การย้อนกลับของปฏิกิริยาเคมี สมดุลเคมี
ปฏิกิริยาเคมีที่ผันกลับได้และไม่สามารถย้อนกลับได้ สมดุลเคมี การเปลี่ยนแปลงของความสมดุลภายใต้อิทธิพลของปัจจัยต่างๆ
สมดุลเคมี
ปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึ้นในทิศทางเดียวเรียกว่า กลับไม่ได้.
กระบวนการทางเคมีส่วนใหญ่ได้แก่ ย้อนกลับได้. ซึ่งหมายความว่าภายใต้เงื่อนไขเดียวกันทั้งปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเกิดขึ้น (โดยเฉพาะอย่างยิ่งถ้า เรากำลังพูดถึงเกี่ยวกับระบบปิด)
ตัวอย่างเช่น:
ก) ปฏิกิริยา
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
ในระบบเปิดนั้นไม่สามารถย้อนกลับได้
b) ปฏิกิริยาเดียวกัน
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
ในระบบปิดสามารถย้อนกลับได้
ให้เราพิจารณารายละเอียดเพิ่มเติมเกี่ยวกับกระบวนการที่เกิดขึ้นระหว่างปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ ตัวอย่างเช่น สำหรับปฏิกิริยาแบบมีเงื่อนไข:
ตามกฎแห่งการกระทำของมวล อัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยตรง
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
เนื่องจากความเข้มข้นของสาร $A$ และ $B$ ลดลงเมื่อเวลาผ่านไป อัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยตรงก็ลดลงเช่นกัน
การปรากฏตัวของผลิตภัณฑ์จากปฏิกิริยาหมายถึงความเป็นไปได้ของปฏิกิริยาย้อนกลับ และเมื่อเวลาผ่านไปความเข้มข้นของสาร $C$ และ $D$ เพิ่มขึ้น ซึ่งหมายความว่าอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับก็เพิ่มขึ้นเช่นกัน:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
ไม่ช้าก็เร็วจะถึงสถานะซึ่งอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับจะเท่ากัน
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
สถานะของระบบที่อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าเท่ากับอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับเรียกว่าสมดุลเคมี
ในกรณีนี้ ความเข้มข้นของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยายังคงไม่เปลี่ยนแปลง พวกเขาถูกเรียกว่า ความเข้มข้นของความสมดุล. ในระดับมหภาคดูเหมือนว่าโดยรวมไม่มีอะไรเปลี่ยนแปลง แต่ในความเป็นจริงแล้ว ทั้งกระบวนการเดินหน้าและย้อนกลับยังคงเกิดขึ้นต่อไป แต่ด้วยความเร็วเท่าเดิม ดังนั้นความสมดุลดังกล่าวในระบบจึงเรียกว่า มือถือและ พลวัต.
ค่าคงที่สมดุล
ให้เราแสดงความเข้มข้นสมดุลของสารเป็น $[A], [B], [C], [D]$
จากนั้น เนื่องจาก $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$ ดังนั้น
$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(เท่ากับ) $
โดยที่ $γ, δ, α, β$ เป็นเลขชี้กำลังเท่ากับสัมประสิทธิ์ในปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ $K_(equal)$ คือค่าคงที่สมดุลเคมี
ผลลัพธ์ที่ได้จะอธิบายสภาวะสมดุลในเชิงปริมาณ และเป็นนิพจน์ทางคณิตศาสตร์ของกฎการกระทำของมวลสำหรับระบบสมดุล
ที่อุณหภูมิคงที่ ค่าคงที่สมดุลจะเป็นค่าคงที่สำหรับปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ที่กำหนด มันแสดงความสัมพันธ์ระหว่างความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา (ตัวเศษ) และสารตั้งต้น (ตัวส่วน) ซึ่งถูกกำหนดไว้ที่สมดุล
ค่าคงที่สมดุลคำนวณจากข้อมูลการทดลอง โดยกำหนดความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์จากปฏิกิริยาที่อุณหภูมิที่กำหนด
ค่าของค่าคงที่สมดุลจะแสดงลักษณะของผลผลิตของผลิตภัณฑ์ที่เกิดปฏิกิริยาและความสมบูรณ์ของความก้าวหน้า หากเราได้รับ $K_(equal) >> 1$ นั่นหมายความว่าที่จุดสมดุล $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$ กล่าวคือ ความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยาจะมีมากกว่าความเข้มข้นของสารตั้งต้น และผลผลิตของผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยาจะสูง
ที่ $K_(เท่ากัน)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
ค่าคงที่สมดุล
$K_(เท่ากับ)=(·)/(·)$
ที่ $20°С$ มูลค่าคือ $0.28$ (เช่น น้อยกว่า $1$) ซึ่งหมายความว่าเอสเทอร์ส่วนสำคัญไม่ได้ถูกไฮโดรไลซ์
ในกรณีของปฏิกิริยาที่ต่างกัน การแสดงออกของค่าคงที่สมดุลจะรวมถึงความเข้มข้นของสารที่อยู่ในสถานะก๊าซหรือของเหลวเท่านั้น ตัวอย่างเช่นสำหรับปฏิกิริยา
ค่าคงที่สมดุลแสดงดังนี้:
$K_(เท่ากับ)=(^2)/()$
ค่าคงที่สมดุลขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้นและอุณหภูมิ
ค่าคงที่ไม่ได้ขึ้นอยู่กับการมีอยู่ของตัวเร่งปฏิกิริยา เนื่องจากจะเปลี่ยนพลังงานกระตุ้นของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับด้วยปริมาณที่เท่ากัน ตัวเร่งปฏิกิริยาสามารถเร่งให้เกิดความสมดุลเท่านั้น โดยไม่ส่งผลกระทบต่อค่าคงที่สมดุล
การเปลี่ยนแปลงของความสมดุลภายใต้อิทธิพลของปัจจัยต่างๆ
สถานะของสมดุลจะคงอยู่ตลอดไปภายใต้สภาวะภายนอกคงที่: อุณหภูมิ ความเข้มข้นของสารตั้งต้น ความดัน (หากก๊าซมีส่วนร่วมในปฏิกิริยาหรือก่อตัวขึ้น)
ด้วยการเปลี่ยนแปลงเงื่อนไขเหล่านี้ คุณสามารถถ่ายโอนระบบจากสถานะสมดุลหนึ่งไปยังอีกสถานะหนึ่งที่ตรงตามเงื่อนไขใหม่ได้ การเปลี่ยนแปลงนี้เรียกว่า การกระจัดหรือ การเปลี่ยนแปลงในความสมดุล.
ลองพิจารณาวิธีต่างๆ ในการเปลี่ยนสมดุลโดยใช้ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่างไนโตรเจนและไฮโดรเจนเพื่อสร้างแอมโมเนีย:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(เท่ากับ)=(^2)/(·^3)$
ผลของการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสาร
เมื่อเติมไนโตรเจน $N_2$ และไฮโดรเจน $H_2$ ลงในส่วนผสมของปฏิกิริยา ความเข้มข้นของก๊าซเหล่านี้จะเพิ่มขึ้น ซึ่งหมายความว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยตรงจะเพิ่มขึ้น สมดุลเลื่อนไปทางขวาไปยังผลคูณของปฏิกิริยา เช่น ไปทางแอมโมเนีย $NH_3$
ข้อสรุปเดียวกันนี้สามารถสรุปได้โดยการวิเคราะห์การแสดงออกของค่าคงที่สมดุล เมื่อความเข้มข้นของไนโตรเจนและไฮโดรเจนเพิ่มขึ้น ตัวส่วนจะเพิ่มขึ้น และเนื่องจาก $K_(เท่ากับ)$ เป็นค่าคงที่ ตัวเศษจึงต้องเพิ่มขึ้น ดังนั้น ปริมาณของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา $NH_3$ ในของผสมปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้น
ความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้นของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาแอมโมเนีย $NH_3$ จะนำไปสู่การเปลี่ยนสมดุลไปทางซ้ายไปสู่การก่อตัวของสารตั้งต้น ข้อสรุปนี้สามารถสรุปได้บนพื้นฐานของเหตุผลที่คล้ายคลึงกัน
ผลกระทบของการเปลี่ยนแปลงความดัน
การเปลี่ยนแปลงความดันจะส่งผลต่อระบบที่มีสารอย่างน้อยหนึ่งชนิดอยู่ในสถานะก๊าซเท่านั้น เมื่อความดันเพิ่มขึ้น ปริมาตรของก๊าซจะลดลง ซึ่งหมายความว่าความเข้มข้นของก๊าซจะเพิ่มขึ้น
สมมติว่าแรงกดดันในระบบปิดเพิ่มขึ้น เช่น $2$ เท่า ซึ่งหมายความว่าความเข้มข้นของสารที่เป็นก๊าซทั้งหมด ($N_2, H_2, NH_3$) ในปฏิกิริยาที่เรากำลังพิจารณาจะเพิ่มขึ้น 2$ เท่า ในกรณีนี้ ตัวเศษในนิพจน์สำหรับ $K_(equal)$ จะเพิ่มขึ้น 4 เท่า และตัวส่วนเพิ่มขึ้น $16$ เท่า กล่าวคือ ความสมดุลจะถูกรบกวน ในการฟื้นฟูความเข้มข้นของแอมโมเนียจะต้องเพิ่มขึ้นและความเข้มข้นของไนโตรเจนและไฮโดรเจนจะต้องลดลง ยอดจะเลื่อนไปทางขวา การเปลี่ยนแปลงความดันแทบไม่มีผลกระทบต่อปริมาตรของของเหลวและของแข็ง กล่าวคือ ไม่เปลี่ยนความเข้มข้นของพวกเขา ดังนั้นสถานะของสมดุลเคมีของปฏิกิริยาที่ไม่เกี่ยวข้องกับก๊าซจึงไม่ขึ้นอยู่กับความดัน
ผลของการเปลี่ยนแปลงอุณหภูมิ
ดังที่คุณทราบเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาทั้งหมด (ภายนอกและดูดความร้อน) จะเพิ่มขึ้น นอกจากนี้ การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิยังส่งผลต่ออัตราของปฏิกิริยาที่มีพลังงานกระตุ้นสูงและทำให้เกิดปฏิกิริยาดูดความร้อนมากขึ้นอีกด้วย
ดังนั้น อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับ (ดูดความร้อนในตัวอย่างของเรา) จะเพิ่มขึ้นมากกว่าอัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้า ความสมดุลจะเปลี่ยนไปสู่กระบวนการควบคู่ไปกับการดูดซับพลังงาน
ทิศทางของการเปลี่ยนแปลงสมดุลสามารถทำนายได้โดยใช้หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ (1884) ดังนี้
หากอิทธิพลภายนอกเกิดขึ้นกับระบบที่อยู่ในสมดุล (ความเข้มข้น ความดัน อุณหภูมิเปลี่ยนแปลง) ความสมดุลจะเปลี่ยนไปทางด้านที่ทำให้อิทธิพลนี้อ่อนลง
เรามาสรุปกัน:
- เมื่อความเข้มข้นของสารตั้งต้นเพิ่มขึ้น สมดุลทางเคมีของระบบจะเปลี่ยนไปสู่การก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา
- เมื่อความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น สมดุลทางเคมีของระบบจะเปลี่ยนไปสู่การก่อตัวของสารตั้งต้น
- เมื่อความดันเพิ่มขึ้น สมดุลทางเคมีของระบบจะเปลี่ยนไปสู่ปฏิกิริยาซึ่งปริมาตรของสารก๊าซที่เกิดขึ้นจะมีน้อยลง
- เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น สมดุลทางเคมีของระบบจะเปลี่ยนไปสู่ปฏิกิริยาดูดความร้อน
- ด้วยอุณหภูมิที่ลดลง - สู่กระบวนการคายความร้อน
หลักการของ Le Chatelier ไม่เพียงแต่ใช้ได้กับปฏิกิริยาเคมีเท่านั้น แต่ยังรวมถึงกระบวนการอื่นๆ อีกมากมาย เช่น การระเหย การควบแน่น การหลอม การตกผลึก ฯลฯ ในการผลิตผลิตภัณฑ์เคมีที่สำคัญที่สุด หลักการของ Le Chatelier และการคำนวณที่เกิดจากกฎแห่งการกระทำของมวล ทำให้สามารถค้นหาเงื่อนไขดังกล่าวในการดำเนินกระบวนการทางเคมีที่ให้ผลผลิตสูงสุดของสารที่ต้องการ
การฝึกอบรมพนักงานด้านการศึกษาขึ้นใหม่
ภาควิชาวิทยาศาสตร์ธรรมชาติ
หัวข้อ: “ปฏิกิริยาที่ย้อนกลับได้และไม่สามารถย้อนกลับได้
สมดุลเคมี หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์
งานเสร็จแล้ว:
ผู้ฟังกลุ่ม X – 1
ครูสอนวิชาเคมี สถาบันการศึกษาเทศบาล มัธยมศึกษาปีที่ 6
ดิมิโตรฟกราด
ภูมิภาคอุลยานอฟสค์
เลปิโควา ทัตยานา วาซิลีฟนา
ที่ปรึกษาทางวิทยาศาสตร์:
หัวหน้าแผนก
วิทยาศาสตร์ธรรมชาติ
อัคเมตอฟ มารัต อันวาโรวิช
อุลยานอฟสค์ 2009
ปฏิกิริยาเคมีที่ผันกลับได้และไม่สามารถย้อนกลับได้
สมดุลเคมี
หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์
