tatyana Vasilievna
Vitenskapelig rådgiver:
avdelingsleder
naturvitenskap
Akhmetov Marat Anvarovich
Ulyanovsk 2009
Reversible og irreversible kjemiske reaksjoner.
kjemisk balanse.
Le Chateliers prinsipp.
Målet med arbeidet: 1) Studiet av funksjonene og mønstrene i forløpet av kjemiske reaksjoner, som en fortsettelse av dannelsen av ideer om ulike typer kjemiske reaksjoner på grunnlag av reversibilitet.
2) Generalisering og konkretisering av kunnskap om lovene for kjemiske reaksjoner, dannelsen av ferdigheter og evner til å bestemme, forklare funksjonene og de resulterende betingelsene som er nødvendige for forekomsten av en bestemt reaksjon. 3) Utvide og utdype kunnskap om mangfoldet av kjemiske prosesser, lære elevene å sammenligne, analysere, forklare, trekke konklusjoner og generaliseringer. 4) Betrakt denne delen av kjemisk vitenskap som den viktigste i det anvendte aspektet og betrakt begrepet kjemisk likevekt som et spesielt tilfelle av en enkelt lov om naturlig likevekt, ønsket om kompensasjon, stabiliteten av likevekt i enhet med hovedformen av eksistensen av materie, bevegelse, dynamikk.
Oppgaver.
Tenk på emnet: "Reversible og irreversible reaksjoner" på konkrete eksempler, ved å bruke tidligere ideer om hastigheten på kjemiske reaksjoner.
Fortsett å studere egenskapene til reversible kjemiske reaksjoner og dannelsen av ideer om kjemisk likevekt som en dynamisk tilstand av et reagerende system.
Å studere prinsippene for skiftende kjemisk likevekt og lære elevene å bestemme betingelsene for skiftende kjemisk likevekt.
For å gi studentene en idé om viktigheten av dette emnet, ikke bare for kjemisk produksjon, men også for den normale funksjonen til en levende organisme og naturen som helhet.
Introduksjon
I naturen, i organismene til levende vesener, i prosessen med menneskelig fysiologisk aktivitet, i hans handlinger for å skape forhold ulike nivåer: husholdning, forsvar, industri, teknisk, miljø og andre - tusenvis, millioner av helt forskjellige reaksjoner forekommer eller utføres, som kan vurderes fra forskjellige punkter visjon og klassifisering. Vi vil vurdere kjemiske reaksjoner med tanke på deres reversibilitet og irreversibilitet.
Det er vanskelig å overvurdere betydningen av disse konseptene: så lenge det er en tenkende person, slår den menneskelige tanken om reversibiliteten og irreversibiliteten til prosessene som skjer i kroppen hans like mye, evige problem om forlengelsen av menneskelivet, problemet med irreversibiliteten av konsekvensene av livet hans, tankeløs holdning til naturen.
Jeg vil vurdere begrepet reversibilitet og irreversibilitet av kjemiske reaksjoner, begrepet kjemisk likevekt og betingelsene for at det skifter i en "nyttig" retning. Introdusere teoretisk grunnlag med påfølgende verifisering, selvundersøkelse av kunnskap om dette emnet, ved hjelp av testing av ulike typologier. Jeg antar at "å ha gått veien" fra enkelt til mer vanskelige oppgaver, vil studentene ha en klar, god kunnskap ikke bare om dette emnet, men vil også utdype kunnskapen om kjemi.
Kjemiske reaksjoner er fenomener der ett (eller ett) stoff omdannes til et annet, bevis på dette er synlige og usynlige endringer. Synlig: endringer i farge, lukt, smak, nedbør, endring i farge på indikatoren, absorpsjon og frigjøring av varme. Usynlig: En endring i sammensetningen av et stoff som kan bestemmes ved hjelp av kvalitative og analytiske reaksjoner. Alle disse reaksjonene kan deles inn i to typer: reversible og irreversible reaksjoner.
irreversible reaksjoner. Reaksjoner som bare går i én retning og ender med fullstendig omdannelse av de første reaktantene til endelige stoffer kalles irreversible.
Et eksempel på en slik reaksjon er dekomponering av kaliumklorat (bertoletsalt) når det varmes opp:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Reaksjonen vil stoppe når alt kaliumklorat er omdannet til kaliumklorid og oksygen. Det er ikke mange irreversible reaksjoner.
Hvis syre- og alkaliløsninger dreneres, dannes det salt og vann, f.eks.
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O, og hvis stoffene ble tatt i de riktige proporsjonene, har løsningen en nøytral reaksjon og ikke engang spor av saltsyre og natriumhydroksid forblir i den. Hvis du prøver å utføre en reaksjon i en løsning mellom de dannede stoffene - natriumklorid og vann, vil ingen endringer bli funnet. I slike tilfeller sies det at reaksjonen av en syre med en alkali er irreversibel, dvs. det er ingen ryggreaksjon. Svært mange reaksjoner er praktisk talt irreversible ved romtemperatur, f.eks.
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O, etc.
reversible reaksjoner. Reversible reaksjoner er de som samtidig går i to innbyrdes motsatte retninger.
De fleste reaksjoner er reversible. I ligningene for reversible reaksjoner er to piler som peker i motsatte retninger plassert mellom venstre og høyre del. Et eksempel på en slik reaksjon er syntesen av ammoniakk fra hydrogen og nitrogen:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
I ingeniørfag er reversible reaksjoner generelt ugunstige. Derfor gjør ulike metoder (endringer i temperatur, trykk, etc.) dem praktisk talt irreversible.
Irreversible er slike reaksjoner, i løpet av hvilke:
1) de resulterende produktene forlater reaksjonssfæren - de utfelles i form av et bunnfall, frigjøres i form av en gass, for eksempel
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSO 4 ↓ + 2НCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) det dannes en lett dissosiert forbindelse, for eksempel vann:
Hcl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl
3) reaksjonen er ledsaget av en stor frigjøring av energi, for eksempel forbrenning av magnesium
Mg + 1/2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
I ligningene for irreversible reaksjoner er et likhetstegn eller en pil plassert mellom venstre og høyre del.
Mange reaksjoner er allerede reversible under vanlige forhold, noe som betyr at den reverserte reaksjonen fortsetter i merkbar grad. For eksempel, hvis du prøver å nøytralisere med alkali en vandig løsning av en veldig svak hypoklorsyre, viser det seg at nøytraliseringsreaksjonen ikke går til slutten og løsningen har et sterkt alkalisk miljø. Dette betyr at reaksjonen HClO + NaOH NaClO + H 2 O er reversibel, dvs. produktene fra denne reaksjonen, som reagerer med hverandre, går delvis over i utgangsforbindelsene. Som et resultat har løsningen en alkalisk reaksjon. Reaksjonen for dannelse av estere er reversibel (omvendt reaksjon kalles forsåpning): RCOOH + R "OH RCOOR" + H 2 O, mange andre prosesser.
Som mange andre konsepter innen kjemi, er begrepet reversibilitet stort sett vilkårlig. Vanligvis anses en reaksjon som irreversibel, hvoretter konsentrasjonene av utgangsstoffene er så lave at de ikke kan oppdages (selvfølgelig avhenger dette av følsomheten til analysemetodene). Når ytre forhold endres (primært temperatur og trykk), kan en irreversibel reaksjon bli reversibel og omvendt. Så, ved atmosfærisk trykk og temperaturer under 1000 ° C, kan reaksjonen 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O fortsatt betraktes som irreversibel, mens ved en temperatur på 2500 ° C og over, dissosieres vann til hydrogen og oksygen med ca. %, og ved en temperatur på 3000 ° С - allerede med 20%.
