Головна › Різне › Оборотність хімічних реакцій. Хімічна рівновага

Оборотність хімічних реакцій. Хімічна рівновага

Оборотні та незворотні хімічні реакції. Хімічна рівновага. Усунення рівноваги під дією різних факторів

Хімічна рівновага

Хімічні реакції, що протікають в одному напрямку, називають незворотними.

Більшість хімічних процесів є оборотними. Це означає, що за тих самих умов протікають і пряма, і зворотна реакції (особливо якщо мова йдепро замкнуті системи).

Наприклад:

а) реакція

$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$

у відкритій системі необоротна;

б) ця ж реакція

$CaCO_3⇄CaO+CO_2$

у замкнутій системі оборотна.

Розглянемо докладніше процеси, які відбуваються при оборотних реакціях, наприклад, для умовної реакції:

На підставі закону чинних мас швидкість прямої реакції

$(υ)↖(→)=k_(1)·C_(A)^(α)·C_(B)^(β)$

Оскільки згодом концентрації речовин $А$ і $В$ зменшуються, те й швидкість прямої реакції теж зменшується.

Поява продуктів реакції означає можливість зворотної реакції, причому з часом концентрації речовин $С$ і $D$ збільшуються, а отже, збільшується швидкість зворотної реакції:

$(υ)↖(→)=k_(2)·C_(C)^(γ)·C_(D)^(δ)$

Рано чи пізно буде досягнуто стан, при якому швидкості прямої та зворотної реакцій стануть рівними

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

Стан системи, у якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції, називають хімічною рівновагою.

При цьому концентрації реагуючих речовин та продуктів реакції залишаються без зміни. Їх називають рівноважними концентраціями. На макрорівні здається, що загалом нічого не змінюється. Але насправді і прямий, і зворотний процеси продовжують йти, але з рівною швидкістю. Тому таку рівновагу в системі називають рухливимі динамічним.

Константа рівноваги

Позначимо рівноважні концентрації речовин $[A], [B], [C], [D]$.

Тоді як $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ (γ) · [D] ^ (δ) $, звідки

$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(рівн.) $

де $γ, δ, α, β$ — показники ступенів, рівні коефіцієнтам оборотної реакції; $K_(рівн.) $ - Константа хімічної рівноваги.

Отримане вираз кількісно описує стан рівноваги і є математичним виразом закону діючих мас для рівноважних систем.

При постійної температурі константа рівноваги - величина стала для цієї оборотної реакції. Вона показує співвідношення між концентраціями продуктів реакції (числитель) та вихідних речовин (знаменник), яке встановлюється при рівновазі.

Константи рівноваги розраховують з дослідних даних, визначаючи рівноважні концентрації вихідних речовин і продуктів реакції при певній температурі.

Значення константи рівноваги характеризує вихід продуктів реакції, повноту її перебігу. Якщо одержують $K_(рівн.) >> 1$, це означає, що при рівновазі $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β)$, т. е. концентрації продуктів реакції переважають над концентраціями вихідних речовин, а вихід продуктів реакції великий.

При $K_(рівн.)

$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$

константа рівноваги

$K_(рівн.)=(·)/(·)$

при $20°С$ має значення $0.28$ (тобто менше $1$). Це означає, що значна частина ефіру не гідролізували.

У разі гетерогенних реакцій у вираз константи рівноваги входять концентрації лише тих речовин, що знаходяться в газовій або рідкій фазі. Наприклад, для реакції

константа рівноваги виражається так:

$K_(рівн.)=(^2)/()$

Значення константи рівноваги залежить від природи реагуючих речовин та температури.

Від присутності каталізатора константа не залежить, оскільки він змінює енергію активації і прямої, і зворотної реакції на одну й ту саму величину. Каталізатор може лише прискорити настання рівноваги, не впливаючи значення константи рівноваги.

Усунення рівноваги під дією різних факторів

Стан рівноваги зберігається скільки завгодно довго за постійних зовнішніх умов: температурі, концентрації вихідних речовин, тиску (якщо реакції беруть участь чи утворюються гази).

Змінюючи ці умови, можна перевести систему з одного рівноважного стану до іншого, що відповідає новим умовам. Такий перехід називають зміщеннямабо зсувом рівноваги.

Розглянемо різні способи усунення рівноваги на прикладі реакції взаємодії азоту та водню з утворенням аміаку:

$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$

$K_(рівн.)=(^2)/(·^3)$

Вплив зміни концентрації речовин

При додаванні реакційну суміш азоту $N_2$ і водню $Н_2$ збільшується концентрація цих газів, отже, збільшується швидкість прямої реакції. Рівнавага зміщується праворуч, у бік продукту реакції, тобто. у бік аміаку $NH_3$.