เป้าหมายของงาน: 1) ศึกษาคุณสมบัติและรูปแบบของการไหลของปฏิกิริยาเคมีซึ่งเป็นความต่อเนื่องของการก่อตัวของแนวคิดเกี่ยวกับปฏิกิริยาเคมีประเภทต่าง ๆ บนพื้นฐานของการผันกลับได้
2) ลักษณะทั่วไปและการสรุปความรู้เกี่ยวกับกฎของปฏิกิริยาเคมีการก่อตัวของทักษะในการกำหนดอธิบายคุณสมบัติและเงื่อนไขผลลัพธ์ที่จำเป็นสำหรับการเกิดปฏิกิริยาเฉพาะ 3) ขยายและเพิ่มพูนความรู้เกี่ยวกับกระบวนการทางเคมีที่หลากหลาย สอนให้นักเรียนเปรียบเทียบ วิเคราะห์ อธิบาย สรุปผล และสรุปทั่วไป 4) พิจารณาวิทยาศาสตร์เคมีในส่วนนี้ว่ามีความสำคัญมากที่สุดในด้านประยุกต์ และพิจารณาแนวคิดเกี่ยวกับสมดุลเคมีเป็นกรณีพิเศษของกฎรวมแห่งสมดุลธรรมชาติ ความปรารถนาที่จะชดเชย ความมั่นคงของสมดุลในเอกภาพกับรูปแบบพื้นฐานของ การดำรงอยู่ของสสาร การเคลื่อนไหว พลศาสตร์
งาน
พิจารณาหัวข้อ: เปิด "ปฏิกิริยาที่ย้อนกลับได้และไม่สามารถย้อนกลับได้" ตัวอย่างที่เฉพาะเจาะจงโดยใช้แนวคิดเดิมเกี่ยวกับอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี
ศึกษาคุณลักษณะของปฏิกิริยาเคมีแบบผันกลับได้ต่อไป และพัฒนาแนวคิดเกี่ยวกับสมดุลเคมีในฐานะสถานะไดนามิกของระบบปฏิกิริยา
ศึกษาหลักการเปลี่ยนสมดุลเคมี และสอนให้นักเรียนกำหนดเงื่อนไขในการเปลี่ยนสมดุลเคมี
เพื่อให้นักเรียนเข้าใจถึงความสำคัญของหัวข้อนี้ไม่เพียงแต่สำหรับการผลิตสารเคมีเท่านั้น แต่ยังรวมถึงการทำงานปกติของสิ่งมีชีวิตและธรรมชาติโดยรวมด้วย
การแนะนำ
ในธรรมชาติ ในสิ่งมีชีวิต ในกระบวนการของกิจกรรมทางสรีรวิทยาของมนุษย์ ในการกระทำของเขาเพื่อสร้างเงื่อนไข ระดับต่างๆ: ครัวเรือน, การป้องกัน, อุตสาหกรรม, เทคนิค, สิ่งแวดล้อมและอื่น ๆ - ปฏิกิริยาที่แตกต่างกันโดยสิ้นเชิงนับพันล้านเกิดขึ้นหรือดำเนินการซึ่งสามารถพิจารณาได้ด้วย จุดที่แตกต่างกันวิสัยทัศน์และการจำแนกประเภท เราจะพิจารณาปฏิกิริยาเคมีจากมุมมองของการพลิกกลับและการกลับไม่ได้
เป็นการยากที่จะประเมินค่าสูงเกินไปถึงความสำคัญของแนวคิดเหล่านี้: ตราบใดที่ยังมีคนคิดอยู่ ความคิดของมนุษย์เกี่ยวกับการย้อนกลับและการไม่สามารถย้อนกลับของกระบวนการที่เกิดขึ้นในร่างกายของเขาจะต้องดิ้นรนเป็นเวลานาน ปัญหานิรันดร์เกี่ยวกับการยืดอายุขัยของมนุษย์ ปัญหาของการไม่สามารถย้อนกลับของผลที่ตามมาจากกิจกรรมในชีวิตของเขา ทัศนคติที่ไร้ความคิดต่อธรรมชาติ
ฉันต้องการพิจารณาแนวคิดเรื่องการผันกลับได้และไม่สามารถย้อนกลับได้ของปฏิกิริยาเคมี แนวคิดเรื่องสมดุลเคมี และเงื่อนไขสำหรับการเปลี่ยนแปลงไปในทิศทางที่ "มีประโยชน์" แนะนำ พื้นฐานทางทฤษฎีตามด้วยการทดสอบ การทดสอบความรู้ด้วยตนเองในหัวข้อนี้ โดยใช้การทดสอบประเภทต่างๆ ฉันถือว่า "ได้ผ่านเส้นทาง" จากง่ายไปสู่มากขึ้น งานที่ยากลำบากนักเรียนจะมีความรู้ที่ดีชัดเจนไม่เพียงแต่ในหัวข้อนี้เท่านั้น แต่ยังมีความรู้ด้านเคมีที่ลึกซึ้งยิ่งขึ้นอีกด้วย
ปฏิกิริยาเคมีเป็นปรากฏการณ์ที่สารหนึ่ง (หรือบางส่วน) เปลี่ยนไปเป็นสารอื่น การเปลี่ยนแปลงที่มองเห็นได้และมองไม่เห็นเป็นหลักฐาน มองเห็นได้: การเปลี่ยนแปลงของสี กลิ่น รสชาติ การตกตะกอน การเปลี่ยนแปลงของสีบ่งชี้ การดูดซับและการปลดปล่อยความร้อน มองไม่เห็น: การเปลี่ยนแปลงองค์ประกอบของสารที่สามารถกำหนดได้โดยใช้ปฏิกิริยาเชิงคุณภาพและเชิงวิเคราะห์ ปฏิกิริยาทั้งหมดนี้สามารถแบ่งออกเป็นสองประเภท: ปฏิกิริยาที่ย้อนกลับได้และปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้
ปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้ ปฏิกิริยาที่ดำเนินการในทิศทางเดียวและจบลงด้วยการเปลี่ยนสารตั้งต้นเริ่มต้นให้เป็นสารสุดท้ายโดยสมบูรณ์เรียกว่าไม่สามารถย้อนกลับได้
ตัวอย่างของปฏิกิริยาดังกล่าวคือการสลายตัวของโพแทสเซียมคลอเรต (เกลือ Bertholette) เมื่อถูกความร้อน:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
ปฏิกิริยาจะหยุดลงเมื่อโพแทสเซียมคลอเรตทั้งหมดถูกแปลงเป็นโพแทสเซียมคลอไรด์และออกซิเจน มีปฏิกิริยาที่ไม่สามารถกลับคืนสภาพเดิมได้ไม่มากนัก
ถ้าสารละลายกรดและด่างรวมกัน จะเกิดเกลือและน้ำขึ้น เช่น
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O และหากนำสารไปในสัดส่วนที่ต้องการสารละลายจะมีปฏิกิริยาที่เป็นกลางและไม่มีแม้แต่กรดไฮโดรคลอริกและโซเดียมไฮดรอกไซด์เหลืออยู่เลย หากคุณพยายามทำปฏิกิริยาในสารละลายระหว่างสารที่เกิดขึ้น - โซเดียมคลอไรด์และน้ำ จะไม่พบการเปลี่ยนแปลง ในกรณีเช่นนี้ พวกเขากล่าวว่าปฏิกิริยาของกรดกับอัลคาไลนั้นไม่สามารถย้อนกลับได้นั่นคือ ไม่มีฟันเฟือง ปฏิกิริยาหลายอย่างไม่สามารถกลับคืนสภาพเดิมได้ที่อุณหภูมิห้อง ตัวอย่างเช่น
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O เป็นต้น
ปฏิกิริยาย้อนกลับได้ ปฏิกิริยาผันกลับได้คือปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นพร้อมกันในสองทิศทางที่ตรงกันข้ามกัน
ปฏิกิริยาส่วนใหญ่สามารถย้อนกลับได้ ในสมการของปฏิกิริยาที่พลิกกลับได้ ลูกศรสองอันที่ชี้ไปในทิศทางตรงกันข้ามจะถูกวางไว้ระหว่างด้านซ้ายและด้านขวา ตัวอย่างของปฏิกิริยาดังกล่าวคือการสังเคราะห์แอมโมเนียจากไฮโดรเจนและไนโตรเจน:
,
∆H = -46.2 กิโลจูล/โมล
ในเทคโนโลยี ปฏิกิริยาผันกลับได้มักจะเสียเปรียบ ดังนั้นวิธีการต่างๆ (การเปลี่ยนแปลงของอุณหภูมิ ความดัน ฯลฯ) ทำให้ไม่สามารถย้อนกลับได้ในทางปฏิบัติ
ปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้คือปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น:
1) ผลลัพธ์ที่ได้จะออกจากทรงกลมปฏิกิริยา - พวกมันตกตะกอนถูกปล่อยออกมาในรูปของก๊าซเช่น
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
นา 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) สารประกอบที่แยกตัวออกเล็กน้อยเกิดขึ้น เช่น น้ำ:
HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) ปฏิกิริยาจะมาพร้อมกับการปล่อยพลังงานจำนวนมาก เช่น การเผาไหม้ของแมกนีเซียม
Mg+ 1/2 O 2 = MgO, ∆H = -602.5 กิโลจูล / โมล
ในสมการของปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้ เครื่องหมายเท่ากับหรือลูกศรจะถูกวางไว้ระหว่างด้านซ้ายและด้านขวา
ปฏิกิริยาหลายอย่างสามารถย้อนกลับได้แม้ภายใต้สภาวะปกติ ซึ่งหมายความว่าปฏิกิริยาย้อนกลับเกิดขึ้นในระดับที่เห็นได้ชัดเจน ตัวอย่างเช่น หากคุณพยายามทำให้สารละลายที่เป็นน้ำของกรดไฮโปคลอรัสที่อ่อนแอมากเป็นกลางด้วยอัลคาไล ปรากฎว่าปฏิกิริยาการทำให้เป็นกลางไม่ดำเนินการจนเสร็จสิ้น และสารละลายมีสภาพแวดล้อมที่เป็นด่างอย่างแรง ซึ่งหมายความว่าปฏิกิริยา HClO + NaOH NaClO + H 2 O สามารถย้อนกลับได้นั่นคือ ผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยานี้ซึ่งทำปฏิกิริยากันจะเปลี่ยนไปเป็นสารประกอบดั้งเดิมบางส่วน เป็นผลให้สารละลายมีปฏิกิริยาอัลคาไลน์ ปฏิกิริยาสำหรับการก่อตัวของเอสเทอร์สามารถย้อนกลับได้ (ปฏิกิริยาย้อนกลับเรียกว่าซาพอนิฟิเคชัน): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O กระบวนการอื่น ๆ อีกมากมาย
เช่นเดียวกับแนวคิดอื่นๆ มากมายในวิชาเคมี แนวคิดเรื่องการผันกลับได้นั้นขึ้นอยู่กับอำเภอใจเป็นส่วนใหญ่ โดยทั่วไปแล้ว ปฏิกิริยาจะถือว่าไม่สามารถย้อนกลับได้หากหลังจากเสร็จสิ้นแล้ว ความเข้มข้นของสารตั้งต้นต่ำมากจนไม่สามารถตรวจพบได้ (แน่นอนว่า ขึ้นอยู่กับความไวของวิธีการวิเคราะห์) เมื่อสภาวะภายนอกเปลี่ยนแปลง (อุณหภูมิและความดันเป็นหลัก) ปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้สามารถย้อนกลับได้ และในทางกลับกัน ดังนั้นที่ความดันบรรยากาศและอุณหภูมิต่ำกว่า 1,000 ° C ปฏิกิริยา 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ยังคงถือว่าไม่สามารถย้อนกลับได้ในขณะที่ที่อุณหภูมิ 2,500 ° C และเหนือน้ำจะแยกตัวออกเป็นไฮโดรเจนและออกซิเจนประมาณ 4% และที่อุณหภูมิ 3000 °C – 20% แล้ว
ในช่วงปลายศตวรรษที่ 19 Max Bodenstein นักเคมีกายภาพชาวเยอรมัน (พ.ศ. 2414-2485) ศึกษารายละเอียดเกี่ยวกับกระบวนการก่อตัวและการแยกตัวเนื่องจากความร้อนของไฮโดรเจนไอโอไดด์: H 2 + I 2 2HI โดยการเปลี่ยนอุณหภูมิ เขาสามารถบรรลุผลพิเศษเฉพาะของปฏิกิริยาไปข้างหน้าหรือปฏิกิริยาย้อนกลับเท่านั้น แต่ในกรณีทั่วไป ปฏิกิริยาทั้งสองจะเกิดขึ้นพร้อมกันในทิศทางตรงกันข้าม มีตัวอย่างที่คล้ายกันมากมาย สิ่งที่มีชื่อเสียงที่สุดคือปฏิกิริยาของการสังเคราะห์แอมโมเนีย 3H 2 + N 2 2NH 3; ปฏิกิริยาอื่น ๆ อีกมากมายสามารถย้อนกลับได้เช่นการเกิดออกซิเดชันของซัลเฟอร์ไดออกไซด์ 2SO 2 + O 2 2SO 3 ปฏิกิริยาของกรดอินทรีย์กับแอลกอฮอล์เป็นต้น
ปฏิกิริยาเรียกว่าปฏิกิริยาย้อนกลับได้หากทิศทางของมันขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยา ตัวอย่างเช่น ในกรณีของปฏิกิริยาตัวเร่งปฏิกิริยาที่ต่างกัน N2 + 3H2 = 2NH3 (1) ที่ความเข้มข้นต่ำของแอมโมเนียในก๊าซและไนโตรเจนและไฮโดรเจนที่มีความเข้มข้นสูง จะเกิดแอมโมเนีย ในทางตรงกันข้ามที่แอมโมเนียมีความเข้มข้นสูงมันจะสลายตัวปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นในทิศทางตรงกันข้าม เมื่อปฏิกิริยาผันกลับได้เสร็จสิ้น กล่าวคือ เมื่อถึงสมดุลทางเคมี ระบบจะประกอบด้วยทั้งวัสดุตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา ปฏิกิริยาเรียกว่าไม่สามารถย้อนกลับได้หากสามารถเกิดขึ้นได้ในทิศทางเดียวและจบลงด้วยการเปลี่ยนสารตั้งต้นให้เป็นผลิตภัณฑ์โดยสมบูรณ์ ตัวอย่างคือการสลายตัวของวัตถุระเบิด ปฏิกิริยาเดียวกันนี้ขึ้นอยู่กับสภาวะ (อุณหภูมิ ความดัน) ที่สามารถย้อนกลับได้อย่างมีนัยสำคัญหรือไม่สามารถย้อนกลับได้ในทางปฏิบัติ ปฏิกิริยาย้อนกลับแบบง่าย (ขั้นตอนเดียว) ประกอบด้วยปฏิกิริยาพื้นฐานสองปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นพร้อมๆ กัน ซึ่งแตกต่างกันเฉพาะในทิศทางของการเปลี่ยนแปลงทางเคมีเท่านั้น ทิศทางของปฏิกิริยาสุดท้ายที่สามารถสังเกตได้โดยตรงจะถูกกำหนดโดยปฏิกิริยาผกผันร่วมกันเหล่านี้มีความเร็วที่สูงกว่า ตัวอย่างเช่นปฏิกิริยาอย่างง่าย N2O4 Û 2NO2 (2) ประกอบด้วยปฏิกิริยาเบื้องต้น N2O4 ? 2NO2 และ 2NO2 ? N2O4 สำหรับการย้อนกลับของปฏิกิริยาที่ซับซ้อน (หลายขั้นตอน) เช่นปฏิกิริยา (1) จำเป็นที่องค์ประกอบทั้งหมดของมัน ขั้นตอนสามารถย้อนกลับได้.? เอ็ม.ไอ. ทัมคิน.