På slutten av 1800-tallet Den tyske fysikalske kjemikeren Max Bodenstein (1871–1942) studerte i detalj prosessene for dannelse og termisk dissosiasjon av hydrogenjod: H 2 + I 2 2HI. Ved å endre temperaturen kunne han oppnå en overveiende strømning av bare forover eller bare omvendt reaksjon, men i det generelle tilfellet gikk begge reaksjonene samtidig i motsatte retninger. Det er mange slike eksempler. En av de mest kjente er ammoniakksyntesereaksjonen 3H 2 + N 2 2NH 3; mange andre reaksjoner er også reversible, for eksempel oksidasjon av svoveldioksid 2SO 2 + O 2 2SO 3, reaksjoner av organiske syrer med alkoholer, etc.
En reaksjon kalles reversibel hvis retningen avhenger av konsentrasjonene av stoffene som deltar i reaksjonen. For eksempel, i tilfellet med den heterogene katalytiske reaksjonen N2 + 3H2 = 2NH3 (1), ved en lav konsentrasjon av ammoniakk i gassformig vann og høye konsentrasjoner av nitrogen og hydrogen, dannes ammoniakk; tvert imot, ved høy konsentrasjon av ammoniakk brytes den ned, reaksjonen går i motsatt retning. Ved fullføring av en reversibel reaksjon, dvs. når kjemisk likevekt er nådd, inneholder systemet både utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene. Reaksjonen kalles irreversibel hvis den bare kan skje i én retning og ender med fullstendig omdanning av utgangsstoffene til produkter; et eksempel er nedbryting av eksplosiver. Den samme reaksjonen, avhengig av forholdene (temperatur, trykk), kan i det vesentlige være reversibel eller praktisk talt irreversibel. En enkel (ett-trinns) reversibel reaksjon består av to elementære reaksjoner som skjer samtidig, som bare skiller seg fra hverandre i retning av den kjemiske transformasjonen. Retningen til den endelige reaksjonen som er tilgjengelig for direkte observasjon, bestemmes av hvilken av disse gjensidige reaksjonene som har en større hastighet. For eksempel består den enkle reaksjonen N2O4 Û 2NO2 (2) av elementærreaksjonene N2O4?2NO2 og 2NO2?N2O4. M. I. Tyomkin.
KJEMISK LIKEVEKT.
Kjemisk likevekt- tilstanden til systemet der hastigheten på foroverreaksjonen (V 1) er lik hastigheten til den omvendte reaksjonen (V 2). I kjemisk likevekt forblir konsentrasjonene av stoffer uendret. Kjemisk likevekt har en dynamisk karakter: forover- og bakoverreaksjoner stopper ikke ved likevekt.
Tilstanden for kjemisk likevekt er kvantitativt karakterisert ved likevektskonstanten, som er forholdet mellom konstantene for direkte (K 1) og omvendte (K 2) reaksjoner.
For reaksjonen mA + nB pC + dD er likevektskonstanten
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Likevektskonstanten avhenger av temperaturen og reaktantenes natur. Jo større likevektskonstanten er, jo mer forskyves likevekten mot dannelsen av direkte reaksjonsprodukter. I en tilstand av likevekt slutter ikke molekylene å oppleve kollisjoner, og interaksjonen mellom dem stopper ikke, men konsentrasjonene av stoffer forblir konstante. Disse konsentrasjonene kalles likevekt.
|
Likevektskonsentrasjon- konsentrasjonen av et stoff som deltar i en reversibel kjemisk reaksjon som har nådd en likevektstilstand. |
Likevektskonsentrasjonen er angitt med formelen til stoffet, tatt i hakeparenteser, for eksempel:
Med likevekt (H 2) \u003d eller R likevekt (HI) = .
Som enhver annen konsentrasjon måles likevektskonsentrasjonen i mol per liter.
Hvis vi hadde tatt andre konsentrasjoner av startstoffene i eksemplene vi har vurdert, ville vi etter å ha nådd likevekt fått andre verdier av likevektskonsentrasjonene. Disse nye verdiene (angitt med stjerner) vil være relatert til de gamle som følger:
.
Generelt for en reversibel reaksjon
en A+ b B d D+ f F
i en likevektstilstand ved konstant temperatur observeres sammenhengen
Dette forholdet kalles lov om masseaksjon, som er formulert slik:
ved konstant temperatur er forholdet mellom produktet av likevektskonsentrasjonene til reaksjonsproduktene, tatt i potenser lik deres koeffisienter, og produktet av likevektskonsentrasjonene til utgangsstoffene, tatt i potenser lik deres koeffisienter, en konstant verdi.
Konstant verdi ( TIL MED) er kalt likevektskonstant denne reaksjonen. Indeksen "c" i betegnelsen på denne mengden indikerer at konsentrasjoner ble brukt til å beregne konstanten.
Hvis likevektskonstanten er stor, forskyves likevekten mot produktene av den direkte reaksjonen, hvis den er liten, deretter mot utgangsmaterialene. Hvis likevektskonstanten er veldig stor, sier de at reaksjonen " praktisk talt irreversible, hvis likevektskonstanten er veldig liten, så er reaksjonen " fungerer praktisk talt ikke."
Likevektskonstant - for hver reversibel reaksjon er verdien konstant kun ved konstant temperatur. For samme reaksjon ved forskjellige temperaturer får likevektskonstanten forskjellige verdier.
Ovennevnte uttrykk for massehandlingsloven er kun gyldig for reaksjoner der alle deltakere er enten gasser eller oppløste stoffer. I andre tilfeller endres ligningen for likevektskonstanten noe.
For eksempel i en reversibel reaksjon som fortsetter ved høy temperatur
C (gr) + CO 2 2CO (g)
hard grafitt C (gr) er involvert. Formelt, ved å bruke loven om massehandling, skriver vi et uttrykk for likevektskonstanten til denne reaksjonen, og betegner den TIL":
Fast grafitt som ligger i bunnen av reaktoren reagerer bare fra overflaten, og dens "konsentrasjon" avhenger ikke av massen av grafitt og er konstant for ethvert forhold mellom stoffer i gassblandingen.
Multipliser høyre og venstre side av ligningen med denne konstanten:
Den resulterende verdien er likevektskonstanten for denne reaksjonen:
Tilsvarende, for likevekten til en annen reversibel reaksjon som også forekommer ved høy temperatur,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
vi får likevektskonstanten
TIL MED = .
I dette tilfellet er det ganske enkelt lik likevektskonsentrasjonen av karbondioksid.
Fra et metrologisk synspunkt er ikke likevektskonstanten en enkelt fysisk størrelse. Dette er en gruppe mengder med forskjellige måleenheter, avhengig av det spesifikke uttrykket av konstanten gjennom likevektskonsentrasjoner. For eksempel, for den reversible reaksjonen av grafitt med karbondioksid [ K c] = 1 mol/l, likevektskonstanten for reaksjonen av termisk dekomponering av kalsiumkarbonat har samme måleenhet, og likevektskonstanten for reaksjonen ved syntese av hydrogenjod er en dimensjonsløs verdi. Generelt [ K c] = 1 (mol/l) n .