Той самий висновок можна зробити, аналізуючи вираз для константи рівноваги. При збільшенні концентрації азоту і водню знаменник збільшується, оскільки $K_(рівн.)$ — величина постійна, має збільшуватися чисельник. Таким чином, реакційної суміші збільшиться кількість продукту реакції $NH_3$.

Збільшення концентрації продукту реакції аміаку $NH_3$ призведе до зміщення рівноваги вліво, у бік утворення вихідних речовин. Цей висновок можна зробити на підставі аналогічних міркувань.

Вплив зміни тиску

Зміна тиску впливає тільки на ті системи, де хоча б одна з речовин знаходиться в газоподібному стані. При збільшенні тиску зменшується обсяг газів, отже, збільшується їх концентрація.

Припустимо, що тиск у замкнутій системі підвищили, наприклад, у $2$ рази. Це означає, що концентрації всіх газоподібних речовин ($N_2, H_2, NH_3$) у аналізованої нами реакції зростуть у $2$ рази. І тут чисельник у виразі для $K_(рівн.)$ збільшиться вчетверо, а знаменник — в $16$ раз, тобто. рівновага порушиться. Для його відновлення має збільшитися концентрація аміаку та зменшитися концентрації азоту та водню. Рівнавага зміститься праворуч. Зміна тиску мало позначається обсягом рідких і твердих тіл, тобто. не змінює їхню концентрацію. Отже, стан хімічної рівноваги реакцій, у яких беруть участь гази, залежить від тиску.

Вплив зміни температури

При підвищенні температури, як ви знаєте, швидкості всіх реакцій (екзо- та ендотермічних) збільшуються. Причому підвищення температури більше позначається швидкості тих реакцій, які мають велику енергію активації, отже, эндотермических.

Таким чином, швидкість зворотної реакції (у нашому прикладі ендотермічної) збільшується сильніше, ніж швидкість прямої. Рівнавага зміститься у бік процесу, що супроводжується поглинанням енергії.

Напрямок зміщення рівноваги можна передбачити, користуючись принципом Ле Шательє (1884):

Якщо систему, що у рівновазі, виявляється зовнішнє вплив (змінюється концентрація, тиск, температура), то рівновага зміщується у бік, яка послаблює цей вплив.

Зробимо висновки:

зі збільшенням концентрації реагуючих речовин хімічна рівновага системи зміщується у бік утворення продуктів реакції;
зі збільшенням концентрації продуктів реакції хімічна рівновага системи зміщується у бік утворення вихідних речовин;
при збільшенні тиску хімічна рівновага системи зміщується у бік тієї реакції, при якій обсяг газоподібних речовин, що утворюються менше;
при підвищенні температури хімічна рівновага системи зміщується у бік ендотермічної реакції;
при зниженні температури – у бік екзотермічного процесу.

Принцип Ле Шательє застосовується не тільки до хімічних реакцій, але і до багатьох інших процесів: випаровування, конденсації, плавлення, кристалізації та ін. проведення хімічних процесів, що забезпечують максимальний вихід бажаної речовини.

Ульянівський інститут підвищення кваліфікації та

перепідготовка освітян.

Кафедра природознавства

Тема: “Зворотні та незворотні реакції.

Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє.

Роботу виконала:

Слухач групи Х – 1

вчитель хімії МОУ ЗОШ №6

м. Димитровграда

Ульянівській області

Лепіхова Тетяна Василівна.

Науковий керівник:

Завідувач кафедри

природознавства

Ахметов Марат Анварович

Ульяновськ 2009

Оборотні та незворотні хімічні реакції.

Хімічна рівновага.

Принцип Ле Шательє.

Мета роботи: 1) Вивчення особливостей та закономірностей перебігу хімічних реакцій, як продовження формування уявлень про різні типи хімічних реакцій за ознакою оборотності.

2) Узагальнення та конкретизація знань про закономірності хімічних реакцій, формування умінь і навичок визначати, пояснювати особливості та умови, що випливають з них, необхідні для протікання тієї чи іншої реакції. 3) Розширити та поглибити знання про різноманіття хімічних процесів, навчити учнів порівнювати, аналізувати, пояснювати, робити висновки та узагальнення. 4) Розглянути цей розділ хімічної науки як найважливіший у прикладному аспекті та розглянути уявлення про хімічну рівновагу-як окремий випадок єдиного закону природної рівноваги, прагнення до компенсації, стійкості рівноваги в єдності з основною формою існування матерії, русі, динаміки.