สมดุลเคมี
สมดุลเคมี- สถานะของระบบซึ่งอัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้า (V 1) เท่ากับอัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ (V 2) ในสมดุลเคมี ความเข้มข้นของสารยังคงไม่เปลี่ยนแปลง สมดุลเคมีมีลักษณะเป็นพลวัต ปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับไม่ได้หยุดอยู่ที่สมดุล
สถานะของสมดุลเคมีนั้นมีลักษณะเชิงปริมาณโดยค่าคงที่สมดุลซึ่งเป็นอัตราส่วนของค่าคงที่ของปฏิกิริยาไปข้างหน้า (K 1) และปฏิกิริยาย้อนกลับ (K 2)
สำหรับปฏิกิริยา mA + nB pC + dD ค่าคงที่สมดุลจะเท่ากับ
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] ม. [B] n)
ค่าคงที่สมดุลขึ้นอยู่กับอุณหภูมิและธรรมชาติของสารตั้งต้น ยิ่งค่าคงที่สมดุลมากขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่การก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาโดยตรงมากขึ้นเท่านั้น ในสภาวะสมดุล โมเลกุลจะไม่หยุดชนกัน และปฏิกิริยาระหว่างโมเลกุลจะไม่หยุด แต่ความเข้มข้นของสารยังคงที่ ความเข้มข้นเหล่านี้เรียกว่าสมดุล
|
ความเข้มข้นของความสมดุล- ความเข้มข้นของสารที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาเคมีแบบผันกลับได้ซึ่งเข้าสู่สภาวะสมดุล |
ความเข้มข้นของความสมดุลจะแสดงโดยสูตรของสารซึ่งอยู่ในวงเล็บเหลี่ยม เช่น
กับสมดุล (H 2) = หรือ รสมดุล (HI) = .
เช่นเดียวกับความเข้มข้นอื่นๆ ความเข้มข้นของสมดุลจะวัดเป็นโมลต่อลิตร
หากในตัวอย่างนี้เราพิจารณาว่าเราใช้ความเข้มข้นอื่นของสารตั้งต้น หลังจากถึงจุดสมดุลแล้ว เราก็จะได้ค่าความเข้มข้นของสมดุลที่แตกต่างกัน ค่าใหม่เหล่านี้ (แสดงด้วยเครื่องหมายดอกจัน) จะเกี่ยวข้องกับค่าเก่าดังนี้:
.
โดยทั่วไปแล้วสำหรับปฏิกิริยาที่ผันกลับได้
กเอ+ ขบี งดี+ ฉเอฟ
ในสภาวะสมดุลที่อุณหภูมิคงที่จะสังเกตความสัมพันธ์
อัตราส่วนนี้เรียกว่า กฎแห่งการกระทำของมวลชนซึ่งมีการกำหนดไว้ดังนี้:
ที่อุณหภูมิคงที่อัตราส่วนของผลิตภัณฑ์ของความเข้มข้นสมดุลของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาซึ่งมีกำลังเท่ากับค่าสัมประสิทธิ์กับผลคูณของความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้นซึ่งอยู่ในกำลังเท่ากับค่าสัมประสิทธิ์ของพวกมันเป็นค่าคงที่ .
ค่าคงที่ ( ถึง กับ) ถูกเรียก ค่าคงที่สมดุลปฏิกิริยานี้ ตัวห้อย "c" ในการกำหนดค่านี้บ่งชี้ว่ามีการใช้ความเข้มข้นในการคำนวณค่าคงที่
หากค่าคงที่สมดุลมีค่าสูง สมดุลจะเลื่อนไปทางผลคูณของปฏิกิริยาโดยตรง ถ้ามีน้อย ก็จะหันไปหาสารตั้งต้น หากค่าคงที่สมดุลมีค่ามาก ปฏิกิริยาจะเรียกว่า " แทบจะกลับคืนไม่ได้"ถ้าค่าคงที่สมดุลมีค่าน้อยมาก ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้น" ในทางปฏิบัติไม่ได้ผล"
ค่าคงที่สมดุล - สำหรับปฏิกิริยาที่ผันกลับได้แต่ละครั้ง ค่าจะคงที่ที่อุณหภูมิคงที่เท่านั้น สำหรับปฏิกิริยาเดียวกันที่อุณหภูมิต่างกัน ค่าคงที่สมดุลจะใช้ค่าที่ต่างกัน
นิพจน์ที่กำหนดสำหรับกฎแห่งการกระทำของมวลจะใช้ได้เฉพาะกับปฏิกิริยาที่ผู้เข้าร่วมทั้งหมดเป็นก๊าซหรือสารที่ละลาย ในกรณีอื่นๆ สมการของค่าคงที่สมดุลจะเปลี่ยนไปเล็กน้อย
ตัวอย่างเช่นในปฏิกิริยาผันกลับได้ซึ่งเกิดขึ้นที่อุณหภูมิสูง
C (ก.) + CO 2 2CO (ก.)
กราไฟท์แข็ง C (g) มีส่วนเกี่ยวข้อง อย่างเป็นทางการโดยใช้กฎแห่งการกระทำของมวลเราเขียนนิพจน์สำหรับค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยานี้เพื่อแสดงถึงมัน ถึง":
กราไฟท์แข็งที่อยู่ด้านล่างของเครื่องปฏิกรณ์จะทำปฏิกิริยาจากพื้นผิวเท่านั้น และ "ความเข้มข้น" ของมันไม่ได้ขึ้นอยู่กับมวลของกราไฟท์ และจะคงที่สำหรับอัตราส่วนของสารใดๆ ในส่วนผสมของก๊าซ
ลองคูณด้านขวาและด้านซ้ายของสมการด้วยค่าคงที่นี้:
ค่าที่ได้คือค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยานี้:
ในทำนองเดียวกัน เพื่อความสมดุลของปฏิกิริยาผันกลับได้อีกอย่างหนึ่งซึ่งเกิดขึ้นที่อุณหภูมิสูงเช่นกัน
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g)
เราจะได้ค่าคงที่สมดุล
ถึง กับ = .
ในกรณีนี้จะเท่ากับความเข้มข้นสมดุลของคาร์บอนไดออกไซด์
จากมุมมองทางมาตรวิทยา ค่าคงที่สมดุลไม่ใช่ปริมาณทางกายภาพหนึ่งปริมาณ นี่คือกลุ่มของปริมาณที่มีหน่วยการวัดต่างกัน ขึ้นอยู่กับการแสดงออกเฉพาะของค่าคงที่ในแง่ของความเข้มข้นของสมดุล ตัวอย่างเช่น สำหรับปฏิกิริยาย้อนกลับของกราไฟท์กับคาร์บอนไดออกไซด์ [ เค ค] = 1 โมล/ลิตร ซึ่งเป็นหน่วยวัดเดียวกันสำหรับค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาการสลายตัวด้วยความร้อนของแคลเซียมคาร์บอเนต และค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาการสังเคราะห์ไฮโดรเจนไอโอไดด์นั้นเป็นปริมาณที่ไม่มีมิติ โดยทั่วไป [ เค ค] = 1 (โมล/ลิตร) n .
การเปลี่ยนแปลงในสมดุลเคมี หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์
การถ่ายโอนระบบเคมีสมดุลจากสถานะสมดุลหนึ่งไปยังอีกสถานะหนึ่งเรียกว่า การกระจัด (การเปลี่ยนแปลง) ของสมดุลเคมีซึ่งดำเนินการโดยการเปลี่ยนพารามิเตอร์ทางอุณหพลศาสตร์ของระบบ - อุณหภูมิ, ความเข้มข้น, ความดัน เมื่อสมดุลถูกเลื่อนไปในทิศทางไปข้างหน้าจะทำให้ผลผลิตของผลิตภัณฑ์เพิ่มขึ้นและเมื่อเลื่อนไปในทิศทางตรงกันข้ามการลดลง ในระดับของการแปลงรีเอเจนต์ทำได้ ทั้งสองอย่างมีประโยชน์ในเทคโนโลยีเคมี เนื่องจากปฏิกิริยาเกือบทั้งหมดสามารถย้อนกลับได้ในระดับหนึ่งหรืออีกระดับหนึ่ง ปัญหาสองประการจึงเกิดขึ้นในทางปฏิบัติในอุตสาหกรรมและห้องปฏิบัติการ: วิธีเพื่อให้ได้ผลิตภัณฑ์ที่มีปฏิกิริยา "มีประโยชน์" ที่ให้ผลผลิตสูงสุด และวิธีลดผลผลิตของผลิตภัณฑ์ที่มีปฏิกิริยา "เป็นอันตราย" ในทั้งสองกรณี มีความจำเป็นต้องเปลี่ยนสมดุลไปทางผลิตภัณฑ์ที่เกิดปฏิกิริยาหรือไปทางสารตั้งต้น หากต้องการเรียนรู้วิธีการทำเช่นนี้ คุณจำเป็นต้องรู้ว่าตำแหน่งสมดุลของปฏิกิริยาที่ผันกลับได้นั้นขึ้นอยู่กับตำแหน่งใด
ตำแหน่งสมดุลขึ้นอยู่กับ:
1) กับค่าของค่าคงที่สมดุล (นั่นคือโดยธรรมชาติของสารตั้งต้นและอุณหภูมิ)
2) ความเข้มข้นของสารที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาและ
3) ความดัน (สำหรับระบบแก๊สจะเป็นสัดส่วนกับความเข้มข้นของสาร)
เพื่อประเมินอิทธิพลต่อสมดุลทางเคมีของปัจจัยที่แตกต่างกันมากเหล่านี้ในเชิงคุณภาพ ซึ่งเป็นหลักการสากลโดยเนื้อแท้ หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์(นักเคมีกายภาพและนักโลหะวิทยาชาวฝรั่งเศส อองรี หลุยส์ เลอ ชาเตอลิเยร์ คิดค้นสูตรนี้ขึ้นในปี พ.ศ. 2427) ซึ่งใช้ได้กับระบบสมดุลใดๆ ไม่ใช่แค่ระบบเคมีเท่านั้น
หากระบบในสภาวะสมดุลได้รับอิทธิพลจากภายนอก ความสมดุลในระบบจะเปลี่ยนไปในทิศทางที่อิทธิพลนี้ได้รับการชดเชยบางส่วน
เป็นตัวอย่างของอิทธิพลต่อตำแหน่งสมดุลของความเข้มข้นของสารที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยา ให้เราพิจารณาปฏิกิริยาย้อนกลับได้สำหรับการผลิตไฮโดรเจนไอโอไดด์
H 2(ก.) + ฉัน 2(ก) 2HI (ก.)
ตามกฎแห่งการกระทำของมวลในสภาวะสมดุล
.