Skift i kjemisk likevekt. Le Chateliers prinsipp
Overføringen av et likevektskjemisk system fra en likevektstilstand til en annen kalles forskyvning (forskyvning) av kjemisk likevekt, som utføres ved å endre de termodynamiske parametrene til systemet - temperatur, konsentrasjon, trykk Når likevekten forskyves i foroverretningen, oppnås en økning i utbyttet av produkter, og når den forskyves i motsatt retning, en reduksjon i graden av omdannelse av reagenset. Begge kan være nyttige i kjemiteknikk. Siden nesten alle reaksjoner er reversible til en viss grad, oppstår to problemer i industri og laboratoriepraksis: hvordan man oppnår produktet av en "nyttig" reaksjon med maksimalt utbytte og hvordan man reduserer utbyttet av produkter av en "skadelig" reaksjon. I begge tilfeller blir det nødvendig å forskyve likevekten enten mot produktene av reaksjonen, eller mot utgangsmaterialene. For å lære hvordan du gjør dette, må du vite hva som bestemmer likevektsposisjonen til enhver reversibel reaksjon.
Likevektsposisjonen avhenger av:
1) på verdien av likevektskonstanten (det vil si på arten av reaktantene og temperaturen),
2) på konsentrasjonen av stoffer involvert i reaksjonen og
3) på trykk (for gasssystemer er det proporsjonalt med konsentrasjonene av stoffer).
For en kvalitativ vurdering av innflytelsen på den kjemiske likevekten til alle disse svært forskjellige faktorene, bruker man den iboende universelle Le Chateliers prinsipp(Den franske fysikalske kjemikeren og metallurgen Henri Louis Le Chatelier formulerte det i 1884), som gjelder alle likevektssystemer, ikke bare kjemiske.
Hvis et system i likevekt blir påvirket fra utsiden, vil likevekten i systemet forskyves i den retningen som denne effekten delvis kompenseres.
Som et eksempel på innflytelsen på likevektsposisjonen til konsentrasjonene av stoffer som deltar i reaksjonen, kan du vurdere den reversible reaksjonen for å oppnå hydrogenjod
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).
I henhold til loven om masseaksjon i en tilstand av likevekt
.
La det etableres en likevekt i en reaktor med et volum på 1 liter ved en viss konstant temperatur, hvor konsentrasjonene til alle deltakerne i reaksjonen er like og lik 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol /l = 1 mol/l). Derfor, ved denne temperaturen TIL MED= 1. Siden volumet til reaktoren er 1 liter, n(H 2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol og n(HI) = 1 mol. På tidspunkt t 1, la oss introdusere ytterligere 1 mol HI i reaktoren, dens konsentrasjon vil bli lik 2 mol/L. Men for å TIL MED holdt seg konstant, bør konsentrasjonene av hydrogen og jod øke, og dette er bare mulig på grunn av nedbrytningen av en del av hydrogenjodet i henhold til ligningen
2HI (g) \u003d H 2 (g) + I 2 (g).
La ved øyeblikket når en ny likevektstilstand t 2 dekomponert x mol HI og derfor ytterligere 0,5 x mol H2 og I2. Nye likevektskonsentrasjoner av reaksjonsdeltakere: = (1 + 0,5 x) mol/l; = (1 + 0,5 x) mol/l; = (2 - x) mol/l. Ved å erstatte de numeriske verdiene av mengdene i uttrykket for massehandlingsloven, får vi ligningen
Hvor x= 0,667. Derfor = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Reaksjonshastighet og balanse.
La det være en reversibel reaksjon A + B C + D. Hvis vi antar at forover- og reversreaksjonene finner sted i ett trinn, vil hastighetene til disse reaksjonene være direkte proporsjonale med konsentrasjonene til reagensene: hastigheten på den direkte reaksjonen v 1 = k 1 [A][B], revers reaksjonshastighet v 2 = k 2 [C][D] (firkantede parenteser indikerer molare konsentrasjoner av reagensene). Det kan sees at etter hvert som den direkte reaksjonen fortsetter, synker konsentrasjonene av utgangsstoffene A og B, og hastigheten på den direkte reaksjonen avtar også. Hastigheten på den omvendte reaksjonen, som er null i det første øyeblikket (det er ingen produkter C og D), øker gradvis. Før eller siden vil øyeblikket komme da ratene for forover- og reversreaksjonene vil utjevnes. Etter det endres ikke konsentrasjonene av alle stoffer - A, B, C og D med tiden. Det betyr at reaksjonen har nådd en likevektsposisjon, og konsentrasjoner av stoffer som ikke endrer seg med tiden kalles likevekt. Men i motsetning til mekanisk likevekt, der all bevegelse stopper, ved kjemisk likevekt, fortsetter begge reaksjonene - både direkte og omvendt - å fortsette, men hastighetene deres er like og derfor ser det ut til at ingen endringer skjer i systemet. Det er mange måter å bevise flyten av reaksjoner fremover og bakover etter å ha nådd likevekt. For eksempel, hvis en liten hydrogenisotop - deuterium D 2 introduseres i en blanding av hydrogen, nitrogen og ammoniakk, som er i en likevektsposisjon, vil en sensitiv analyse umiddelbart oppdage tilstedeværelsen av deuteriumatomer i ammoniakkmolekyler. Og omvendt, hvis litt deuterert ammoniakk NH 2 D blir introdusert i systemet, vil deuterium umiddelbart vises i de opprinnelige stoffene i form av HD og D 2 molekyler. Et annet spektakulært eksperiment ble utført ved Det kjemiske fakultetet ved Moscow State University. Sølvplaten ble plassert i en løsning av sølvnitrat, og ingen endringer ble observert. Deretter ble en ubetydelig mengde radioaktive sølvioner ført inn i løsningen, hvoretter sølvplaten ble radioaktiv. Denne radioaktiviteten kunne ikke «vaskes bort» verken ved å skylle platen med vann eller ved å vaske den med saltsyre. Kun etsing med salpetersyre eller mekanisk bearbeiding av overflaten med fint sandpapir gjorde den inaktiv. Det er bare én måte å forklare dette eksperimentet på: det er en kontinuerlig utveksling av sølvatomer mellom metallet og løsningen, dvs. i systemet er det en reversibel reaksjon Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Derfor førte tilsetningen av radioaktive ioner Ag + til løsningen til at de ble "innleiret" i platen i form av elektrisk nøytrale, men fortsatt radioaktive atomer. Dermed er ikke bare kjemiske reaksjoner mellom gasser eller løsninger i likevekt, men også prosessene med oppløsning av metaller og nedbør. For eksempel oppløses et fast stoff raskest når det plasseres i et rent løsningsmiddel når systemet er langt fra likevekt, i denne saken- fra en mettet løsning. Gradvis avtar oppløsningshastigheten, og samtidig øker hastigheten på den omvendte prosessen - overgangen til et stoff fra løsning til et krystallinsk bunnfall. Når løsningen blir mettet, når systemet en likevektstilstand, mens oppløsnings- og krystalliseringshastighetene er like, og massen til bunnfallet endres ikke med tiden. Hvordan kan systemet «motvirke» endringer i ytre forhold? Hvis for eksempel temperaturen på likevektsblandingen økes ved oppvarming, kan systemet i seg selv selvfølgelig ikke "svekke" ekstern oppvarming, men likevekten i den forskyves på en slik måte at oppvarming av reaksjonssystemet til en viss temperatur krever mer varme enn i tilfellet med mindre balansen forskjøv seg. I dette tilfellet forskyves likevekten slik at varmen absorberes, d.v.s. mot en endoterm reaksjon. Dette kan tolkes som «systemets ønske om å svekke ytre påvirkninger». På den annen side, hvis det er ulikt antall gassformige molekyler på venstre og høyre side av ligningen, så kan likevekten i et slikt system også forskyves ved å endre trykket. Med økende trykk forskyves likevekten til den siden hvor antallet gassformige molekyler er mindre (og på denne måten "motsetter" ytre trykk). Hvis antall gassformige molekyler ikke endres under reaksjonen
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), så påvirker ikke trykket likevektsposisjonen. Det skal bemerkes at når temperaturen endres, endres også likevektskonstanten for reaksjonen, mens når bare trykket endres, forblir den konstant.