Завдання.

Розглянути тему: “Зворотні та незворотні реакції” на конкретні приклади, використовуючи попередні уявлення про швидкість хімічних реакцій
Продовжити вивчення особливостей оборотних хімічних реакцій та формування уявлень про хімічну рівновагу як динамічний стан реагуючої системи.
Вивчити принципи усунення хімічної рівноваги та навчити учнів визначати умови усунення хімічної рівноваги.
Дати уявлення учням про значення цієї теми як для хімічного виробництва, але й нормального функціонування живого організму та природи загалом.

Вступ

У природі, в організмах живих істот, у процесі фізіологічної діяльності людини, у її діях щодо створення умов різного рівня: побутових, оборонних, виробничих, технічних, екологічних та інших-відбуваються або здійснюються тисячі, мільйони абсолютно різних реакцій, які можна розглядати з різних точокзору та класифікацій. Ми розглянемо хімічні реакції з погляду оборотності та незворотності їх.

Важко переоцінити значення цих понять: скільки існує людина-людина думаюча, стільки ж і б'ється людська думка про оборотність та незворотність процесів, що відбуваються в її організмі, вічна проблемапро продовження життя людини, проблема про незворотність наслідків її життєдіяльності, бездумного ставлення до природи.

Я хочу розглянути поняття оборотності та незворотності хімічних реакцій, поняття про хімічну рівновагу та умови його зсуву в “корисному” напрямку. Уявити теоретичну основуз наступною перевіркою, самоперевіркою знань на цю тему, використовуючи тестування різної типології. Припускаю, що "пройшовши шлях" від простих до більш складним завданням, учні матимуть чіткі, добрі знання як з цієї темі, а й поглиблять знання з хімії.

Хімічні реакції-це явища, при яких одна (або одні) речовини перетворюються на інші, доказом цього є видимі та невидимі зміни. Видимі: зміни кольору, запаху, смаку, випадання осаду, зміна забарвлення індикатора, поглинання та виділення тепла. Невидимі: зміна складу речовини, яку можна визначити за допомогою якісних та аналітичних реакцій. Всі ці реакції можна поділити на два типи: оборотні та незворотні реакції.

Необоротні реакції. Реакції, які протікають тільки в одному напрямку і завершуються повним перетворенням вихідних речовин, що реагують на кінцеві речовини, називаються незворотними.

Прикладом такої реакції може бути розкладання хлорату калію (бертолетової солі) при нагріванні:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Реакція припиниться тоді, коли весь хлорат калію перетвориться на хлорид калію та кисень. Необоротних реакцій не так багато.

Якщо злити розчини кислоти та луги, утворюється сіль та вода, наприклад,

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, і якщо речовини були взяті у потрібних пропорціях, розчин має нейтральну реакцію і в ньому не залишається навіть слідів соляної кислоти та гідроксиду натрію. Якщо спробувати провести реакцію в розчині між речовинами, що утворилися - хлоридом натрію і водою, то ніяких змін не виявиться. У разі говорять, що реакція кислоти з лугом необоротна, тобто. зворотна реакція не йде. Практично незворотні при кімнатній температурі дуже багато реакцій, наприклад,

H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O та ін.

Оборотні реакції. Оборотними називаються такі реакції, які одночасно протікають у двох взаємно протилежних напрямках.

Більшість реакцій є оборотними. У рівняннях оборотних реакцій між лівою та правою частинами ставлять дві стрілки, спрямовані у протилежні сторони. Прикладом такої реакції може служити синтез аміаку з водню та азоту:

∆H = -46,2 кДж/моль

У техніці оборотні реакції, зазвичай, невигідні. Тому різними методами (зміна температури, тиску та ін) їх роблять практично незворотними.

Необоротними називаються такі реакції, при протіканні яких:

1) продукти, що утворюються, йдуть зі сфери реакції - випадають у вигляді осаду, виділяються у вигляді газу, наприклад

Сl 2 + Н 2 SО 4 = SО 4 ↓ + 2НСl

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) утворюється малодисоційована сполука, наприклад вода:

НСl + NаОН = Н 2 Про + NаСl

3) реакція супроводжується великим виділенням енергії, наприклад горіння магнію

Mg+ 1 / 2 Про 2 = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль

У рівняннях незворотних реакцій між лівою та правою частинами ставиться знак рівності чи стрілка.