ปล่อยให้เกิดความสมดุลในเครื่องปฏิกรณ์ที่มีปริมาตร 1 ลิตรที่อุณหภูมิคงที่ โดยที่ความเข้มข้นของผู้เข้าร่วมทั้งหมดในปฏิกิริยาจะเท่ากันและเท่ากับ 1 โมล/ลิตร ( = 1 โมล/ลิตร; = 1 โมล/ ลิตร; = 1 โมล/ลิตร) ดังนั้นที่อุณหภูมินี้ ถึง กับ= 1. เนื่องจากปริมาตรของเครื่องปฏิกรณ์คือ 1 ลิตร n(H 2) = 1 โมล n(I 2) = 1 โมล และ n(HI) = 1 โมล ณ เวลา t 1 เราใส่ HI อีก 1 โมลเข้าไปในเครื่องปฏิกรณ์ ความเข้มข้นของมันจะเท่ากับ 2 โมล/ลิตร แต่ ถึง กับยังคงคงที่ความเข้มข้นของไฮโดรเจนและไอโอดีนควรเพิ่มขึ้นและเป็นไปได้เนื่องจากการสลายตัวของไฮโดรเจนไอโอไดด์บางส่วนตามสมการ
2HI (g) = H 2 (g) + I 2 (g)
ปล่อยให้ 2 สลายตัวเมื่อถึงสภาวะสมดุลใหม่ xโมลของ HI และเพิ่มอีก 0.5 xโมล H 2 และฉัน 2 ความเข้มข้นสมดุลใหม่ของผู้เข้าร่วมปฏิกิริยา: = (1 + 0.5 x) โมล/ลิตร; = (1 + 0.5 x) โมล/ลิตร; = (2 - x) โมล/ลิตร โดยการแทนที่ค่าตัวเลขของปริมาณในการแสดงออกของกฎแห่งการกระทำของมวลเราจะได้สมการ
ที่ไหน x= 0.667. ดังนั้น = 1.333 โมล/ลิตร; = 1.333 โมล/ลิตร; = 1.333 โมล/ลิตร
ความเร็วของปฏิกิริยาและความสมดุล
ปล่อยให้มีปฏิกิริยาผันกลับได้ A + B C + D หากเราสมมติว่าปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับเกิดขึ้นในขั้นตอนเดียว อัตราของปฏิกิริยาเหล่านี้จะแปรผันโดยตรงกับความเข้มข้นของรีเอเจนต์: อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้า โวลต์ 1 = เค 1 [A][B] ความเร็วปฏิกิริยาย้อนกลับ โวลต์ 2 = เค 2 [C][D] (วงเล็บเหลี่ยมระบุความเข้มข้นโมลาร์ของรีเอเจนต์) จะเห็นได้ว่าเมื่อปฏิกิริยาโดยตรงเกิดขึ้น ความเข้มข้นของสารตั้งต้น A และ B จะลดลง และอัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยตรงก็จะลดลงตามไปด้วย อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับซึ่งเป็นศูนย์ในช่วงเวลาเริ่มต้น (ไม่มีผลิตภัณฑ์ C และ D) ค่อยๆ เพิ่มขึ้น ไม่ช้าก็เร็วก็จะมาถึงช่วงเวลาที่อัตราปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับจะเท่ากัน หลังจากนั้นความเข้มข้นของสารทั้งหมด - A, B, C และ D จะไม่เปลี่ยนแปลงเมื่อเวลาผ่านไป ซึ่งหมายความว่าปฏิกิริยาไปถึงตำแหน่งสมดุลแล้ว และความเข้มข้นของสารที่ไม่เปลี่ยนแปลงเมื่อเวลาผ่านไปเรียกว่าสมดุล แต่แตกต่างจากสมดุลเชิงกลที่การเคลื่อนไหวทั้งหมดหยุดลง ในสมดุลเคมี ปฏิกิริยาทั้งทางตรงและทางกลับยังคงเกิดขึ้นต่อไป แต่ความเร็วของพวกมันเท่ากัน ดังนั้นจึงดูเหมือนว่าไม่มีการเปลี่ยนแปลงเกิดขึ้นในระบบ มีหลายวิธีในการพิสูจน์การเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับหลังจากบรรลุความสมดุลแล้ว ตัวอย่างเช่น หากไอโซโทปไฮโดรเจนเล็กน้อย ดิวทีเรียม D2 ถูกนำเข้าไปในส่วนผสมของไฮโดรเจน ไนโตรเจน และแอมโมเนีย ซึ่งอยู่ในตำแหน่งสมดุล การวิเคราะห์ที่ละเอียดอ่อนจะตรวจจับการมีอยู่ของอะตอมดิวทีเรียมในโมเลกุลแอมโมเนียได้ทันที และในทางกลับกัน หากคุณแนะนำแอมโมเนียดิวเทอเรต NH 2 D เล็กน้อยเข้าสู่ระบบ ดิวทีเรียมจะปรากฏในสารเริ่มต้นทันทีในรูปของโมเลกุล HD และ D 2 มีการทดลองที่น่าตื่นเต้นอีกประการหนึ่งที่คณะเคมีของมหาวิทยาลัยแห่งรัฐมอสโก วางแผ่นเงินไว้ในสารละลายของซิลเวอร์ไนเตรต และไม่มีการเปลี่ยนแปลงใดๆ เกิดขึ้น จากนั้นจึงนำไอออนเงินกัมมันตภาพรังสีจำนวนเล็กน้อยเข้าไปในสารละลาย หลังจากนั้นแผ่นเงินก็กลายเป็นกัมมันตภาพรังสี การล้างจานด้วยน้ำหรือการล้างด้วยกรดไฮโดรคลอริกไม่สามารถ "ชะล้าง" กัมมันตภาพรังสีนี้ได้ การแกะสลักด้วยกรดไนตริกหรือการรักษาพื้นผิวด้วยเครื่องจักรด้วยกระดาษทรายละเอียดเท่านั้นจึงจะทำให้พื้นผิวไม่ทำงาน การทดลองนี้สามารถอธิบายได้ด้วยวิธีเดียวเท่านั้น คือ มีการแลกเปลี่ยนอะตอมเงินอย่างต่อเนื่องระหว่างโลหะกับสารละลาย กล่าวคือ ในระบบจะมีปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ Ag(s) – e – = Ag + ดังนั้นการเติมไอออนกัมมันตภาพรังสี Ag + ลงในสารละลายทำให้เกิดการ "รวมตัวกัน" ของพวกมันลงในจานในรูปแบบของอะตอมที่เป็นกลางทางไฟฟ้า แต่ยังคงมีกัมมันตภาพรังสีอยู่ ดังนั้นไม่เพียงแต่ปฏิกิริยาทางเคมีระหว่างก๊าซหรือสารละลายเท่านั้นที่จะอยู่ในสมดุล แต่ยังรวมถึงกระบวนการละลายของโลหะและตะกอนด้วย ตัวอย่างเช่น ของแข็งจะละลายเร็วที่สุดหากใส่ไว้ในตัวทำละลายบริสุทธิ์เมื่อระบบอยู่ไกลจากสมดุล ในกรณีนี้– จากสารละลายอิ่มตัว อัตราการละลายจะลดลงทีละน้อยและในขณะเดียวกันอัตราของกระบวนการย้อนกลับก็เพิ่มขึ้น - การเปลี่ยนผ่านของสารจากสารละลายไปเป็นตะกอนผลึก เมื่อสารละลายอิ่มตัว ระบบจะเข้าสู่สภาวะสมดุล โดยมีอัตราการละลายและการตกผลึกเท่ากัน และมวลของตะกอนจะไม่เปลี่ยนแปลงเมื่อเวลาผ่านไป ระบบสามารถ “ตอบโต้” การเปลี่ยนแปลงในสภาวะภายนอกได้อย่างไร? ตัวอย่างเช่น หากอุณหภูมิของส่วนผสมสมดุลเพิ่มขึ้นโดยการให้ความร้อน แน่นอนว่าระบบนั้นไม่สามารถ "ทำให้" ความร้อนจากภายนอก "อ่อนลง" ได้ แต่ความสมดุลในนั้นจะเปลี่ยนไปในลักษณะที่ทำให้ระบบปฏิกิริยาร้อนขึ้นจนถึงอุณหภูมิที่กำหนด ต้องใช้ความร้อนในปริมาณที่มากกว่าในกรณีที่สมดุลไม่เปลี่ยนแปลง ในกรณีนี้ สมดุลจะเปลี่ยนเพื่อให้ความร้อนถูกดูดซับ นั่นคือ ไปสู่ปฏิกิริยาดูดความร้อน สิ่งนี้สามารถตีความได้ว่าเป็น "ความปรารถนาของระบบที่จะลดอิทธิพลภายนอกลง" ในทางกลับกัน หากมีโมเลกุลของก๊าซจำนวนไม่เท่ากันทางด้านซ้ายและด้านขวาของสมการ ความสมดุลในระบบดังกล่าวสามารถเปลี่ยนได้โดยการเปลี่ยนความดัน เมื่อความดันเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปทางด้านที่จำนวนโมเลกุลของก๊าซน้อยลง (และในลักษณะนี้ จะ "ต่อต้าน" แรงกดดันภายนอก) หากจำนวนโมเลกุลของก๊าซไม่เปลี่ยนแปลงระหว่างการทำปฏิกิริยา
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2) จากนั้นความดันไม่ส่งผลต่อตำแหน่งสมดุล ควรสังเกตว่าเมื่ออุณหภูมิเปลี่ยนแปลง ค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาก็จะเปลี่ยนแปลงไปด้วย ในขณะที่เมื่อมีการเปลี่ยนแปลงเพียงความดันเท่านั้น ค่าคงตัวคงที่
ตัวอย่างการใช้หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์เพื่อทำนายการเปลี่ยนแปลงในสมดุลเคมี ปฏิกิริยา 2SO 2 + O 2 2SO 3 (g) เป็นแบบคายความร้อน หากอุณหภูมิเพิ่มขึ้น ปฏิกิริยาดูดความร้อนของการสลายตัวของ SO 3 จะได้รับประโยชน์ และความสมดุลจะเลื่อนไปทางซ้าย หากคุณลดอุณหภูมิลง สมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวา ดังนั้น ส่วนผสมของ SO 2 และ O 2 จึงนำมาในอัตราส่วนปริมาณสัมพันธ์ 2:1 ( ซม . สโตอิชิโอเมอริส) ที่อุณหภูมิ 400 ° C และความดันบรรยากาศเปลี่ยนเป็น SO 3 โดยให้ผลผลิตประมาณ 95% เช่น สภาวะสมดุลภายใต้เงื่อนไขเหล่านี้จะเปลี่ยนไปทาง SO 3 เกือบทั้งหมด ที่อุณหภูมิ 600° C ส่วนผสมสมดุลประกอบด้วย SO 3 76% อยู่แล้ว และที่ 800° C มีเพียง 25% เท่านั้น นั่นคือเหตุผลว่าทำไมเมื่อกำมะถันถูกเผาในอากาศ ส่วนใหญ่จะมี SO 2 และเกิด SO 3 เพียงประมาณ 4% เท่านั้น นอกจากนี้ยังตามมาจากสมการปฏิกิริยาที่ว่าการเพิ่มขึ้นของความดันรวมในระบบจะเปลี่ยนสมดุลไปทางขวา และเมื่อความดันลดลง สมดุลจะเปลี่ยนไปทางซ้าย
ปฏิกิริยาการดึงไฮโดรเจนออกจากไซโคลเฮกเซนเกิดเป็นเบนซีน
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 ดำเนินการในเฟสก๊าซและมีตัวเร่งปฏิกิริยาด้วย ปฏิกิริยานี้เกิดขึ้นพร้อมกับการใช้พลังงาน (ดูดความร้อน) แต่มีจำนวนโมเลกุลเพิ่มขึ้น ดังนั้นผลกระทบของอุณหภูมิและความดันที่มีต่อมันจะตรงกันข้ามกับที่สังเกตได้ในกรณีของการสังเคราะห์แอมโมเนียทุกประการ กล่าวคือ: การเพิ่มขึ้นของความเข้มข้นสมดุลของเบนซีนในส่วนผสมนั้นได้รับการอำนวยความสะดวกโดยการเพิ่มอุณหภูมิและความดันที่ลดลง ดังนั้นปฏิกิริยาจะดำเนินการในอุตสาหกรรมที่ความดันต่ำ (2–3 atm) และอุณหภูมิสูง (450–500 °ซ) ในกรณีนี้ การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิจะ "ดีขึ้นเป็นสองเท่า": ไม่เพียงเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยาเท่านั้น แต่ยังมีส่วนทำให้สมดุลเกิดการเปลี่ยนแปลงไปสู่การก่อตัวของผลิตภัณฑ์เป้าหมายอีกด้วย แน่นอนว่า ความดันที่ลดลงมากยิ่งขึ้นไปอีก (เช่น เหลือ 0.1 atm) จะทำให้สมดุลทางด้านขวาเปลี่ยนไปอีก แต่ในกรณีนี้ จะมีสารในเครื่องปฏิกรณ์น้อยเกินไป และอัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะลดลงด้วย เพื่อให้ผลผลิตโดยรวมไม่เพิ่มขึ้นแต่จะลดลง ตัวอย่างนี้แสดงให้เห็นอีกครั้งว่าการสังเคราะห์ทางอุตสาหกรรมที่คุ้มค่าทางเศรษฐกิจเป็นความสำเร็จระหว่าง "Scylla และ Charybdis"
หลักการของ Le Chatelier ยังทำงานในสิ่งที่เรียกว่าวัฏจักรฮาโลเจน ซึ่งใช้ในการผลิตไทเทเนียม นิกเกิล ฮาฟเนียม วานาเดียม ไนโอเบียม แทนทาลัม และโลหะที่มีความบริสุทธิ์สูงอื่นๆ ปฏิกิริยาของโลหะกับฮาโลเจน เช่น Ti + 2I 2 TiI 4 จะปล่อยความร้อนออกมา ดังนั้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น สมดุลจะเลื่อนไปทางซ้าย ดังนั้นที่อุณหภูมิ 600° C ไทเทเนียมจะเกิดไอโอไดด์ที่ระเหยง่าย (สมดุลเลื่อนไปทางขวา) และที่อุณหภูมิ 110° C ไอโอไดด์จะสลายตัว (สมดุลเลื่อนไปทางซ้าย) พร้อมกับการปล่อยโลหะที่บริสุทธิ์มาก วัฏจักรนี้ยังใช้งานได้ในหลอดฮาโลเจน โดยที่ทังสเตนระเหยจากขดลวดและเกาะอยู่บนผนังที่เย็นกว่าทำให้เกิดสารประกอบระเหยที่มีฮาโลเจน ซึ่งจะสลายตัวอีกครั้งบนคอยล์ร้อน และทังสเตนจะถูกถ่ายโอนไปยังตำแหน่งเดิม