Flere eksempler på bruk av Le Chateliers prinsipp for å forutsi endringer i kjemisk likevekt. Reaksjonen 2SO 2 + O 2 2SO 3 (d) er eksoterm. Hvis temperaturen heves, vil den endoterme dekomponeringen av SO 3 ha forrang og likevekten vil skifte til venstre. Hvis temperaturen senkes, vil likevekten skifte til høyre. Så, en blanding av SO 2 og O 2, tatt i et støkiometrisk forhold på 2: 1 ( cm . støkiomerisme), ved en temperatur på 400 ° C og atmosfærisk trykk blir til SO 3 med et utbytte på ca. 95 %, dvs. likevektstilstanden under disse forholdene er nesten fullstendig forskjøvet mot SO 3 . Ved 600 °C inneholder likevektsblandingen allerede 76 % SO 3 , og ved 800 °C bare 25 %. Det er derfor når svovel brennes i luft, dannes hovedsakelig SO 2 og bare ca. 4% SO 3. Det følger også av reaksjonsligningen at en økning i det totale trykket i systemet vil forskyve likevekten til høyre, og ved en trykkreduksjon vil likevekten forskyve seg til venstre.
Reaksjonen av abstraksjon av hydrogen fra cykloheksan med dannelse av benzen
C6H12C6H6 + 3H2 utføres i gassfasen, også i nærvær av en katalysator. Denne reaksjonen går med energiforbruk (endotermisk), men med en økning i antall molekyler. Derfor vil effekten av temperatur og trykk på den være direkte motsatt av den som observeres ved ammoniakksyntese. Nemlig: en økning i likevektskonsentrasjonen av benzen i blandingen forenkles av en økning i temperatur og en reduksjon i trykk, slik at reaksjonen utføres i industrien ved lave trykk (2–3 atm) og høye temperaturer (450–500) °C). Her er en temperaturøkning "dobbelt gunstig": den øker ikke bare reaksjonshastigheten, men bidrar også til et skifte i likevekten mot dannelsen av målproduktet. Selvfølgelig vil en enda større reduksjon i trykk (for eksempel til 0,1 atm) føre til en ytterligere forskyvning av likevekten til høyre, men i dette tilfellet vil det være for lite stoff i reaktoren, og reaksjonshastigheten vil også reduseres, slik at den samlede produktiviteten ikke vil øke, men reduseres. Dette eksemplet viser nok en gang at en økonomisk begrunnet industriell syntese er en vellykket manøvrering mellom Scylla og Charybdis.
Le Chateliers prinsipp "virker" i den såkalte halogensyklusen, som brukes til å produsere titan, nikkel, hafnium, vanadium, niob, tantal og andre metaller med høy renhet. Reaksjonen av et metall med et halogen, for eksempel Ti + 2I 2 TiI 4, fortsetter med frigjøring av varme, og derfor, når temperaturen stiger, skifter likevekten til venstre. Således, ved 600°C, danner titan lett flyktig jodid (likevekten forskyves til høyre), og ved 110°C brytes jodidet ned (likevekten forskyves til venstre) med frigjøring av et veldig rent metall. En slik syklus fungerer også i halogenlamper, der wolfram fordampet fra spiralen og satt seg på kaldere vegger danner flyktige forbindelser med halogener, som brytes ned igjen på en varm spiral, og wolfram overføres til sin opprinnelige plass.
I tillegg til å endre temperatur og trykk, er det en annen effektiv måte å påvirke likevektsposisjonen på. Tenk deg det fra en likevektsblanding
A + B C + D ethvert stoff skilles ut. I samsvar med Le Chateliers prinsipp vil systemet umiddelbart "reagere" på en slik påvirkning: likevekten vil begynne å skifte på en slik måte at den kompenserer for tapet av et gitt stoff. For eksempel, hvis stoff C eller D (eller begge samtidig) fjernes fra reaksjonssonen, vil likevekten skifte til høyre, og hvis stoffene A eller B fjernes, vil den skifte til venstre. Innføringen av et hvilket som helst stoff i systemet vil også forskyve likevekten, men i den andre retningen.
Stoffer kan fjernes fra reaksjonssonen forskjellige måter. For eksempel, hvis det er svoveldioksid i et tett lukket kar med vann, vil det etableres en likevekt mellom gassformig, oppløst og reagert svoveldioksid:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Hvis fartøyet åpnes, vil svoveldioksid gradvis begynne å fordampe og vil ikke lenger være i stand til å delta i prosessen - likevekten vil begynne å skifte til venstre, inntil den fullstendige nedbrytningen av svovelsyre. En lignende prosess kan observeres hver gang du åpner en flaske med limonade eller mineralvann: balansen mellom CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 forskyves til venstre når CO 2 fordamper.
Fjerning av et reagens fra systemet er mulig ikke bare med dannelse av gassformige stoffer, men også ved å binde en eller annen reagens med dannelse av en uløselig forbindelse som utfelles. For eksempel, hvis et overskudd av kalsiumsalt introduseres i en vandig løsning av CO 2, vil Ca 2+ -ioner danne et bunnfall av CaCO 3, som reagerer med karbonsyre; likevekten CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 vil skifte til høyre til det ikke er oppløst gass igjen i vannet.
Likevekten kan også forskyves ved å tilsette et reagens. Så når fortynnede løsninger av FeCl 3 og KSCN dreneres, vises en rødoransje farge som et resultat av dannelsen av jerntiocyanat (tiocyanat):
FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl. Hvis ytterligere FeCl 3 eller KSCN tilsettes løsningen, vil fargen på løsningen øke, noe som indikerer en forskyvning av likevekten til høyre (som om den svekker den ytre påvirkningen). Hvis imidlertid et overskudd av KCl tilsettes løsningen, vil likevekten skifte til venstre med en reduksjon i fargen til lys gul.
I formuleringen av Le Chateliers prinsipp er det ikke for ingenting at det er mulig å forutsi resultatene av ytre påvirkning kun for systemer som er i likevekt. Hvis denne indikasjonen neglisjeres, er det lett å komme til helt feil konklusjoner. For eksempel er det kjent at faste alkalier (KOH, NaOH) løses opp i vann med frigjøring av en stor mengde varme - løsningen varmes opp nesten like mye som når konsentrert svovelsyre blandes med vann. Hvis vi glemmer at prinsippet bare gjelder likevektssystemer, kan vi trekke feil konklusjon at når temperaturen stiger, bør løseligheten av KOH i vann avta, siden det er nettopp denne skiftet i likevekten mellom bunnfallet og den mettede løsningen som fører til «svekkelse av den ytre påvirkningen». Prosessen med å løse opp KOH i vann er imidlertid ikke i det hele tatt likevekt, siden vannfri alkali er involvert i den, mens bunnfallet som er i likevekt med en mettet løsning er KOH-hydrater (hovedsakelig KOH 2H 2 O). Overgangen av dette hydratet fra bunnfallet til løsningen er en endoterm prosess, dvs. er ikke ledsaget av oppvarming, men av avkjøling av løsningen, slik at Le Chateliers prinsipp for en likevektsprosess også oppfylles i dette tilfellet. På samme måte, når vannfrie salter - CaCl 2, CuSO 4, etc. løses i vann, varmes løsningen opp, og når krystallinske hydrater CuSO 4 5H 2 O, CaCl 2 6H 2 O er oppløst, avkjøles den.