Багато реакцій оборотні вже у звичайних умовах, це означає, що помітною мірою протікає зворотна реакція. Наприклад, якщо спробувати нейтралізувати лугом водний розчин дуже слабкої хлорноватої кислоти, то виявиться, що реакція нейтралізації до кінця не йде і розчин має сильнолужну середу. Це означає, що реакція HClO + NaOH NaClO + H 2 O оборотна, тобто. продукти цієї реакції, реагуючи один з одним, частково переходять у вихідні сполуки. В результаті розчин має лужну реакцію. Оборотна реакція утворення складних ефірів (зворотна реакція називається омиленням): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, багато інших процесів.

Як і багато інших понять у хімії, поняття оборотності багато в чому умовне. Зазвичай незворотною вважають реакцію, після завершення якої концентрації вихідних речовин настільки малі, що їх не вдається виявити (звісно, це залежить від чутливості методів аналізу). При зміні зовнішніх умов (насамперед температури та тиску) необоротна реакція може стати оборотною і навпаки. Так, при атмосферному тиску і температурах нижче 1000 ° С реакцію 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 Про ще можна вважати незворотною, тоді як при температурі 2500 ° С і вище вода дисоціює на водень і кисень приблизно на 4%, а при температурі 3000 ° С – вже на 20%.

Наприкінці 19 ст. німецький фізикохімік Макс Боденштейн (1871–1942) детально вивчив процеси освіти та термічної дисоціації йодоводороду: H 2 + I 2 2HI. Змінюючи температуру , міг домогтися переважного перебігу лише прямий чи лише зворотної реакції, але у випадку обидві реакції йшли одночасно у протилежних напрямах. Подібних прикладів безліч. Один з найвідоміших - реакція синтезу аміаку 3H 2 + N 2 2NH 3; оборотні та багато інших реакцій, наприклад, окислення діоксиду сірки 2SO 2 + O 2 2SO 3 реакції органічних кислот зі спиртами і т.д.

Реакцію називають оборотною, якщо її напрямок залежить від концентрацій речовин - учасників реакції. Наприклад, у разі гетерогенно-каталітичної реакції N2 + 3H2 = 2NH3 (1) при малій концентрації аміаку в газовій си і великих концентраціях азоту і водню відбувається утворення аміаку; навпаки, при великій концентрації аміаку він розкладається, реакція йде у зворотному напрямку. Після завершення оборотної реакції, тобто при досягненні рівноваги хімічного, система містить як вихідні речовини, так і продукти реакції. Реакцію називають незворотною, якщо вона може відбуватися тільки в одному напрямку та завершується повним перетворенням вихідних речовин на продукти; приклад - розкладання вибухових речовин. Одна і та ж реакція в залежності від умов (від температури, тиску) може бути істотно оборотна або практично незворотня. Проста (одностадійна) оборотна реакція складається з двох одночасно елементарних реакцій, що відрізняються одна від одної лише напрямом хімічного перетворення. Напрямок доступної безпосередньому спостереженню підсумкової реакції визначається тим, яка із цих взаємно-зворотних реакцій має велику швидкість. Наприклад, проста реакція N2O4 2NO2 (2) складається з елементарних реакцій N2O4?2NO2 і 2NO2? N2O4. М. І. Тьомкін.

ХІМІЧНА РІВНОВАГА.

Хімічна рівновага- стан системи, в якому швидкість прямої реакції (V1) дорівнює швидкості зворотної реакції (V2). При хімічному рівновазі концентрації речовин залишаються постійними. Хімічна рівновага має динамічний характер: пряма та зворотна реакції при рівновазі не припиняються.

Стан хімічної рівноваги кількісно характеризується константою рівноваги, що є відношенням констант прямої (K 1) і зворотної (K 2) реакцій.

Для реакції mA + nB  pC + dD константа рівноваги дорівнює

K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)

Константа рівноваги залежить від температури та природи реагуючих речовин. Чим більше константа рівноваги, тим більша рівновага зрушена у бік утворення продуктів прямої реакції. У стані рівноваги молекули не перестають відчувати зіткнення, і між ними не припиняється взаємодія, але концентрації речовин залишаються постійними. Ці концентрації називаються рівноважними.

Рівноважна концентрація- Концентрація речовини, що бере участь у оборотній хімічній реакції, що досягла стану рівноваги.

Рівноважна концентрація позначається формулою речовини, взятої у квадратні дужки, наприклад:

зрівноважна (Н 2) = або равноважна (HI) = .

Як і будь-яка інша концентрація, рівноважна концентрація вимірюється в молях на літр.