นอกจากการเปลี่ยนแปลงอุณหภูมิและความดันแล้ว ยังมีวิธีที่มีประสิทธิภาพอีกวิธีหนึ่งในการส่งผลต่อตำแหน่งสมดุล ลองจินตนาการจากส่วนผสมที่สมดุล
A + B C + D สารที่ถูกขับออกมา ตามหลักการของ Le Chatelier ระบบจะ "ตอบสนอง" ทันทีต่อผลกระทบดังกล่าว ความสมดุลจะเริ่มเปลี่ยนไปในลักษณะที่จะชดเชยการสูญเสียสารที่กำหนด ตัวอย่างเช่น ถ้าสาร C หรือ D (หรือทั้งสองอย่างพร้อมกัน) ถูกกำจัดออกจากโซนปฏิกิริยา สมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวา และถ้าสาร A หรือ B ถูกกำจัดออกไป สมดุลก็จะเลื่อนไปทางซ้าย การนำสารใดๆ เข้าสู่ระบบก็จะเปลี่ยนสมดุลเช่นกัน แต่ไปในทิศทางอื่น
สารสามารถถูกกำจัดออกจากโซนปฏิกิริยาได้ วิธีทางที่แตกต่าง. ตัวอย่างเช่น หากมีซัลเฟอร์ไดออกไซด์ในภาชนะบรรจุน้ำที่ปิดสนิท จะเกิดความสมดุลระหว่างซัลเฟอร์ไดออกไซด์ที่เป็นก๊าซ ละลาย และทำปฏิกิริยา:
O 2 (ก) ดังนั้น 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3 หากเปิดภาชนะ ซัลเฟอร์ไดออกไซด์จะค่อยๆ เริ่มระเหยและจะไม่สามารถเข้าร่วมในกระบวนการได้อีกต่อไป - สมดุลจะเริ่มเลื่อนไปทางซ้ายจนกว่ากรดซัลฟิวรัสจะสลายตัวจนหมด กระบวนการที่คล้ายกันนี้สามารถสังเกตได้ทุกครั้งที่คุณเปิดขวดน้ำมะนาวหรือน้ำแร่: สมดุล CO 2 (ก) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 จะเลื่อนไปทางซ้ายเมื่อ CO 2 ระเหยไป
การกำจัดรีเอเจนต์ออกจากระบบสามารถทำได้ไม่เพียงโดยผ่านการก่อตัวของสารที่เป็นก๊าซเท่านั้น แต่ยังโดยการจับตัวรีเอเจนต์อย่างใดอย่างหนึ่งเพื่อสร้างสารประกอบที่ไม่ละลายน้ำและตกตะกอน ตัวอย่างเช่น หากใส่เกลือแคลเซียมมากเกินไปลงในสารละลายที่เป็นน้ำของ CO 2 ไอออนของ Ca 2+ จะเกิดการตกตะกอนของ CaCO 3 โดยทำปฏิกิริยากับกรดคาร์บอนิก สมดุล CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 จะเลื่อนไปทางขวาจนไม่มีก๊าซละลายเหลืออยู่ในน้ำ
ความสมดุลสามารถเปลี่ยนได้โดยการเพิ่มรีเอเจนต์ ดังนั้นเมื่อรวมสารละลายเจือจางของ FeCl 3 และ KSCN เข้าด้วยกัน สีส้มแดงจะปรากฏขึ้นอันเป็นผลมาจากการก่อตัวของไทโอไซยาเนตของเหล็ก (โรโดไนด์):
FeCl 3 + 3KSCN เฟ(SCN) 3 + 3KCl หากเพิ่ม FeCl 3 หรือ KSCN เพิ่มเติมลงในสารละลาย สีของสารละลายจะเพิ่มขึ้น ซึ่งบ่งชี้ถึงการเปลี่ยนแปลงในสมดุลไปทางขวา (ราวกับว่าอิทธิพลภายนอกลดลง) หากคุณเติม KCl มากเกินไปลงในสารละลาย สมดุลจะเลื่อนไปทางซ้ายโดยสีจะอ่อนลงเป็นสีเหลืองอ่อน
ไม่ใช่เพื่ออะไรเลยที่การกำหนดหลักการของ Le Chatelier บ่งชี้ว่ามีความเป็นไปได้ที่จะทำนายผลลัพธ์ของอิทธิพลภายนอกสำหรับระบบที่อยู่ในสภาวะสมดุลเท่านั้น หากละเลยคำสั่งนี้ ก็เป็นเรื่องง่ายที่จะสรุปผิดโดยสิ้นเชิง ตัวอย่างเช่นเป็นที่ทราบกันว่าด่างที่เป็นของแข็ง (KOH, NaOH) ละลายในน้ำโดยปล่อยความร้อนจำนวนมาก - สารละลายจะร้อนขึ้นเกือบเท่ากับเมื่อกรดซัลฟิวริกเข้มข้นผสมกับน้ำ หากเราลืมไปว่าหลักการนี้ใช้ได้กับระบบสมดุลเท่านั้น เราสามารถหาข้อสรุปที่ไม่ถูกต้องได้ว่าเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น ความสามารถในการละลายของ KOH ในน้ำควรลดลง เนื่องจากเป็นการเปลี่ยนแปลงในสมดุลระหว่างตะกอนและสารละลายอิ่มตัวอย่างแม่นยำ นำไปสู่ “อิทธิพลภายนอกที่อ่อนแอลง” อย่างไรก็ตามกระบวนการละลาย KOH ในน้ำไม่ได้เป็นกระบวนการสมดุลเลยเนื่องจากมีอัลคาไลปราศจากน้ำเข้ามาเกี่ยวข้องในขณะที่ตะกอนที่อยู่ในสมดุลกับสารละลายอิ่มตัวคือ KOH ไฮเดรต (ส่วนใหญ่เป็น KOH 2H 2 O) การเปลี่ยนไฮเดรตจากตะกอนไปเป็นสารละลายเป็นกระบวนการดูดความร้อน กล่าวคือ ไม่ได้มาพร้อมกับการให้ความร้อน แต่โดยการระบายความร้อนของสารละลาย เพื่อให้หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์สำหรับกระบวนการสมดุลเป็นที่พอใจในกรณีนี้เช่นกัน ในทำนองเดียวกันเมื่อเกลือปราศจากน้ำ - CaCl 2, CuSO 4 ฯลฯ ละลายในน้ำสารละลายจะร้อนขึ้นและเมื่อผลึกไฮเดรต CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O ละลายก็จะเย็นลง
ในหนังสือเรียนและวรรณกรรมยอดนิยม คุณจะพบตัวอย่างที่น่าสนใจและเป็นประโยชน์อีกตัวอย่างหนึ่งของการใช้หลักการของ Le Chatelier อย่างไม่ถูกต้อง หากคุณใส่ส่วนผสมที่สมดุลของไนโตรเจนไดออกไซด์สีน้ำตาล NO 2 และเทตรอกไซด์ไม่มีสี N 2 O 4 ลงในกระบอกฉีดแก๊สโปร่งใส จากนั้นบีบอัดแก๊สอย่างรวดเร็วโดยใช้ลูกสูบ ความเข้มของสีจะเข้มข้นขึ้นทันที และหลังจากนั้นสักครู่ (สิบวินาที) ) ก็จะอ่อนกำลังลงอีกครั้งแม้จะไปไม่ถึงจุดเดิมก็ตาม ประสบการณ์นี้มักจะอธิบายเช่นนี้ การบีบอัดส่วนผสมอย่างรวดเร็วจะทำให้ความดันและความเข้มข้นของส่วนประกอบทั้งสองเพิ่มขึ้น ดังนั้นส่วนผสมจึงเข้มขึ้น แต่ความดันที่เพิ่มขึ้นตามหลักการของเลอ ชาเตลิเยร์ ทำให้สมดุลในระบบ 2NO 2 N 2 O 4 เปลี่ยนไปเป็น N 2 O 4 ที่ไม่มีสี (จำนวนโมเลกุลลดลง) ส่วนผสมจึงค่อยๆ เบาลง ใกล้เข้าสู่สมดุลใหม่ ตำแหน่งซึ่งสอดคล้องกับแรงกดดันที่เพิ่มขึ้น
ความเข้าใจผิดของคำอธิบายนี้เกิดจากข้อเท็จจริงที่ว่าปฏิกิริยาทั้งสอง - การแยกตัวของ N 2 O 4 และการลดขนาดของ NO 2 - เกิดขึ้นอย่างรวดเร็วมาก ดังนั้นไม่ว่าในกรณีใดก็ตาม ความสมดุลจะเกิดขึ้นในหน่วยล้านของวินาที ดังนั้นจึงเป็นไปไม่ได้ที่จะ ดันลูกสูบเร็วจนเสียสมดุล การทดลองนี้สามารถอธิบายได้แตกต่างกัน: การอัดแก๊สทำให้อุณหภูมิเพิ่มขึ้นอย่างมาก (ปรากฏการณ์นี้ใครก็ตามที่ต้องเติมลมยางด้วยที่สูบลมจักรยานจะคุ้นเคยกับปรากฏการณ์นี้) และตามหลักการเดียวกันของ Le Chatelier สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่ปฏิกิริยาดูดความร้อนทันที ซึ่งเกิดขึ้นพร้อมกับการดูดซับความร้อน กล่าวคือ ไปสู่การแยกตัวของ N 2 O 4 - ส่วนผสมจะเข้มขึ้น จากนั้นก๊าซในกระบอกฉีดจะค่อยๆ เย็นลงจนถึงอุณหภูมิห้อง และความสมดุลจะเปลี่ยนไปทางเทตรอกไซด์อีกครั้ง - ส่วนผสมจะเบาลง
หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ยังใช้ได้ดีในกรณีที่ไม่เกี่ยวข้องกับเคมีอีกด้วย ในระบบเศรษฐกิจที่มีการดำเนินงานตามปกติ จำนวนเงินทั้งหมดที่หมุนเวียนอยู่ในภาวะสมดุลกับสินค้าที่สามารถซื้อได้ด้วยเงินนั้น จะเกิดอะไรขึ้นหาก “อิทธิพลภายนอก” กลายเป็นความปรารถนาของรัฐบาลที่จะพิมพ์เงินมากขึ้นเพื่อชำระหนี้? ตามหลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์อย่างเคร่งครัด ความสมดุลระหว่างสินค้าและเงินจะเปลี่ยนไปในลักษณะที่ทำให้ความพึงพอใจในการมีเงินมากขึ้นของประชาชนลดลง กล่าวคือราคาสินค้าและบริการจะเพิ่มขึ้น และด้วยวิธีนี้จะทำให้เกิดความสมดุลใหม่ ตัวอย่างอื่น. ในเมืองแห่งหนึ่งของสหรัฐอเมริกา มีการตัดสินใจที่จะกำจัดปัญหาการจราจรติดขัดโดยการขยายทางหลวงและสร้างจุดเปลี่ยนการคมนาคม สิ่งนี้ช่วยได้ระยะหนึ่ง แต่จากนั้นผู้อยู่อาศัยก็เริ่มซื้อรถยนต์เพิ่มขึ้น ในไม่ช้าการจราจรติดขัดก็ปรากฏขึ้นอีกครั้ง - แต่มี "สมดุล" ใหม่ระหว่างถนนกับรถยนต์มากขึ้น
เรามาสรุปข้อสรุปหลักเกี่ยวกับวิธีการเปลี่ยนสมดุลเคมีกัน
หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์. หากอิทธิพลภายนอกเกิดขึ้นกับระบบที่อยู่ในสมดุล (ความเข้มข้น อุณหภูมิ การเปลี่ยนแปลงความดัน) ก็จะเอื้ออำนวยต่อการเกิดปฏิกิริยาใดก็ตามจากปฏิกิริยาตรงกันข้ามทั้งสองที่ทำให้อิทธิพลนี้อ่อนลง
|
วี 1 | ||
|
เอ+บี |
|
ใน |
|
วี 2 |
1. ความกดดัน ความดันที่เพิ่มขึ้น (สำหรับก๊าซ) จะเปลี่ยนสมดุลไปสู่ปฏิกิริยาที่ส่งผลให้ปริมาตรลดลง (เช่น การก่อตัวของโมเลกุลน้อยลง)
2. การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิจะเปลี่ยนตำแหน่งสมดุลไปสู่ปฏิกิริยาดูดความร้อน (เช่น ไปสู่ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นกับการดูดซับความร้อน)
3. ความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้นของสารตั้งต้นและการกำจัดผลิตภัณฑ์ออกจากทรงกลมปฏิกิริยาจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่ปฏิกิริยาโดยตรง การเพิ่มความเข้มข้นของสารตั้งต้น [A] หรือ [B] หรือ [A] และ [B]: V 1 > V 2
ตัวเร่งปฏิกิริยาไม่ส่งผลต่อตำแหน่งสมดุล
หลักการของเลอ ชาเตอลิเย่ร์โดยธรรมชาติ
เมื่อศึกษาหัวข้อนี้ฉันต้องการยกตัวอย่างความปรารถนาของสิ่งมีชีวิตทุกชนิดเพื่อความสมดุลและการชดเชย ตัวอย่างเช่น: การเปลี่ยนแปลงของประชากรหนู - ปีถั่ว - มีอาหารมากมายสำหรับหนู ประชากรหนูเติบโตอย่างรวดเร็ว เมื่อจำนวนหนูเพิ่มขึ้น ปริมาณอาหารก็ลดลง เนื่องจากการสะสมของสัตว์ฟันแทะ โรคติดเชื้อต่าง ๆ ก็เริ่มที่จะเติบโตในหมู่หนู ดังนั้นขนาดของประชากรสัตว์ฟันแทะจึงค่อย ๆ ลดลง หลังจากช่วงระยะเวลาหนึ่ง ความสมดุลแบบไดนามิกของจำนวนหนูที่เกิดและตายจะเกิดขึ้น การเปลี่ยนแปลงในสมดุลนี้อาจเกิดขึ้นในทิศทางเดียวหรืออย่างอื่นภายใต้อิทธิพลของสภาวะภายนอก เอื้ออำนวย หรือไม่เอื้ออำนวย
กระบวนการทางชีวเคมีเกิดขึ้นในร่างกายมนุษย์ซึ่งสามารถควบคุมได้ตามหลักการของเลอชาเตอลิเยร์ บางครั้งจากปฏิกิริยาดังกล่าวร่างกายเริ่มผลิตสารพิษที่ทำให้เกิดโรคบางอย่าง จะป้องกันกระบวนการนี้ได้อย่างไร?