Et annet interessant og lærerikt eksempel på misbruk av Le Chateliers prinsipp finnes i lærebøker og populærlitteratur. Hvis en likevektsblanding av brunt nitrogendioksid NO 2 og fargeløst N 2 O 4-tetroksid plasseres i en gjennomsiktig gasssprøyte, og deretter gassen raskt komprimeres med et stempel, vil fargeintensiteten umiddelbart øke, og etter en stund (tivis av sekunder) vil den svekkes igjen, selv om den ikke når originalen. Denne opplevelsen blir vanligvis forklart som følger. Den raske komprimeringen av blandingen resulterer i en økning i trykk og derfor i konsentrasjonen av begge komponentene, slik at blandingen blir mørkere. Men en trykkøkning, i samsvar med prinsippet til Le Chatelier, forskyver likevekten i 2NO 2 N 2 O 4-systemet mot fargeløs N 2 O 4 (antall molekyler reduseres), slik at blandingen gradvis lysner, og nærmer seg en ny likevektsposisjon, som tilsvarer økt trykk.
Feilen i denne forklaringen følger av det faktum at begge reaksjonene - dissosiasjonen av N 2 O 4 og dimeriseringen av NO 2 - skjer ekstremt raskt, slik at likevekten er etablert i milliondeler av et sekund uansett, så det er umulig å presse stempelet så raskt at det forstyrrer likevekten. Denne opplevelsen forklares annerledes: gasskompresjon forårsaker en betydelig økning i temperaturen (alle som har måttet pumpe opp et dekk med en sykkelpumpe er kjent med dette fenomenet). Og i samsvar med det samme prinsippet til Le Chatelier, skifter likevekten øyeblikkelig mot en endoterm reaksjon som går med absorpsjon av varme, dvs. mot dissosiasjonen av N 2 O 4 - blandingen mørkner. Deretter avkjøles gassene i sprøyten sakte til romtemperatur, og likevekten skifter igjen mot tetroksidet – blandingen blir lysere.
Le Chateliers prinsipp fungerer godt i saker som ikke har noe med kjemi å gjøre. I en normalt fungerende økonomi er den totale mengden penger i omløp i likevekt med varene som disse pengene kan kjøpe. Hva skjer hvis "påvirkning utenfra" er regjeringens ønske om å trykke mer penger for å betale ned gjeld? I henhold til Le Chateliers prinsipp vil balansen mellom vare og penger forskyves på en slik måte at det svekker innbyggernes glede av å ha mer penger. Prisene på varer og tjenester vil nemlig stige, og på denne måten oppnås en ny likevekt. Et annet eksempel. I en av de amerikanske byene ble det besluttet å kvitte seg med konstante trafikkorker ved å utvide motorveier og bygge utvekslinger. Dette hjalp en stund, men så begynte oppstemte innbyggere å kjøpe flere biler, slik at trafikkork snart dukket opp igjen – men med en ny «balanseposisjon» mellom veier og flere biler.
Så vi vil trekke hovedkonklusjonene om metodene for å skifte den kjemiske likevekten.
Le Chateliers prinsipp. Hvis det gjøres en ytre påvirkning på et system i likevekt (konsentrasjon, temperatur, trykkendring), så favoriserer det flyten av en av de to motsatte reaksjonene som svekker denne effekten.
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
I |
|
V 2 |
1. Press. En økning i trykk (for gasser) forskyver likevekten mot en reaksjon som fører til en reduksjon i volum (dvs. til dannelsen av et mindre antall molekyler).
2. En økning i temperatur forskyver likevektsposisjonen mot en endoterm reaksjon (dvs. mot en reaksjon som fortsetter med absorpsjon av varme)
3. En økning i konsentrasjonen av utgangsstoffer og fjerning av produkter fra reaksjonssfæren forskyver likevekten mot en direkte reaksjon. Økning av konsentrasjonene av utgangsmaterialene [A] eller [B] eller [A] og [B]: V 1 > V 2 .
Katalysatorer påvirker ikke likevektsposisjonen.
Le Chateliers prinsipp i naturen.
Når jeg studerer dette emnet, vil jeg alltid gi et eksempel på alle levende tings ønske om balanse, kompensasjon. For eksempel: endring i musebestand - nøtteår - det er mye mat for mus, bestanden av mus vokser raskt. Med en økning i antall mus reduseres mengden mat, som et resultat av akkumulering av gnagere, begynner veksten av ulike smittsomme sykdommer blant mus, så det er en gradvis nedgang i bestanden av gnagere. Etter en viss tidsperiode inntrer en dynamisk likevekt i antall fødte og døende mus, et skifte i denne balansen kan skje i en eller annen retning under påvirkning av ytre, gunstige eller ugunstige forhold.
Biokjemiske prosesser foregår i menneskekroppen, som også kan reguleres etter prinsippet til Le Chatelier. Noen ganger, som et resultat av en slik reaksjon, begynner giftige stoffer å bli produsert i kroppen, noe som forårsaker en bestemt sykdom. Hvordan forhindre denne prosessen?
La oss huske en slik behandlingsmetode som homeopati. Metoden består i bruk av svært små doser av de medikamentene som i store doser forårsaker sunn person tegn på en eller annen sykdom. Hvordan virker stoffgiften i dette tilfellet? Produktet av en uønsket reaksjon føres inn i kroppen, og etter Le Chateliers prinsipp forskyves likevekten mot utgangsstoffene. Prosessen som forårsaker smertefulle lidelser i kroppen er slukket.
Praktisk del.
Kontroll av nivået på assimilering av det studerte emnet utføres i form av tester. Et testsystem med kortfattet og presist formulerte og standardiserte oppgaver, hvorav noen skal gis innen en begrenset tid, korte og presise svar, evaluert av et skåringssystem. Da jeg kompilerte tester, fokuserte jeg på følgende nivåer:
Reproduktiv ytelse av elever på dette nivået skjer hovedsakelig basert på hukommelse.
Produktiv oppnåelse av dette nivået krever at studentene forstår de studerte formuleringene, konseptene, lovene, evnen til å etablere forholdet mellom dem.
Kreativ - evnen til å forutsi basert på eksisterende kunnskap, designe, analysere, trekke konklusjoner, sammenligninger, generaliseringer.
Tester lukket type eller prøver der forsøkspersonen må velge riktig svar fra alternativene som er gitt.
A) Reproduktivt nivå: prøver med alternative svar, der forsøkspersonen skal svare ja eller nei. Få 1 poeng.
Forbrenningsreaksjonen av fosfor-
a) ja b) nei
nedbrytningsreaksjon
reversibel reaksjon
a) ja b) nei
Temperaturøkning
kvikksølvoksid II for kvikksølv
og oksygen
a) ja b) nei
I levende systemer
og irreversible prosesser
a) ja b) nei.
Flervalgstester
I hvilket system vil den kjemiske likevekten skifte til høyre når trykket økes?
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 poeng
stigning i temperatur
ved hjelp av en katalysator
senke temperaturen; 1 poeng
Om tilstanden til kjemisk likevekt i systemet
påvirker ikke
økning i trykk
økning i jodkonsentrasjon
temperaturøkning
reduksjon i temperatur; 1 poeng
I hvilket system forskyver en økning i hydrogenkonsentrasjon den kjemiske likevekten til venstre?
C(tv)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(fast)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 poeng
I hvilket system påvirker ikke en trykkøkning skiftet i kjemisk likevekt?