Якби в наведених нами прикладах ми взяли інші концентрації вихідних речовин, то після досягнення рівноваги отримали б інші значення рівноважних концентрацій. Ці нові значення (позначимо їх зірочками) будуть пов'язані зі старими таким чином:

У загальному випадку для оборотної реакції

a A + b B d D+ f F

у стані рівноваги при постійній температурі дотримується співвідношення

Це співвідношення носить назву закон чинних мас, що формулюється наступним чином:

при постійній температурі відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції, взятих у ступенях, рівних їх коефіцієнтам, до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин, взятих у ступенях, рівних їх коефіцієнтам є величина постійна.

Постійна величина ( До З) називається константою рівновагицієї реакції. Індекс "с" у позначенні цієї величини показує, що для розрахунку константи використовувалися концентрації.

Якщо константа рівноваги велика, то рівновага зрушена у бік продуктів прямої реакції, якщо мала, то - у бік вихідних речовин. Якщо константа рівноваги дуже велика, то кажуть, що реакція " практично незворотня",якщо константа рівноваги дуже мала, то реакція " практично не йде.
Константа рівноваги - кожної оборотної реакції величина постійна лише за постійної температурі. Для однієї й тієї реакції при різних температурах константа рівноваги приймає різні значення.
Наведене вираз закону діючих мас справедливо лише реакцій, всі учасники яких є або гази, або розчинені речовини. В інших випадках рівняння для константи рівноваги дещо змінюється.
Наприклад, в оборотній реакції, що протікає при високій температурі

З (гр) + СО 2 2СО (г)

бере участь твердий графіт (гр). Формально, користуючись законом мас, що діє, запишемо вираз для константи рівноваги цієї реакції, позначивши її К":

Твердий графіт, що лежить на дні реактора, реагує тільки з поверхні, і його концентрація не залежить від маси графіту і постійна при будь-якому співвідношенні речовин в газовій суміші.

Помножимо праву та ліву частини рівняння на цю постійну величину:

Величина, що вийшла, і є константа рівноваги цієї реакції:

Аналогічним чином, для рівноваги іншої оборотної реакції, що протікає також при високій температурі,

CaCO 3(кр) СаО (кр) + СО 2(г) ,

отримаємо константу рівноваги

До З = .

І тут вона дорівнює рівноважної концентрації вуглекислого газу.

З метрологічної погляду константа рівноваги перестав бути однієї фізичної величиною. Це група величин з різними одиницями вимірів, які від конкретного висловлювання константи через рівноважні концентрації. Наприклад, для оборотної реакції графіту з вуглекислим газом K c] = 1 моль/л, така сама одиниця вимірів і константи рівноваги реакції термічного розкладання карбонату кальцію, а константа рівноваги реакції синтезу йодоводороду - величина безрозмірна. У загальному випадку [ K c] = 1 (моль/л) n .

Усунення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє

Переведення рівноважної хімічної системи з одного стану рівноваги до іншого називається зміщенням (зсувом) хімічної рівноваги, що здійснюється зміною термодинамічних параметрів системи - температури, концентрації, тиску При зміщенні рівноваги в прямому напрямку досягається збільшення виходу продуктів, а при зміщенні у зворотному напрямку - зменшення ступеня перетворення реагенту. І те, й інше може виявитися корисним у хімічній технології. Так як майже всі реакції в тій чи іншій мірі оборотні, у промисловості та лабораторній практиці виникають дві проблеми: як отримати продукт "корисної" реакції з максимальним виходом і як зменшити вихід продуктів "шкідливої" реакції. І в тому, і в іншому випадку виникає необхідність змістити рівновагу або у бік продуктів реакції, або у вихідні речовини. Щоб навчитися це робити, треба знати, від чого залежить положення рівноваги будь-якої оборотної реакції.

Положення рівноваги залежить:
1) від значення константи рівноваги (тобто від природи реагуючих речовин та температури),
2) від концентрації речовин, що беруть участь у реакції та
3) від тиску (для газових систем воно пропорційне концентраціям речовин).
Для якісної оцінки впливу на хімічну рівновагу всіх цих дуже різних факторів використовують універсальний за своєю суттю принцип Ле Шательє(французький фізикохімік і металознавець Анрі Луї Ле Шательє сформулював його в 1884 році), який застосовується до будь-яких рівноважних систем, не тільки хімічних.

Якщо систему, що у рівновазі, впливати ззовні, то рівновага у системі зміститься у напрямі, у якому відбувається часткова компенсація цього впливу.

Як приклад впливу на положення рівноваги концентрацій речовин-учасників реакції розглянемо оборотну реакцію одержання йодоводороду

H 2(г) + I 2(г) 2HI(г) .