ให้เราระลึกถึงวิธีการรักษาเช่นโฮมีโอพาธีย์ วิธีการประกอบด้วยการใช้ยาในปริมาณที่น้อยมากซึ่งทำให้เกิดอาการในปริมาณมาก คนที่มีสุขภาพดีสัญญาณของโรคใด ๆ ยาพิษทำงานอย่างไรในกรณีนี้? ผลิตภัณฑ์ที่เกิดจากปฏิกิริยาที่ไม่พึงประสงค์จะถูกนำเข้าสู่ร่างกาย และตามหลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ ความสมดุลจะเปลี่ยนไปสู่สารตั้งต้น กระบวนการที่ทำให้เกิดความผิดปกติอันเจ็บปวดในร่างกายก็หายไป
ส่วนการปฏิบัติ
การตรวจสอบระดับความเชี่ยวชาญของหัวข้อที่ศึกษานั้นดำเนินการในรูปแบบของการทดสอบ ระบบทดสอบงานที่จัดทำขึ้นอย่างกระชับและแม่นยำและเป็นมาตรฐาน ซึ่งจะต้องได้รับภายในระยะเวลาที่จำกัด คำตอบสั้น ๆ และแม่นยำ ได้รับการประเมินตามระบบคะแนน เมื่อรวบรวมการทดสอบ ฉันมุ่งเน้นไปที่ระดับต่อไปนี้:
การสืบพันธุ์ - นักเรียนในระดับนี้ปฏิบัติงานโดยใช้ความจำเป็นหลัก
มีประสิทธิผล - การบรรลุระดับนี้ต้องการให้นักเรียนเข้าใจสูตร แนวคิด กฎหมายที่ศึกษา และความสามารถในการสร้างความสัมพันธ์ระหว่างสิ่งเหล่านั้น
ความคิดสร้างสรรค์ - ความสามารถในการทำนายตามความรู้ที่มีอยู่ การออกแบบ วิเคราะห์ สรุป การเปรียบเทียบ สรุปทั่วไป
การทดสอบ ประเภทปิด หรือแบบทดสอบที่ผู้สอบต้องเลือกคำตอบที่ถูกต้องจากตัวเลือกที่กำหนด
A) ระดับการเจริญพันธุ์: การทดสอบที่มีคำตอบทางเลือกซึ่งผู้ทดสอบจะต้องตอบว่าใช่หรือไม่ใช่ คะแนน 1 คะแนน
ปฏิกิริยาการเผาไหม้ของฟอสฟอรัส -
ก) ใช่ ข) ไม่
ปฏิกิริยาการสลายตัว
ปฏิกิริยาย้อนกลับ
ก) ใช่ ข) ไม่
อุณหภูมิเพิ่มขึ้น
ปรอทออกไซด์ II ต่อปรอท
และออกซิเจน
ก) ใช่ ข) ไม่
ในระบบสิ่งมีชีวิต
และกระบวนการที่ไม่สามารถย้อนกลับได้
ก) ใช่ ข) ไม่
ทดสอบโดยเลือกคำตอบที่ถูกต้องเพียงข้อเดียว
สมดุลเคมีจะเปลี่ยนไปทางขวาเมื่อความดันเพิ่มขึ้นในระบบใด
2HI(ก.)↔H2(ก.)+I2(ก.)
C (ทีวี)+S2(ก)↔CS2(ก)
C3H6(ก)+H2(ก)↔С3H8(ก)
H2(ก)+F2(ก)↔2HF(ก) 1 จุด
อุณหภูมิสูงขึ้น
โดยใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา
อุณหภูมิลดลง 1 คะแนน
เรื่อง สภาวะสมดุลเคมีในระบบ
ไม่ส่งผลกระทบ
แรงกดดันเพิ่มขึ้น
เพิ่มความเข้มข้นของไอโอดีน
อุณหภูมิเพิ่มขึ้น
อุณหภูมิลดลง 1 คะแนน
ความเข้มข้นของไฮโดรเจนที่เพิ่มขึ้นจะเปลี่ยนสมดุลเคมีไปทางซ้ายในระบบใด
C(s)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(ก.)↔N2(ก.)+3H2(ก.)
2H2(ก.)+O2(ก.)↔2H2O(ก.)
FeO(s)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 จุด
ความดันที่เพิ่มขึ้นในระบบใดไม่ส่งผลต่อการเปลี่ยนแปลงสมดุลเคมี
H2(ก)+J2(ก)↔2HJ(ก)
SO2(ก.)+H2O(ลิตร)↔H2SO3(ก.)
CH4(ก.)+H2O(ก.)↔CO(ก.)+3H2(ก.)
4HCl(g)+O2(g)↔2H2O(g)+2Сl2(g) 1 จุด
เรื่อง สมดุลเคมีในระบบ
ไม่มีผลกระทบ
อุณหภูมิเพิ่มขึ้น
แรงกดดันเพิ่มขึ้น
กำจัดแอมโมเนียออกจากโซนปฏิกิริยา
การใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา 1 จุด
สมดุลเคมีในระบบ
เลื่อนไปทางการก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาเมื่อ
แรงกดดันเพิ่มขึ้น
อุณหภูมิสูงขึ้น
ความดันลดลง
การใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา 1 จุด
ในการผลิตกรดซัลฟิวริกในขั้นตอนออกซิเดชันของ SO2 ถึง SO3 เพื่อเพิ่มผลผลิต
เพิ่มความเข้มข้นของออกซิเจน
เพิ่มอุณหภูมิ
ลดความดันโลหิต
มีการแนะนำตัวเร่งปฏิกิริยา 1.5 คะแนน
แอลคีน + H2 ↔ แอลเคน
เมื่อให้ความร้อนแก่ส่วนผสมของปฏิกิริยา
ยอดคงเหลือจะเปลี่ยนไปทางขวา
ยอดคงเหลือจะเลื่อนไปทางซ้าย
ความสมดุลจะไหลไปทั้งสองทิศทางโดยมีความน่าจะเป็นเท่ากัน
สารเหล่านี้ไม่อยู่ในสภาวะสมดุลภายใต้เงื่อนไขที่กำหนด 1.5 คะแนน
สมดุลเคมีในระบบ
เคลื่อนตัวไปสู่การก่อตัวของสารตั้งต้น
1) แรงกดดันที่เพิ่มขึ้น
อุณหภูมิสูงขึ้น
ความดันลดลง
การใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา 1 คะแนน
เรื่องการเลื่อนสมดุลไปทางขวาในระบบ
อิทธิพล
อุณหภูมิลดลง
แรงกดดันเพิ่มขึ้น
การใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา
อุณหภูมิเพิ่มขึ้น 1 คะแนน
ปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้จะสอดคล้องกับสมการ
ไนโตรเจน+ไฮโดรเจน=แอมโมเนีย
อะเซทิลีน+ออกซิเจน=คาร์บอนไดออกไซด์+น้ำ
ไฮโดรเจน+ไอโอดีน = ไฮโดรเจนไอโอไดด์
ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ + ออกซิเจน = ซัลฟิวริกแอนไฮไดรด์; 1.5 คะแนน
การทดสอบปรนัยโดยในระหว่างนั้นผู้เรียนจะต้องเลือกคำตอบที่ถูกต้อง 1-2 ข้อ หรือเปรียบเทียบเงื่อนไขที่เสนอ 2 ข้อในการเลือกคำตอบ
สมดุลเคมีจะเปลี่ยนไปสู่ผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาในระบบใดทั้งที่ความดันเพิ่มขึ้นและอุณหภูมิที่ลดลง
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+คิว
H2+CL2↔2HCL+คิว
C2H2↔2C(ทีวี)+H2-Q 1.5 จุด
สมดุลเคมีในระบบ
NH3+H2O↔NH4+OH
จะเปลี่ยนไปสู่การก่อตัวของแอมโมเนียเมื่อเติมแอมโมเนียลงในสารละลายที่เป็นน้ำ
เกลือแกง
โซเดียมไฮดรอกไซด์
ของกรดไฮโดรคลอริก
อลูมิเนียมคลอไรด์ 1.5 คะแนน
19) ปฏิกิริยาไฮเดรชั่นของเอทิลีน CH2=CH2+H2O ↔ มีปริมาณมาก ความสำคัญในทางปฏิบัติแต่สามารถย้อนกลับได้ จำเป็นต้องเปลี่ยนสมดุลของปฏิกิริยาไปทางขวา
เพิ่มอุณหภูมิ (>280 องศาเซลเซียส)
ลดปริมาณน้ำในส่วนผสมของปฏิกิริยา
เพิ่มความดัน (มากกว่า 80 บรรยากาศ)
แทนที่ตัวเร่งปฏิกิริยากรดด้วยแพลตตินัม 1 คะแนน
ปฏิกิริยาดีไฮโดรจีเนชันของบิวเทนเป็นแบบดูดความร้อน จำเป็นต้องเปลี่ยนสมดุลของปฏิกิริยาไปทางขวา
ใช้ตัวเร่งปฏิกิริยาที่ออกฤทธิ์มากขึ้น เช่น แพลทินัม
ลดอุณหภูมิลง
เพิ่มความดันโลหิต
เพิ่มอุณหภูมิ 1 คะแนน
สำหรับปฏิกิริยาของกรดอะซิติกกับเมทานอลให้เกิดอีเทอร์และน้ำ ความสมดุลจะเปลี่ยนไปทางซ้าย
ตัวเร่งปฏิกิริยาที่เหมาะสม
เติมกรดซัลฟิวริกเข้มข้น
การใช้วัสดุเริ่มต้นที่ขาดน้ำ
เพิ่มอีเธอร์; 1.5 คะแนน
ทดสอบการกำจัดสิ่งที่ไม่จำเป็น (หากเห็นสิ่งที่ไม่จำเป็นให้ลบออก)
การเปลี่ยนแปลงสมดุลจะได้รับผลกระทบจาก
การเปลี่ยนแปลงความดัน
การใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา
การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยา
การเปลี่ยนแปลงอุณหภูมิ 1 คะแนน
ความดันที่เพิ่มขึ้นหรือลดลงส่งผลต่อการเปลี่ยนแปลงของสมดุลเคมีในปฏิกิริยา
เคลื่อนที่ด้วยการปล่อยความร้อน
ปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องกับสารที่เป็นก๊าซ
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นกับปริมาตรที่ลดลง
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นกับปริมาตรที่เพิ่มขึ้น 1.5 คะแนน
ปฏิกิริยานี้ไม่สามารถย้อนกลับได้
การเผาไหม้ถ่านหิน
การเผาไหม้ฟอสฟอรัส
การสังเคราะห์แอมโมเนียจากไนโตรเจนและไฮโดรเจน
การเผาไหม้มีเทน 1.5 คะแนน
การทดสอบการจัดกลุ่มรวมถึงรายการสูตร สมการ คำศัพท์ที่เสนอที่ควรแจกตามลักษณะที่กำหนด
เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นและความดันลดลงพร้อมกัน สมดุลเคมีจะเปลี่ยนไปทางขวาในระบบ
H2(ก)+S(ก)↔H2S(ก)+Q
2SO2(ก.)+O2(ก.)↔2SO3(ก.)+คิว
2NH3(ก.)↔N2(ก.)+3H2(ก.)-คิว
2HCL(ก)↔H2(ก)+CL2(ก)-Q; 2 คะแนน
ปฏิกิริยาไฮโดรจิเนชันของโพรพีนเป็นแบบคายความร้อน จำเป็นต้องเปลี่ยนสมดุลเคมีไปทางขวา
อุณหภูมิลดลง
แรงกดดันเพิ่มขึ้น
ความเข้มข้นของไฮโดรเจนลดลง
ความเข้มข้นของโพรพีนลดลง 1 คะแนน
งานปฏิบัติตามข้อกำหนด
เมื่อทำการทดสอบ ผู้ทดสอบจะถูกขอให้สร้างความสอดคล้องขององค์ประกอบของสองรายการพร้อมคำตอบที่เป็นไปได้หลายคำตอบ
สมดุลของปฏิกิริยาจะเลื่อนไปทางขวา นำไปปฏิบัติตาม.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น
B) CO2+C(ของแข็ง)↔2CO-Q 3) เมื่อความดันลดลง
D) N2O(g)+S(s)↔2N2(g) 4) ด้วยพื้นที่สัมผัสที่เพิ่มขึ้น 2 คะแนน
ความสมดุลของปฏิกิริยาจะเปลี่ยนไปสู่การก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา นำไปปฏิบัติตาม.