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 poeng
På den kjemiske likevekten i systemet
har ingen effekt
temperaturøkning
trykkøkning
fjerning av ammoniakk fra reaksjonssonen
påføring av en katalysator 1 poeng
Kjemisk likevekt i systemet
skifter mot dannelsen av reaksjonsproduktet kl
økning i trykk
stigning i temperatur
trykkfall
påføring av en katalysator 1 poeng
Ved produksjon av svovelsyre på stadiet med oksidasjon av SO2 til SO3 for å øke utbyttet av produktet
øke konsentrasjonen av oksygen
øke temperaturen
lavere blodtrykk
introduksjon av en katalysator; 1,5 poeng
Alken + H2 ↔ alkan
når reaksjonsblandingen er oppvarmet
balansen vil skifte til høyre
balansen vil skifte til venstre
likevekt vil flyte i begge retninger med samme sannsynlighet
disse stoffene er ikke i likevekt under de angitte forholdene; 1,5 poeng
Kjemisk likevekt i systemet
skifter mot dannelsen av utgangsmaterialer
1) trykkøkning
stigning i temperatur
trykkfall
bruken av en katalysator; 1 poeng
For å flytte likevekten til høyre i systemet
har innvirkning
temperaturfall
trykkøkning
bruk av en katalysator
temperaturøkning; 1 poeng
En irreversibel reaksjon tilsvarer ligningen
nitrogen + hydrogen = ammoniakk
acetylen + oksygen = karbondioksid + vann
hydrogen + jod = hydrogenjod
svoveldioksid + oksygen = svovelsyreanhydrid; 1,5 poeng
Flervalgstester, hvor forsøkspersonen må velge 1-2 riktige svar, eller matche 2 foreslåtte betingelser ved valg av svar.
I hvilket system vil den kjemiske likevekten skifte mot produktene av reaksjonen, både ved trykkøkning, så vel som ved reduksjon i temperatur?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 poeng
Kjemisk likevekt i systemet
NH3+H2O↔NH4+OH
vil skifte mot dannelse av ammoniakk når ammoniakk tilsettes en vandig løsning
natriumklorid
natriumhydroksid
av saltsyre
aluminum klorid; 1,5 poeng
19) Etylenhydratiseringsreaksjonen CH2=CH2+H2O ↔ har en stor praktisk verdi, men det er reversibelt, for å skifte reaksjonslikevekten til høyre, er det nødvendig
øke temperaturen (>280 grader C)
redusere mengden vann i reaksjonsblandingen
øke trykket (mer enn 80 atmosfærer)
erstatte syrekatalysatoren med platina; 1 poeng
Dehydrogeneringsreaksjonen av butan er endoterm. For å flytte reaksjonslikevekten til høyre,
bruk en mer aktiv katalysator, for eksempel platina
senke temperaturen
øke trykket
heve temperaturen 1 poeng
For reaksjonen av interaksjonen av eddiksyre med metanol med dannelse av eter og vann, vil likevektsskiftet til venstre fremmes av
passende katalysator
tilsetning av konsentrert svovelsyre
bruk av dehydrerte utgangsmaterialer
legge til eter; 1,5 poeng
Eksklusjonstester
Balanseskiftet påvirkes
trykkendring
bruk av en katalysator
endring i konsentrasjonen av stoffer som er involvert i reaksjonen
temperaturendringer; 1 poeng
En økning eller reduksjon i trykk påvirker skiftet i kjemisk likevekt i reaksjoner
går med frigjøring av varme
reaksjoner som involverer gassformige stoffer
reaksjoner som fortsetter med en reduksjon i volum
reaksjoner som går med en økning i volum; 1,5 poeng
Reaksjonen er irreversibel
brennende kull
brennende fosfor
syntese av ammoniakk fra nitrogen og hydrogen
brennende metan; 1,5 poeng
Gruppering av tester inkludere en liste over foreslåtte formler, ligninger, termer som skal fordeles etter gitte kriterier
Ved samtidig økning i temperatur og trykknedgang vil den kjemiske likevekten skifte til høyre i systemet
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 poeng
Propenhydrogeneringsreaksjonen er eksoterm. For å skifte den kjemiske likevekten til høyre, er det nødvendig
temperaturfall
økning i trykk
reduksjon i hydrogenkonsentrasjon
reduksjon i konsentrasjonen av propen; 1 poeng
Compliance oppgaver.
Ved gjennomføring av tester blir forsøkspersonen bedt om å matche elementene i to lister, med flere mulige svar.
Reaksjonens likevekt skifter til høyre. Bring i kø.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Når temperaturen stiger
C) CO2 + C (fast stoff) ↔2CO-Q 3) Når trykket faller
D) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) Med en økning i kontaktflaten; 2 poeng
Reaksjonens likevekt forskyves mot dannelsen av reaksjonsprodukter. Bring i kø.
B) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) Med økende temperatur
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Når trykket synker
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Ved tilsetning av eter
5) Når du tilsetter alkohol; 2 poeng
Åpne eller åpne tester, der subjektet må legge til konseptene for definisjonen av ligningen eller gi en uavhengig bevisdom.
Oppgaver av denne typen utgjør den siste, høyest verdsatte delen BRUK tester i kjemi.
Supplere oppgaver.
Emnet skal formulere svar, under hensyntagen til begrensningene gitt i oppgaven.
Legg til reaksjonsligningen relatert til reversibel og eksoterm på samme tid
B) Hydrogen + Jod
C) Nitrogen + Hydrogen
D) Svoveldioksid + Oksygen
E) Karbondioksid + Karbon 2 poeng
Skriv reaksjonsligningen i henhold til skjemaet, som velger de reversible reaksjonene der en økning i temperaturen vil føre til at likevekten skifter til høyre:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 poeng
Gratis presentasjonsprøver.
Faget må selvstendig formulere svarene, fordi det ikke legges begrensninger på dem i oppgaven.
31) List opp faktorene som forskyver likevekten til høyre i systemet:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 poeng
32) List opp faktorene som forskyver likevekten mot dannelsen av utgangsstoffer i systemet:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 poeng
Svar på prøver.
Test nr. Riktig svar
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
første reaksjon
CO+2H2↔CH3OH+Q
nedgang i temperatur
økning i trykk
øke konsentrasjonen av CO
økning i H2-konsentrasjon
reduksjon i alkoholkonsentrasjon
C+2H2↔CH4+Q
2) trykkreduksjon
3) senke konsentrasjonen av hydrogen
4) økning i metankonsentrasjon.
Bibliografi
Akhmetov, M.A. Systemet med oppgaver og øvelser i organisk kjemi i testform [Tekst] / M.A. Akhmetov, I.N. Prokhorov.-Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, O.S. Moderne didaktikk av skolekjemi, forelesning nr. 6 [Tekst] / O.S. Gabrielyan, V.G. Krasnova, S.T. Sladkov.// Avis for lærere i kjemi og naturvitenskap ( Forlag"Første september") -2007.- nr. 22.-s.4-13.
Kaverina, A.A. Utdannings- og opplæringsmateriell for forberedelse til den enhetlige statlige eksamen. Kjemi [Tekst] / A.A. Kaverina et al. - M .: Intellect Center, 2004.-160s.
Kaverina, A.A. Unified State Exam 2009. Chemistry [Text] / A.A. Kaverina, A.S. Koroshchenko, D.Yu. Dobrotin / FIPI.-M .: Intellect Center, 2009.-272 s.
Leenson, I.A. Kjemiske reaksjoner, termisk effekt, likevekt, hastighet [Tekst] / I. A. Leenson. M .: Astrel, 2002.-190s.
Radetsky, A.M. Verifikasjonsarbeid i kjemi i klasse 8-11: en veiledning for læreren [Tekst] / A.M. Radetsky. M.: Opplysning, 2009.-272s.