За законом діючих мас у стані рівноваги

Нехай у реакторі об'ємом 1 літр при певній постійній температурі встановилася рівновага, при якому концентрації всіх учасників реакції однакові і дорівнюють 1 моль/л ( = 1 моль/л; = 1 моль/л; = 1 моль/л). Отже, за цієї температури До З= 1. Оскільки об'єм реактора 1 літр, n(H 2) = 1 моль, n(I 2) = 1 моль та n(HI) = 1 моль. У момент часу t 1 введемо в реактор ще 1 моль HI, його концентрація дорівнюватиме 2 моль/л. Але щоб До Ззалишалася постійною, повинні збільшитися концентрації водню та йоду, а це можливо лише за рахунок розкладання частини йодоводороду за рівнянням

2HI(г) = H2(г) + I2(г).

Нехай на момент досягнення нового стану рівноваги t 2 розклалося xмоль HI і, отже, утворилося додатково 0,5 xмоль H 2 та I 2 . Нові рівноважні концентрації учасників реакції: = (1+0,5 x) моль/л; = (1 + 0,5 x) моль/л; = (2 - x) моль/л. Підставивши числові значення величин у вираз закону діючих мас, отримаємо рівняння

Звідки x= 0,667. Отже, = 1333 моль/л; = 1,333 моль/л; = 1,333 моль/л.

Швидкість реакції та рівновагу.

Нехай є оборотна реакція A + B C + D. Якщо припустити, що пряма та зворотна реакція проходять в одну стадію, швидкості цих реакцій будуть прямо пропорційні концентраціям реагентів: швидкість прямої реакції v 1 = k 1 [A][B], швидкість зворотної реакції v 2 = k 2 [C][D] (квадратними дужками позначені молярні концентрації реагентів). Видно, що в міру протікання прямої реакції концентрації вихідних речовин А і знижуються, відповідно , зменшується і швидкість прямої реакції. Швидкість зворотної реакції, яка в початковий момент дорівнює нулю (немає продуктів C і D), поступово збільшується. Рано чи пізно настане момент, коли швидкості прямої та зворотної реакцій зрівняються. Після цього концентрації всіх речовин – А, В, С та D не змінюються з часом. Це означає, що реакція досягла положення рівноваги, а не концентрації речовин, що змінюються з часом, називаються рівноважними. Але, на відміну механічного рівноваги, у якому всяке рух припиняється, при хімічному рівновазі обидві реакції – і пряма, і зворотна – продовжують йти, проте їх швидкості рівні й тому здається, що жодних змін у системі немає. Довести протікання прямої та зворотної реакцій після досягнення рівноваги можна безліччю способів. Наприклад, якщо суміш водню, азоту і аміаку, що у положенні рівноваги, ввести трохи ізотопу водню – дейтерію D 2 , то чутливий аналіз відразу виявить присутність атомів дейтерію в молекулах аміаку. І навпаки, якщо ввести в систему трохи дейтерованого аміаку NH 2 D, то дейтерій відразу з'явиться у вихідних речовинах у вигляді молекул HD і D 2 . Інший ефектний досвід було проведено на хімічному факультеті МДУ. Срібну пластинку помістили у розчин нітрату срібла, при цьому жодних змін не спостерігалося. Потім розчин ввели мізерну кількість іонів радіоактивного срібла, після чого срібна пластинка стала радіоактивною. Цю радіоактивність не могло «змити» ні споласкування платівки водою, ні промивання її соляною кислотою. Тільки травлення азотною кислотою або механічна обробка поверхні дрібним наждачним папером зробило її неактивним. Пояснити цей експеримент можна єдиним чином: між металом і розчином безперервно відбувається обмін атомами срібла, тобто. у системі йде оборотна реакція Ag(тв) – е – = Ag + . Тому додавання радіоактивних іонів Ag + до розчину призводило до їх «впровадження» у платівку у вигляді електронейтральних, але, як і раніше, радіоактивних атомів. Отже, рівноважними бувають як хімічні реакції між газами чи розчинами, а й процеси розчинення металів, опадів. Наприклад, тверда речовина найшвидше розчиняється, якщо її помістити в чистий розчинник, коли система далека від рівноваги, даному випадку- Від насиченого розчину. Поступово швидкість розчинення знижується, і одночасно збільшується швидкість зворотного процесу - переходу речовини з розчину кристалічний осад. Коли розчин стає насиченим, система досягає стану рівноваги, причому швидкості розчинення і кристалізації рівні, а маса осаду з часом не змінюється. Як система може «протидіяти» зміні зовнішніх умов? Якщо, наприклад, температуру рівноважної суміші підвищують нагріванням, сама система, звичайно, не може «послабити» зовнішнє нагрівання, однак рівновага в ній зміщується таким чином, що для нагрівання реакційної системи до певної температури потрібна вже більша кількість теплоти, ніж у тому випадку, якби рівновагу не зміщувалося. У цьому рівновага зміщується те щоб теплота поглиналася, тобто. у бік ендотермічної реакції. Це можна трактувати, як «прагнення системи послабити зовнішній вплив». З іншого боку, якщо у лівій та правій частинах рівняння є неоднакове число газоподібних молекул, то рівновагу в такій системі можна змістити і шляхом зміни тиску. При підвищенні тиску рівновага зміщується в той бік, де число газоподібних молекул менше (і таким способом як би протидіє зовнішньому тиску). Якщо ж кількість газоподібних молекул у ході реакції не змінюється