B) 2H2+O2↔2H2O(g)+Q 2) เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น
B) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3) เมื่อความดันลดลง
D) N2+O2↔2NO-Q 4) เมื่อเติมอีเทอร์
5) เมื่อเติมแอลกอฮอล์ 2 คะแนน
การทดสอบปลายเปิดหรือแบบตอบสนองฟรีซึ่งผู้เรียนจำเป็นต้องเพิ่มแนวคิดในการนิยามของสมการหรือเสนอการตัดสินที่เป็นอิสระในลักษณะที่เป็นหลักฐาน
งานประเภทนี้ถือเป็นส่วนสุดท้ายที่ได้รับการประเมินสูงที่สุด การทดสอบการสอบ Unified Stateในวิชาเคมี
งานเพิ่มเติม
หัวข้อจะต้องกำหนดคำตอบโดยคำนึงถึงข้อจำกัดที่กำหนดไว้ในงาน
ทำสมการของปฏิกิริยาที่ผันกลับได้และคายความร้อนในเวลาเดียวกันให้สมบูรณ์
B) ไฮโดรเจน + ไอโอดีน
B) ไนโตรเจน + ไฮโดรเจน
D) ซัลเฟอร์ไดออกไซด์ + ออกซิเจน
E) คาร์บอนไดออกไซด์ + คาร์บอน 2 จุด
เขียนสมการปฏิกิริยาตามแผนภาพจากนั้นเลือกปฏิกิริยาที่สามารถย้อนกลับได้ซึ่งการเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิจะทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงของสมดุลไปทางขวา:
N2 → NO → NO2 → HNO3 → NH4NO3 2 จุด
ทดสอบงานการนำเสนอฟรี
หัวข้อจะต้องกำหนดคำตอบอย่างอิสระ เนื่องจากไม่มีการกำหนดข้อจำกัดใดๆ ในงาน
31) ทำรายการปัจจัยที่เปลี่ยนสมดุลไปทางขวาในระบบ:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 จุด
32) ทำรายการปัจจัยที่เปลี่ยนสมดุลไปสู่การก่อตัวของสารตั้งต้นในระบบ:
C (โซล) + 2H2(g)↔CH4(g) + Q 2 จุด
คำตอบสำหรับการทดสอบ
หมายเลขทดสอบ ตอบถูก
บี-1
ช-3.4
เอ-2,3
จี-2
В- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+คิว
4) NH3+HNO3=NH4NO3
ปฏิกิริยาแรก
CO+2H2↔CH3OH+คิว
อุณหภูมิลดลง
แรงกดดันที่เพิ่มขึ้น
เพิ่มความเข้มข้นของ CO
เพิ่มความเข้มข้นของ H2
ความเข้มข้นของแอลกอฮอล์ลดลง
C+2H2↔CH4+คิว
2) ความดันลดลง
3) ความเข้มข้นของไฮโดรเจนลดลง
4) เพิ่มความเข้มข้นของมีเทน
บรรณานุกรม
อัคเมตอฟ, M.A.ระบบงานและแบบฝึกหัดเคมีอินทรีย์ในรูปแบบทดสอบ [ข้อความ] / M.A. Akhmetov, I.N. Prokhorov - Ulyanovsk: IPKPRO, 2004
Gabrielyan, OSการสอนสมัยใหม่ของเคมีในโรงเรียน การบรรยายครั้งที่ 6 [ข้อความ] / O.S. Gabrielyan, V.G. Krasnova, S.T. Sladkov // หนังสือพิมพ์สำหรับครูวิชาเคมีและวิทยาศาสตร์ธรรมชาติ ( สำนักพิมพ์“ วันที่ 1 กันยายน”) - 2550.- ฉบับที่ 22.-หน้า 4-13
คาเวรินา, เอ.เอ.เอกสารการศึกษาและการฝึกอบรมเพื่อเตรียมความพร้อมสำหรับการสอบแบบครบวงจร เคมี [ข้อความ] / A.A. Kaverina et al. - M.: Intellect Center, 2004.-160 p.
คาเวรินา, เอ.เอ.การสอบ Unified State ปี 2552 เคมี [ข้อความ] / A.A. Kaverina, A.S. Koroshchenko, D.Yu. Dobrotin / FIPI.-M.: Intellect Center, 2009.-272 p.
ลีนสัน, ไอ.เอ.ปฏิกิริยาเคมี ผลกระทบจากความร้อน สมดุล ความเร็ว [ข้อความ] /I.A.Leenson.M.: Astrel, 2002.-190p
Radetsky, A.M.งานทดสอบวิชาเคมีในระดับ 8-11: คู่มือสำหรับครู [ข้อความ] / A.M. Radetsky อ.: การศึกษา, 2552.-272 น.
Ryabinina, O.A.การสาธิตการกระทำตามหลักการของ Le Chatelier [ข้อความ] / O.O. Ryabinina, A. Illarionov // เคมีที่โรงเรียน - 2551. - หมายเลข 7. - หน้า 64-67
Tushina.E.N.หลักการของ Le Chatelier และวิธีการรักษาบางอย่าง [ข้อความ] / E.N. Tushina.// เคมีที่โรงเรียน-2536 ลำดับที่ 2.-น.54.
เชลินสกี้, G.I.พื้นฐานของทฤษฎีกระบวนการทางเคมี [ข้อความ] / G.I. Shelinsky อ.: การศึกษา, 2532.-234 น.
สเตรมเปลอร์, G.I.การเตรียมโปรไฟล์เบื้องต้นในวิชาเคมี [ข้อความ]
>> เคมี: ปฏิกิริยาที่ผันกลับได้และไม่สามารถย้อนกลับได้
CO2+ H2O = H2CO3
ปล่อยให้สารละลายกรดที่เกิดขึ้นตั้งบนขาตั้ง หลังจากนั้นสักพักเราจะเห็นว่าสารละลายเปลี่ยนเป็นสีม่วงอีกครั้งเนื่องจากกรดได้สลายตัวเป็นสารตั้งต้น
กระบวนการนี้สามารถดำเนินการได้เร็วกว่ามากหากสารละลายมีกรดคาร์บอนิกถึงหนึ่งในสาม ดังนั้นปฏิกิริยาในการผลิตกรดคาร์บอนิกจึงเกิดขึ้นทั้งไปข้างหน้าและย้อนกลับนั่นคือสามารถย้อนกลับได้ การกลับตัวของปฏิกิริยาจะแสดงด้วยลูกศร 2 ลูกศรที่มีทิศทางตรงกันข้าม:
ในบรรดาปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ซึ่งเป็นรากฐานของการผลิตผลิตภัณฑ์เคมีที่สำคัญที่สุด ให้เรายกตัวอย่างปฏิกิริยาของการสังเคราะห์ (สารประกอบ) ของซัลเฟอร์ (VI) ออกไซด์จากซัลเฟอร์ (IV) ออกไซด์และออกซิเจน
1. ปฏิกิริยาย้อนกลับและไม่สามารถย้อนกลับได้
2. กฎของเบอร์ทอลเล็ต
เขียนสมการสำหรับปฏิกิริยาการเผาไหม้ที่กล่าวถึงในข้อความของย่อหน้าโดยสังเกตว่าผลของปฏิกิริยาเหล่านี้ทำให้เกิดออกไซด์ขององค์ประกอบที่สร้างสารดั้งเดิมขึ้นมา
อธิบายลักษณะของปฏิกิริยาสามประการสุดท้ายที่ดำเนินการในตอนท้ายของย่อหน้าตามแผน: ก) ลักษณะและจำนวนของรีเอเจนต์และผลิตภัณฑ์ b) สถานะของการรวมกลุ่ม; c) ทิศทาง: d) การมีอยู่ของตัวเร่งปฏิกิริยา; e) การปล่อยหรือการดูดซับความร้อน
การเขียนสมการปฏิกิริยาการเผาหินปูนที่เสนอในข้อความของย่อหน้ามีความไม่ถูกต้องอะไร
จริงแค่ไหนที่จะบอกว่าปฏิกิริยาสารประกอบโดยทั่วไปจะเป็นปฏิกิริยาคายความร้อน? ปรับมุมมองของคุณโดยใช้ข้อเท็จจริงที่ให้ไว้ในข้อความในตำราเรียน
เนื้อหาบทเรียน บันทึกบทเรียนสนับสนุนวิธีการเร่งความเร็วการนำเสนอบทเรียนแบบเฟรมเทคโนโลยีเชิงโต้ตอบ ฝึกฝน งานและแบบฝึกหัด การทดสอบตัวเอง เวิร์คช็อป การฝึกอบรม กรณีศึกษา ภารกิจ การบ้าน การอภิปราย คำถาม คำถามวาทศิลป์จากนักเรียน ภาพประกอบ เสียง คลิปวิดีโอ และมัลติมีเดียภาพถ่าย รูปภาพ กราฟิก ตาราง แผนภาพ อารมณ์ขัน เกร็ดเล็กเกร็ดน้อย เรื่องตลก การ์ตูน อุปมา คำพูด ปริศนาอักษรไขว้ คำพูด ส่วนเสริม บทคัดย่อบทความ เคล็ดลับสำหรับเปล ตำราเรียนขั้นพื้นฐาน และพจนานุกรมคำศัพท์เพิ่มเติมอื่นๆ การปรับปรุงตำราเรียนและบทเรียนแก้ไขข้อผิดพลาดในตำราเรียนอัปเดตชิ้นส่วนในตำราเรียน องค์ประกอบของนวัตกรรมในบทเรียน แทนที่ความรู้ที่ล้าสมัยด้วยความรู้ใหม่ สำหรับครูเท่านั้น บทเรียนที่สมบูรณ์แบบ แผนปฏิทินสำหรับคำแนะนำด้านระเบียบวิธีของโปรแกรมการอภิปรายหนึ่งปี บทเรียนบูรณาการหัวข้อตัวเข้ารหัส: ปฏิกิริยาที่ผันกลับได้และย้อนกลับไม่ได้ สมดุลเคมี การเปลี่ยนแปลงของสมดุลเคมีภายใต้อิทธิพลของปัจจัยต่างๆ
หากเป็นไปได้ ปฏิกิริยาย้อนกลับ ปฏิกิริยาเคมีจะถูกแบ่งออกเป็นแบบย้อนกลับได้และแบบย้อนกลับไม่ได้
ปฏิกิริยาเคมีที่ผันกลับได้ คือปฏิกิริยาที่ผลิตภัณฑ์ภายใต้เงื่อนไขที่กำหนดสามารถโต้ตอบซึ่งกันและกันได้
ปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้ คือปฏิกิริยาที่ผลิตภัณฑ์ไม่สามารถโต้ตอบกันภายใต้เงื่อนไขที่กำหนด
รายละเอียดเพิ่มเติมเกี่ยวกับ การจำแนกประเภทของปฏิกิริยาเคมีสามารถอ่านได้
ความเป็นไปได้ที่ผลิตภัณฑ์จะโต้ตอบกันขึ้นอยู่กับเงื่อนไขของกระบวนการ
ดังนั้นหากระบบ เปิด, เช่น. แลกเปลี่ยนกับ สิ่งแวดล้อมทั้งสสารและพลังงาน จากนั้นปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึ้น เช่น ก๊าซ จะไม่สามารถย้อนกลับได้ ตัวอย่างเช่น เมื่อเผาโซเดียมไบคาร์บอเนตที่เป็นของแข็ง:
2NaHCO 3 → นา 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
ก๊าซคาร์บอนไดออกไซด์จะถูกปล่อยและระเหยออกจากบริเวณที่เกิดปฏิกิริยา ดังนั้นปฏิกิริยานี้จึงจะเป็น กลับไม่ได้ภายใต้เงื่อนไขเหล่านี้ ถ้าเราพิจารณา ระบบปิด , ที่ ไม่ได้แลกเปลี่ยนสารกับสิ่งแวดล้อม (เช่น กล่องปิดที่เกิดปฏิกิริยา) จากนั้นคาร์บอนไดออกไซด์จะไม่สามารถหลุดออกจากโซนปฏิกิริยาได้และจะทำปฏิกิริยากับน้ำและโซเดียมคาร์บอเนตจากนั้นปฏิกิริยาจะกลับตัวภายใต้ เงื่อนไขเหล่านี้:
2NaHCO 3 ⇔ นา 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
ลองพิจารณาดู ปฏิกิริยาย้อนกลับ. ปล่อยให้ปฏิกิริยาย้อนกลับดำเนินต่อไปตามรูปแบบ:
AA + บีB = ซีซี + ดีดี
ความเร็วของปฏิกิริยาไปข้างหน้าตามกฎของการกระทำของมวลถูกกำหนดโดยนิพจน์: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b ความเร็วของปฏิกิริยาย้อนกลับ: v 2 =k 2 ·C С с ·C D d . หากในช่วงเวลาเริ่มต้นของปฏิกิริยาไม่มีสาร C และ D อยู่ในระบบ อนุภาค A และ B จะชนกันและโต้ตอบกันเป็นส่วนใหญ่ และปฏิกิริยาโดยตรงส่วนใหญ่จะเกิดขึ้น ความเข้มข้นของอนุภาค C และ D จะเริ่มเพิ่มขึ้นทีละน้อย ดังนั้น อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับจะเพิ่มขึ้น ในบางจุด อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะเท่ากับอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับ. รัฐนี้เรียกว่า สมดุลเคมี .
ดังนั้น, สมดุลเคมี คือสถานะของระบบที่ อัตราปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเท่ากัน .
เพราะ อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเท่ากัน อัตราการก่อตัวของสารเท่ากับอัตราการบริโภค และกระแส ความเข้มข้นของสารไม่เปลี่ยนแปลง . ความเข้มข้นดังกล่าวเรียกว่า สมดุล .