Ryabinina, O.A. Demonstrasjon av prinsippet til Le Chatelier [Tekst] / O. O. Ryabinina, A. Illarionov / / Kjemi på skolen -2008. - Nr. 7. - s. 64-67.
Tushina.E.N. Prinsippet til Le Chatelier og noen behandlingsmetoder [Tekst] / E.N. Tushina.// Chemistry at school.-1993. nr. 2.-s.54.
Shelinskiy, G.I. Grunnleggende om teorien om kjemiske prosesser [Tekst] / G.I. Shelinskiy. M.: Opplysning, 1989.-234s.
Strempler, G.I. Pre-profilopplæring i kjemi [Tekst]
>> Kjemi: Reversible og irreversible reaksjoner
CO2 + H2O = H2CO3
La den resulterende syreløsningen stå i et stativ. Etter en stund vil vi se at løsningen har blitt lilla igjen, ettersom syren har dekomponert til sine opprinnelige stoffer.
Denne prosessen kan utføres mye raskere hvis en tredjedel er en løsning av karbonsyre. Følgelig fortsetter reaksjonen for å oppnå karbonsyre både i forover og i motsatt retning, det vil si at den er reversibel. Reversibiliteten til en reaksjon er indikert med to motsatt rettede piler:
Blant de reversible reaksjonene som ligger til grunn for fremstillingen av de viktigste kjemiske produktene, nevner vi som et eksempel reaksjonen ved å syntetisere (kompoundere) svoveloksid (VI) fra svoveloksid (IV) og oksygen.
1. Reversible og irreversible reaksjoner.
2. Berthollets regel.
Skriv ned ligningene for forbrenningsreaksjonene som ble nevnt i teksten til avsnittet, og avslør at som et resultat av disse reaksjonene, dannes oksider av de elementene som de opprinnelige stoffene er bygget fra.
Gi en beskrivelse av de tre siste reaksjonene utført på slutten av avsnittet, i henhold til planen: a) arten og antall reagenser og produkter; b) aggregeringstilstand; c) retning: d) nærvær av en katalysator; e) frigjøring eller absorpsjon av varme
Hvilken unøyaktighet er laget i ligningen for reaksjonen ved kalksteinsbrenning foreslått i teksten til avsnittet?
Hvor sant er påstanden om at reaksjonene til forbindelsen som regel vil være eksoterme reaksjoner? Begrunn ditt synspunkt ved å bruke fakta gitt i teksten i læreboken.
Leksjonens innhold leksjonssammendrag støtteramme leksjonspresentasjon akselerative metoder interaktive teknologier Øve på oppgaver og øvelser selvransakelsesverksteder, treninger, case, oppdrag lekser diskusjonsspørsmål retoriske spørsmål fra studenter Illustrasjoner lyd, videoklipp og multimedia fotografier, bilder grafikk, tabeller, skjemaer humor, anekdoter, vitser, tegneserier lignelser, ordtak, kryssord, sitater Tillegg sammendrag artikler brikker for nysgjerrige jukseark lærebøker grunnleggende og tilleggsordliste andre Forbedre lærebøker og leksjonerrette feil i læreboka oppdatere et fragment i læreboken elementer av innovasjon i leksjonen erstatte foreldet kunnskap med ny Kun for lærere perfekte leksjoner kalenderplanårs metodiske anbefalinger av diskusjonsprogrammet Integrerte leksjonerKodifikatoremner: reversible og irreversible reaksjoner. kjemisk balanse. Forskyvning av kjemisk likevekt under påvirkning av ulike faktorer.
I henhold til muligheten for en omvendt reaksjon er kjemiske reaksjoner delt inn i reversible og irreversible.
Reversible kjemiske reaksjoner er reaksjoner hvis produkter, under gitte forhold, kan samhandle med hverandre.
irreversible reaksjoner Dette er reaksjoner hvis produkter under gitte forhold ikke kan samhandle med hverandre.
Flere detaljer om klassifisering av kjemiske reaksjoner kan leses.
Sannsynligheten for produktinteraksjon avhenger av forholdene i prosessen.
Så hvis systemet åpen, dvs. bytter med miljø både materie og energi, da vil kjemiske reaksjoner der det for eksempel dannes gasser, være irreversible. For eksempel , ved kalsinering av fast natriumbikarbonat:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
gassformig karbondioksid vil frigjøres og fordampe fra reaksjonssonen. Derfor vil en slik reaksjon irreversible under disse forholdene. Hvis vi vurderer lukket system , hvilken kan ikke utveksle stoff med omgivelsene (for eksempel en lukket boks som reaksjonen foregår i), da vil ikke karbondioksid kunne unnslippe fra reaksjonssonen, og vil samhandle med vann og natriumkarbonat, da vil reaksjonen være reversibel under disse forholdene:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Ta i betraktning reversible reaksjoner. La den reversible reaksjonen fortsette i henhold til skjemaet:
aA + bB = cC + dD
Hastigheten til foroverreaksjonen i henhold til massevirkningsloven bestemmes av uttrykket: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , hastigheten for omvendt reaksjon: v 2 =k 2 ·C C c ·C D d . Hvis det i det første reaksjonsøyeblikket ikke er noen stoffer C og D i systemet, kolliderer partiklene A og B hovedsakelig og samhandler, og en overveiende direkte reaksjon oppstår. Gradvis vil konsentrasjonen av partiklene C og D også begynne å øke, derfor vil hastigheten på den omvendte reaksjonen øke. På et tidspunkt hastigheten på den fremre reaksjonen blir lik hastigheten på den motsatte reaksjonen. Denne tilstanden kalles kjemisk likevekt .
Dermed, kjemisk likevekt er tilstanden til systemet der ratene for forover- og reversreaksjonene er like .
Fordi hastigheten på forover- og bakreaksjonene er like, hastigheten for dannelse av stoffer er lik hastigheten på forbruket deres, og den nåværende konsentrasjoner av stoffer endres ikke . Slike konsentrasjoner kalles balansert .
Merk at i likevekt både fremover og bakoverreaksjoner det vil si at reaktantene interagerer med hverandre, men produktene samhandler også med samme hastighet. Samtidig kan ytre faktorer påvirke skifte kjemisk likevekt i en eller annen retning. Derfor kalles kjemisk likevekt mobil, eller dynamisk.
Forskning innen bevegelig balanse begynte på 1800-tallet. I skriftene til Henri Le Chatelier ble grunnlaget for teorien lagt, som senere ble generalisert av vitenskapsmannen Karl Brown. Prinsippet om å bevege balanse, eller prinsippet til Le Chatelier-Brown, sier:
Hvis et system i likevekt utsettes for ytre faktor, som endrer noen av likevektsforholdene, så intensiveres prosesser i systemet, rettet mot å kompensere for ytre påvirkninger.
Med andre ord: under ytre påvirkning på systemet vil likevekten skifte på en slik måte at den kompenserer for denne ytre påvirkningen.
Dette prinsippet, som er veldig viktig, fungerer for alle likevektsfenomener (ikke bare kjemiske reaksjoner). Imidlertid vil vi nå vurdere det i forhold til kjemiske interaksjoner. Ved kjemiske reaksjoner fører ytre påvirkning til endring i likevektskonsentrasjoner av stoffer.
Tre hovedfaktorer kan påvirke kjemiske reaksjoner ved likevekt: temperatur, trykk og konsentrasjoner av reaktanter eller produkter.