(H 2 + Br 2 (г) 2HBr, СО + Н 2 О (г) СО 2 + Н 2), тиск не впливає на положення рівноваги. Слід зазначити, що при зміні температури змінюється і константа рівноваги реакції, тоді як при зміні тиску вона залишається постійною.

Декілька прикладів використання принципу Ле Шательє для передбачення усунення хімічної рівноваги. Реакція 2SO 2 + O 2 2SO 3 (г) екзотермічна. Якщо підвищити температуру, перевагу отримає ендотермічна реакція розкладання SО 3 і рівновага зміститься вліво. Якщо ж знизити температуру, рівновага зміститься праворуч. Так, суміш SО 2 і О 2 взятих у стехіометричному співвідношенні 2:1 ( см . СТЕХІОМЕРІЯ), при температурі 400° і атмосферному тиску перетворюється в SО 3 з виходом близько 95%, тобто. стан рівноваги в умовах майже повністю зміщено у бік SО 3 . При 600° З рівноважна суміш містить 76% SО 3 , а при 800° З – лише 25%. Саме тому при спалюванні сірки на повітрі утворюється в основному SО2 і лише близько 4% SО3. З рівняння реакції слід також, що підвищення загального тиску в системі зрушуватиме рівновагу вправо, а при зниженні тиску рівновага зміщуватиметься вліво.

Реакцію відщеплення водню від циклогексану з утворенням бензолу

6 Н 12 6 Н 6 + 3Н 2 проводять газовій фазі, також у присутності каталізатора. Ця реакція йде з витратою енергії (ендотермічна), але зі збільшенням числа молекул. Тому вплив температури та тиску на неї буде прямо протилежним тому, що спостерігається у разі синтезу аміаку. А саме: збільшенню рівноважної концентрації бензолу в суміші сприяє підвищення температури та зниження тиску, тому реакцію проводять у промисловості при невисоких тисках (2-3 атм) та високих температурах (450-500 ° С). Тут підвищення температури «двічі сприятливе»: воно не тільки збільшує швидкість реакції, а й сприяє зсуву рівноваги у бік цільового продукту. Звичайно, ще більше зниження тиску (наприклад, до 0,1 атм) викликало б подальше зміщення рівноваги вправо, однак при цьому в реакторі буде занадто мало речовини, зменшиться швидкість реакції, так що загальна продуктивність не підвищиться, а знизиться. Цей приклад ще раз показує, що економічно обґрунтований промисловий синтез – це вдале лавірування між «Сциллою та Харібдою».

Принцип Ле Шательє працює і в так званому галогенному циклі, який використовують для отримання титану, нікелю, гафнію, ванадію, ніобію, танталу та інших металів високої чистоти. Реакція металу з галогеном, наприклад Ti + 2I 2 TiI 4 йде з виділенням теплоти і тому при підвищенні температури рівновага зміщується вліво. Так, при 600 ° С титан легко утворює летючий йодид (рівновагу зміщено вправо), а при 110 ° С йодид розпадається (рівновагу зміщено вліво) з виділенням дуже чистого металу. Такий цикл працює і в галогенних лампах, де вольфрам, що випарувався зі спіралі і осів на більш холодних стінках, утворює з галогенами леткі сполуки, які на розпеченій спіралі знову розпадаються, і вольфрам виявляється перенесеним на колишнє місце.

Крім зміни температури та тиску існує ще один дієвий спосіб впливати на положення рівноваги. Припустимо, що з рівноважної суміші

А + В C + D виводиться будь-яка речовина. Відповідно до принципу Ле Шательє, система відразу «відгукнеться» на таку дію: рівновага почне зміщуватися так, щоб компенсувати втрату даної речовини. Наприклад, якщо із зони реакції виводити речовину С або D (або обидва відразу), рівновага зміщуватиметься вправо, а якщо виводити речовини А або В - вліво. Введення будь-якої речовини в систему також зміщуватиме рівновагу, але вже в інший бік.