โปรดทราบว่าที่สภาวะสมดุล มีทั้งปฏิกิริยาทางตรงและปฏิกิริยาย้อนกลับนั่นคือสารตั้งต้นมีปฏิกิริยาโต้ตอบกัน แต่ผลิตภัณฑ์ก็มีปฏิกิริยาด้วยความเร็วเท่ากันเช่นกัน ในขณะเดียวกัน ปัจจัยภายนอกก็สามารถมีอิทธิพลได้ แทนที่สมดุลเคมีไปในทิศทางใดทิศทางหนึ่ง ดังนั้นสมดุลเคมีจึงเรียกว่าเคลื่อนที่หรือไดนามิก
การวิจัยในสาขาสมดุลเคลื่อนที่เริ่มขึ้นในศตวรรษที่ 19 ผลงานของอองรี เลอ ชาเตอลิเยร์วางรากฐานของทฤษฎี ซึ่งต่อมานักวิทยาศาสตร์ คาร์ล บราวน์ ได้สรุปโดยทั่วไป หลักการของสมดุลการเคลื่อนที่หรือหลักการของเลอชาเตอลิเยร์-บราวน์กล่าวว่า:
หากระบบได้รับอิทธิพลจากสภาวะสมดุล ปัจจัยภายนอกซึ่งเปลี่ยนแปลงเงื่อนไขสมดุลใด ๆ จากนั้นกระบวนการที่มุ่งเป้าไปที่การชดเชยอิทธิพลภายนอกจะถูกทำให้เข้มข้นขึ้นในระบบ
กล่าวอีกนัยหนึ่ง: เมื่อมีอิทธิพลภายนอกต่อระบบ ความสมดุลจะเปลี่ยนไปเพื่อชดเชยอิทธิพลภายนอกนี้
หลักการนี้ซึ่งสำคัญมาก ใช้ได้กับปรากฏการณ์สมดุลใดๆ (ไม่ใช่แค่ปฏิกิริยาเคมี) อย่างไรก็ตาม ตอนนี้เราจะพิจารณาเรื่องนี้เกี่ยวกับปฏิกิริยาทางเคมี ในกรณีของปฏิกิริยาเคมี อิทธิพลภายนอกทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารในสภาวะสมดุล
ปฏิกิริยาเคมีที่สภาวะสมดุลอาจได้รับผลกระทบจากปัจจัยหลัก 3 ประการ ได้แก่ อุณหภูมิ ความดัน และความเข้มข้นของสารตั้งต้นหรือผลิตภัณฑ์
1. ดังที่ทราบกันดีว่าปฏิกิริยาเคมีจะมาพร้อมกับผลกระทบจากความร้อน หากปฏิกิริยาโดยตรงเกิดขึ้นพร้อมกับการปล่อยความร้อน (คายความร้อนหรือ +Q) ปฏิกิริยาย้อนกลับจะเกิดขึ้นพร้อมกับการดูดซับความร้อน (ดูดความร้อนหรือ -Q) และในทางกลับกัน ถ้าคุณยก อุณหภูมิ ในระบบความสมดุลจะเปลี่ยนไปเพื่อชดเชยการเพิ่มขึ้นนี้ มีเหตุผลว่าในปฏิกิริยาคายความร้อน อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นไม่สามารถชดเชยได้ ดังนั้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น สมดุลในระบบจะเปลี่ยนไปสู่การดูดซับความร้อน กล่าวคือ ต่อปฏิกิริยาดูดความร้อน (-Q); ด้วยอุณหภูมิที่ลดลง - สู่ปฏิกิริยาคายความร้อน (+Q)
2. ในกรณีของปฏิกิริยาสมดุล เมื่อสารอย่างน้อยหนึ่งชนิดอยู่ในสถานะแก๊ส การเปลี่ยนแปลงจะได้รับผลกระทบอย่างมีนัยสำคัญเช่นกัน ความดันในระบบ เมื่อความดันเพิ่มขึ้น ระบบเคมีจะพยายามชดเชยผลกระทบนี้และเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยา ซึ่งปริมาณของสารที่เป็นก๊าซจะลดลง เมื่อความดันลดลง ระบบจะเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยา ซึ่งทำให้เกิดโมเลกุลของสารก๊าซมากขึ้น ดังนั้น: เมื่อความดันเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่จำนวนโมเลกุลของก๊าซที่ลดลง และเมื่อความดันลดลง - ไปสู่จำนวนโมเลกุลของก๊าซที่เพิ่มขึ้น
บันทึก! ระบบที่จำนวนโมเลกุลของก๊าซและผลิตภัณฑ์ของสารตั้งต้นเท่ากันจะไม่ได้รับผลกระทบจากแรงดัน! นอกจากนี้ การเปลี่ยนแปลงของความดันแทบไม่มีผลกระทบต่อความสมดุลของสารละลาย กล่าวคือ ปฏิกิริยาเมื่อไม่มีก๊าซ
3. นอกจากนี้ความสมดุลในระบบเคมียังได้รับผลกระทบจากการเปลี่ยนแปลงอีกด้วย ความเข้มข้นสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ เมื่อความเข้มข้นของสารตั้งต้นเพิ่มขึ้น ระบบจะพยายามใช้สารเหล่านี้ให้หมดและเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า เมื่อความเข้มข้นของรีเอเจนต์ลดลง ระบบจะพยายามสร้างรีเอเจนต์ออกมา และอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับจะเพิ่มขึ้น เมื่อความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์เพิ่มขึ้น ระบบก็จะพยายามบริโภคผลิตภัณฑ์เหล่านั้นและเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับด้วย เมื่อความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ลดลง ระบบเคมีจะเพิ่มอัตราการก่อตัวเช่น อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า
หากอยู่ในระบบเคมี อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าเพิ่มขึ้น ขวา , สู่การก่อตัวของผลิตภัณฑ์ และ การใช้รีเอเจนต์ . ถ้า อัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับเพิ่มขึ้นเราว่ายอดคงเหลือเปลี่ยนไปแล้ว ซ้าย , ต่อการบริโภคอาหาร และ เพิ่มความเข้มข้นของรีเอเจนต์ .
ตัวอย่างเช่นในปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนีย:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q
ความดันที่เพิ่มขึ้นทำให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้นซึ่งมีการสร้างโมเลกุลของก๊าซน้อยลงเช่น ปฏิกิริยาโดยตรง (จำนวนโมเลกุลของก๊าซสารตั้งต้นคือ 4 จำนวนโมเลกุลของก๊าซในผลิตภัณฑ์คือ 2) เมื่อความดันเพิ่มขึ้น สมดุลจะเลื่อนไปทางขวาเข้าหาผลิตภัณฑ์ ที่ อุณหภูมิสูงขึ้นความสมดุลจะเปลี่ยนไป ในทิศทางตรงกันข้ามกับปฏิกิริยาดูดความร้อน, เช่น. ไปทางซ้ายไปทางรีเอเจนต์ การเพิ่มความเข้มข้นของไนโตรเจนหรือไฮโดรเจนจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่การบริโภค กล่าวคือ ไปทางขวาเพื่อไปยังผลิตภัณฑ์
ตัวเร่ง ไม่กระทบต่อความสมดุลเพราะว่า เร่งปฏิกิริยาทั้งไปข้างหน้าและย้อนกลับ
หนึ่งใน ลักษณะที่สำคัญที่สุดปฏิกิริยาเคมีคือความลึก (ระดับ) ของการเปลี่ยนแปลง ซึ่งแสดงว่าสารตั้งต้นถูกแปลงเป็นผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยามากน้อยเพียงใด ยิ่งมีขนาดใหญ่เท่าใดก็ยิ่งสามารถดำเนินการกระบวนการได้อย่างประหยัดมากขึ้นเท่านั้น ความลึกของการเปลี่ยนแปลง เหนือปัจจัยอื่นๆ ขึ้นอยู่กับการพลิกกลับของปฏิกิริยา
กลับด้านได้ปฏิกิริยา , ไม่เหมือน กลับไม่ได้อย่าดำเนินการจนจบ: ไม่มีการใช้สารที่ทำปฏิกิริยาใด ๆ เลย ในเวลาเดียวกันผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยาจะมีปฏิกิริยากับการก่อตัวของสารตั้งต้น
ลองดูตัวอย่าง:
1) นำก๊าซไอโอดีนและไฮโดรเจนในปริมาณเท่ากันเข้าไปในภาชนะปิดที่อุณหภูมิที่กำหนด หากการชนกันของโมเลกุลของสารเหล่านี้เกิดขึ้นตามทิศทางที่ต้องการและมีพลังงานเพียงพอ พันธะเคมีสามารถจัดเรียงใหม่พร้อมกับการก่อตัวของสารประกอบขั้นกลาง (สารเชิงซ้อนเชิงกัมมันต์ ดูหัวข้อ 1.3.1) การจัดเรียงพันธะใหม่เพิ่มเติมสามารถนำไปสู่การสลายสารประกอบกลางออกเป็นสองโมเลกุลของไฮโดรเจนไอโอไดด์ สมการปฏิกิริยา:
เอช 2 + ฉัน 2 ® 2HI
แต่โมเลกุลของไฮโดรเจนไอโอไดด์ก็จะสุ่มชนกันกับโมเลกุลของไฮโดรเจน โมเลกุลของไอโอดีน และซึ่งกันและกัน เมื่อโมเลกุล HI ชนกัน จะไม่มีสิ่งใดขัดขวางการก่อตัวของสารประกอบตัวกลาง ซึ่งสามารถสลายตัวเป็นไอโอดีนและไฮโดรเจนได้ กระบวนการนี้แสดงโดยสมการ:
2HI ® H 2 + I 2
ดังนั้นปฏิกิริยาสองอย่างจะเกิดขึ้นพร้อมกันในระบบนี้ - การก่อตัวของไฮโดรเจนไอโอไดด์และการสลายตัว พวกเขาสามารถแสดงได้ด้วยสมการทั่วไปหนึ่งสมการ
H 2 + ฉัน 2 « 2HI
การย้อนกลับของกระบวนการจะแสดงด้วยเครื่องหมาย “
ปฏิกิริยาที่มุ่งตรงในกรณีนี้ต่อการก่อตัวของไฮโดรเจนไอโอไดด์เรียกว่าโดยตรงและสิ่งที่ตรงกันข้ามเรียกว่าย้อนกลับ
2) หากคุณผสมซัลเฟอร์ไดออกไซด์สองโมลกับออกซิเจนหนึ่งโมล สร้างสภาวะในระบบที่เอื้อต่อการเกิดปฏิกิริยา และหลังจากผ่านไประยะหนึ่ง ให้วิเคราะห์ส่วนผสมของก๊าซ ผลลัพธ์จะแสดงให้เห็นว่าทั้ง SO 3 - ผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาและผลิตภัณฑ์เริ่มต้น - จะมีอยู่ในสารในระบบ - SO 2 และ O 2 หากภายใต้สภาวะเดียวกัน ใส่ซัลเฟอร์ออกไซด์ (+6) เป็นสารตั้งต้น จะพบว่าส่วนหนึ่งของมันจะสลายตัวเป็นออกซิเจนและซัลเฟอร์ออกไซด์ (+4) และอัตราส่วนสุดท้ายระหว่างปริมาณทั้งหมด สารทั้งสามจะเหมือนกันกับกรณีที่เริ่มจากส่วนผสมของซัลเฟอร์ไดออกไซด์และออกซิเจน
ดังนั้นปฏิสัมพันธ์ของซัลเฟอร์ไดออกไซด์กับออกซิเจนจึงเป็นหนึ่งในตัวอย่างของปฏิกิริยาเคมีแบบย้อนกลับได้และแสดงโดยสมการ
2SO 2 + O 2 « 2SO 3
3) ปฏิกิริยาของเหล็กกับกรดไฮโดรคลอริกเกิดขึ้นตามสมการ:
เฟ + 2HCL ® เฟซีล 2 + H 2
หากมีกรดไฮโดรคลอริกเพียงพอปฏิกิริยาจะสิ้นสุดเมื่อใด
เหล็กจะหมดเกลี้ยง นอกจากนี้หากคุณพยายามทำปฏิกิริยานี้ในทิศทางตรงกันข้าม - ส่งไฮโดรเจนผ่านสารละลายเฟอร์ริกคลอไรด์ เหล็กโลหะและกรดไฮโดรคลอริกจะไม่ทำงาน - ปฏิกิริยานี้ไม่สามารถไปในทิศทางตรงกันข้ามได้ ดังนั้นปฏิกิริยาระหว่างเหล็กกับกรดไฮโดรคลอริกจึงเป็นปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้
อย่างไรก็ตาม ควรระลึกไว้เสมอว่าในทางทฤษฎี กระบวนการใดๆ ที่ไม่สามารถย้อนกลับได้สามารถแสดงได้ว่าเกิดขึ้นแบบย้อนกลับได้ภายใต้เงื่อนไขบางประการ เช่น โดยหลักการแล้ว ปฏิกิริยาทั้งหมดสามารถย้อนกลับได้ แต่บ่อยครั้งที่ปฏิกิริยาใดปฏิกิริยาหนึ่งมีอิทธิพลเหนืออย่างชัดเจน สิ่งนี้จะเกิดขึ้นในกรณีที่ผลิตภัณฑ์ที่มีปฏิสัมพันธ์ถูกลบออกจากทรงกลมปฏิกิริยา: รูปแบบการตกตะกอน ก๊าซถูกปล่อยออกมา และในทางปฏิบัติผลิตภัณฑ์ที่ไม่แยกตัวจะเกิดขึ้นในระหว่างปฏิกิริยาการแลกเปลี่ยนไอออน หรือเมื่อเนื่องจากสารตั้งต้นมีมากเกินไปอย่างเห็นได้ชัด กระบวนการที่ตรงกันข้ามจึงถูกระงับในทางปฏิบัติ ดังนั้นการยกเว้นความเป็นไปได้ของปฏิกิริยาย้อนกลับตามธรรมชาติหรือเทียมทำให้กระบวนการนี้เกือบจะเสร็จสมบูรณ์
ตัวอย่างของปฏิกิริยาดังกล่าว ได้แก่ ปฏิกิริยาระหว่างโซเดียมคลอไรด์กับซิลเวอร์ไนเตรตในสารละลาย
NaCL + AgNO 3 ® AgClyl + NaNO 3 ,
คอปเปอร์โบรไมด์กับแอมโมเนีย
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
การทำให้กรดไฮโดรคลอริกเป็นกลางด้วยสารละลายโซเดียมไฮดรอกไซด์
HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O
นี่เป็นตัวอย่างทั้งหมดเท่านั้น ในทางปฏิบัติกระบวนการที่ไม่สามารถย้อนกลับได้ เนื่องจากซิลเวอร์คลอไรด์ค่อนข้างละลายได้ และไอออนบวกที่ซับซ้อน 2+ นั้นไม่เสถียรอย่างแน่นอน และน้ำก็แยกตัวออก แม้ว่าจะมีระดับที่ไม่มีนัยสำคัญอย่างยิ่งก็ตาม