1. Som du vet, er kjemiske reaksjoner ledsaget av en termisk effekt. Hvis den direkte reaksjonen fortsetter med frigjøring av varme (eksotermisk eller + Q), fortsetter den omvendte reaksjonen med absorpsjon av varme (endotermisk eller -Q), og omvendt. Hvis du hever temperatur i systemet vil likevekten forskyves for å kompensere for denne økningen. Det er logisk at med en eksoterm reaksjon kan ikke temperaturøkningen kompenseres. Når temperaturen stiger, skifter altså likevekten i systemet mot varmeabsorpsjon, d.v.s. mot endoterme reaksjoner (-Q); med synkende temperatur - i retning av en eksoterm reaksjon (+ Q).
2. Ved likevektsreaksjoner, når minst ett av stoffene er i gassfase, påvirkes likevekten også betydelig av endringen press i systemet. Når trykket økes, prøver det kjemiske systemet å kompensere for denne effekten, og øker reaksjonshastigheten, hvor mengden av gassformige stoffer avtar. Når trykket reduseres, øker systemet reaksjonshastigheten, der flere molekyler av gassformige stoffer dannes. Således: med en økning i trykk, skifter likevekten mot en reduksjon i antall gassmolekyler, med en reduksjon i trykk - mot en økning i antall gassmolekyler.
Merk! Systemer hvor antall molekyler av reaktantgasser og produkter er det samme påvirkes ikke av trykk! Dessuten påvirker en endring i trykk praktisk talt ikke likevekten i løsninger, dvs. i reaksjoner der det ikke er gasser.
3. Også likevekten i kjemiske systemer påvirkes av endringen konsentrasjon reaktanter og produkter. Når konsentrasjonen av reaktantene øker, prøver systemet å bruke dem opp og øker hastigheten på foroverreaksjonen. Med en reduksjon i konsentrasjonen av reagenser, prøver systemet å akkumulere dem, og hastigheten på den omvendte reaksjonen øker. Med en økning i konsentrasjonen av produkter, prøver systemet også å bruke dem opp, og øker hastigheten på omvendt reaksjon. Med en reduksjon i konsentrasjonen av produkter øker det kjemiske systemet hastigheten på deres dannelse, dvs. hastigheten på fremreaksjonen.
Hvis i et kjemisk system hastigheten på fremreaksjonen øker Ikke sant , mot dannelsen av produkter Og reagensforbruk . Hvis hastigheten på den omvendte reaksjonen øker, sier vi at balansen har forskjøvet seg til venstre , mot matforbruk Og øke konsentrasjonen av reagenser .
For eksempel, i ammoniakksyntesereaksjonen:
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 + Q
en trykkøkning fører til en økning i reaksjonshastigheten, hvor det dannes et mindre antall gassmolekyler, dvs. direkte reaksjon (antall reaktantgassmolekyler er 4, antall gassmolekyler i produktene er 2). Når trykket øker, skifter likevekten til høyre, mot produktene. På stigning i temperatur balansen vil skifte mot en endoterm reaksjon, dvs. til venstre, mot reagensene. En økning i konsentrasjonen av nitrogen eller hydrogen vil flytte likevekten mot deres forbruk, dvs. til høyre, mot produktene.
Katalysator påvirker ikke balansen, fordi fremskynder både forover- og bakreaksjonene.
En av de viktigste egenskapene en kjemisk reaksjon er dybden (graden) av transformasjon, som viser hvor mye utgangsstoffene omdannes til reaksjonsprodukter. Jo større den er, jo mer økonomisk kan prosessen utføres. Konverteringsdybden, blant andre faktorer, avhenger av reaksjonens reversibilitet.
reversible reaksjoner , I motsetning til irreversible, ikke fortsett til slutten: ingen av reaktantene er fullstendig oppbrukt. Samtidig interagerer reaksjonsproduktene med dannelsen av utgangsmaterialer.
Tenk på eksempler:
1) like volumer gassformig jod og hydrogen innføres i et lukket kar ved en viss temperatur. Hvis kollisjonene av molekylene til disse stoffene skjer med ønsket orientering og tilstrekkelig energi, kan de kjemiske bindingene omorganiseres med dannelse av en mellomforbindelse (et aktivert kompleks, se avsnitt 1.3.1). Ytterligere omorganisering av bindinger kan føre til dekomponering av mellomproduktet til to molekyler av hydrogenjodid. Reaksjonsligning:
H2 + I2® 2HI
Men molekylene av hydrogenjodid vil også tilfeldig kollidere med molekyler av hydrogen, jod og seg imellom. Når HI-molekyler kolliderer, vil ingenting hindre dannelsen av en mellomforbindelse, som deretter kan spaltes til jod og hydrogen. Denne prosessen uttrykkes ved ligningen:
2HI ® H 2 + I 2
Dermed vil to reaksjoner foregå samtidig i dette systemet - dannelsen av hydrogenjodid og dets nedbrytning. De kan uttrykkes med én generell ligning
H 2 + I 2 "2HI
Reversibiliteten til prosessen vises med tegnet ".
Reaksjonen rettet i dette tilfellet mot dannelsen av hydrogenjodid kalles direkte, og det motsatte kalles omvendt.
2) hvis vi blander to mol svoveldioksid med ett mol oksygen, skaper forhold i systemet som er gunstige for at reaksjonen skal forløpe, og etter at tiden har gått analyserer gassblandingen, vil resultatene vise at systemet vil inneholder både SO 3 - reaksjonsproduktet, og startstoffene - SO 2 og O 2. Hvis svoveloksid (+6) plasseres under de samme forholdene som det opprinnelige stoffet, vil det være mulig å finne at en del av det vil dekomponere til oksygen og svoveloksid (+4), og det endelige forholdet mellom mengdene av alle tre stoffer vil være de samme som når man starter fra en blanding av svoveldioksid og oksygen.
Dermed er samspillet mellom svoveldioksid med oksygen også et av eksemplene på en reversibel kjemisk reaksjon og uttrykkes ved ligningen
2SO 2 + O 2 "2SO 3
3) interaksjonen av jern med saltsyre fortsetter i henhold til ligningen:
Fe + 2HCL® FeCL2 + H2
Med nok saltsyre vil reaksjonen avsluttes når
alt jernet er brukt opp. I tillegg, hvis du prøver å utføre denne reaksjonen i motsatt retning - å føre hydrogen gjennom en løsning av jernklorid, vil metallisk jern og saltsyre ikke fungere - denne reaksjonen kan ikke gå i motsatt retning. Dermed er interaksjonen av jern med saltsyre en irreversibel reaksjon.
Imidlertid bør det tas i betraktning at teoretisk sett kan enhver irreversibel prosess representeres som reversibel under visse forhold, dvs. I prinsippet kan alle reaksjoner betraktes som reversible. Men veldig ofte seier en av reaksjonene tydelig. Dette skjer i de tilfellene når interaksjonsproduktene fjernes fra reaksjonssfæren: et bunnfall utfelles, en gass frigjøres, under ionebytterreaksjoner dannes praktisk talt ikke-dissosierende produkter; eller når, på grunn av et klart overskudd av utgangsstoffer, den motsatte prosessen praktisk talt undertrykkes. Dermed lar den naturlige eller kunstige utelukkelsen av muligheten for en omvendt reaksjon deg bringe prosessen nesten til slutten.
Eksempler på slike reaksjoner er samspillet mellom natriumklorid og sølvnitrat i løsning
NaCL + AgNO 3 ® AgCl ¯ + NaNO 3 ,
kobberbromid med ammoniakk
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
nøytralisering av saltsyre med natriumhydroksidløsning
HCl + NaOH® NaCl + H 2 O.
Alle disse er bare eksempler praktisk talt irreversible prosesser, siden sølvklorid er noe løselig, og det komplekse kation 2+ ikke er absolutt stabilt, og vann dissosieres, selv om det er i ekstremt liten grad.