Видаляти речовини із зони реакції можна різними способами. Наприклад, якщо в щільно закритій посудині з водою є сірчистий газ, встановиться рівновага між газоподібним, розчиненим і діоксидом сірки, що прореагував:

Про 2 (г) SО 2 (р) + Н 2 Про H 2 SO 3 . Якщо посудину відкрити, сірчистий газ поступово почне випаровуватися і більше не зможе брати участь у процесі - рівновага почне зміщуватися вліво, аж до повного розкладання сірчистої кислоти. Аналогічний процес можна спостерігати щоразу при відкритті пляшки з лимонадом або мінеральною водою: рівновага СО 2 (г) СО 2 (р) + Н 2 О Н 2 3 у міру випаровування 2 зміщується вліво.

Виведення реагенту із системи можливе не тільки при утворенні газоподібних речовин, а й шляхом зв'язування того чи іншого реагенту з утворенням нерозчинної сполуки, що випадає в осад. Наприклад, якщо у водний розчин 2 ввести надлишок солі кальцію, то іони Са 2+ утворюватимуть осад СаСО 3 , реагуючи з вугільною кислотою; рівновага СО 2 (р) + Н 2 О Н 2 3 буде зміщуватися вправо, поки у воді не залишиться розчиненого газу.

Рівнову можна змістити і додаванням реагенту. Так, при зливанні розведених розчинів FeCl 3 і KSCN з'являється червонувато-оранжеве забарвлення в результаті утворення тіоціанату (роданіду) заліза:

FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Якщо в розчин додатково внести FeCl 3 або KSCN, забарвлення розчину посилиться, що свідчить про зміщення рівноваги вправо (ніби послаблюючи зовнішню дію). Якщо додати до розчину надлишок KCl, то рівновага зміститься вліво з ослабленням забарвлення до світло-жовтої.

У формулюванні принципу Ле Шательє недарма вказується, що прогнозувати результати зовнішнього впливу можна лише систем , що у стані рівноваги. Якщо цією вказівкою знехтувати, легко дійти абсолютно неправильних висновків. Наприклад, відомо, що тверді луги (KOH, NaOH) розчиняються у воді з виділенням великої кількості теплоти розчин розігрівається майже так само сильно, як і при змішуванні з водою концентрованої сірчаної кислоти. Якщо забути, що принцип застосовний тільки до рівноважних систем, можна зробити неправильний висновок про те, що при підвищенні температури розчинність КОН у воді повинна знижуватися, оскільки саме таке зміщення рівноваги між осадом і насиченим розчином призводить до «послаблення зовнішнього впливу». Однак процес розчинення КОН у воді - зовсім не рівноважний, оскільки в ньому бере участь безводний луг, тоді як осад, що знаходиться в рівновазі з насиченим розчином, є гідратами КОН (в основному KOH 2H 2 O). Перехід цього гідрату з осаду в розчин є ендотермічним процесом, тобто. супроводжується не нагріванням, а охолодженням розчину, тож принцип Ле Шательє для рівноважного процесу виконується і в цьому випадку. Так само при розчиненні безводних солей – CaCl 2 , CuSO 4 та ін. у воді розчин нагрівається, а при розчиненні кристалогідратів CuSO 4 ·5H 2 O, CaCl 2 ·6H 2 O – охолоджується.

У підручниках та популярній літературі можна знайти ще один цікавий та повчальний приклад помилкового використання принципу Ле Шательє. Якщо прозорий газовий шприц помістити рівноважну суміш бурого діоксиду азоту NO 2 і безбарвного тетраоксиду N 2 O 4 , а потім за допомогою поршня швидко стиснути газ, то інтенсивність фарбування відразу ж посилиться, а через деякий час (десятки секунд) знову послабиться, хоча і не досягне початкової. Цей досвід зазвичай пояснюють так. Швидке стиснення суміші призводить до збільшення тиску і, отже, концентрації обох компонентів, тому суміш стає темнішою. Але підвищення тиску, відповідно до принципу Ле Шательє, зсуває рівновагу в системі 2NO 2 N 2 O 4 у бік безбарвного N 2 O 4 (зменшується число молекул), тому суміш поступово світлішає, наближаючись до нового положення рівноваги, що відповідає підвищеному тиску.

Помилковість такого пояснення випливає з того, що обидві реакції - дисоціація N 2 O 4 і димеризація NO 2 - відбуваються надзвичайно швидко, так що рівновага в будь-якому випадку встановлюється за мільйонні частки секунди, тому неможливо всунути поршень настільки швидко, щоб порушити рівновагу. Пояснюється цей досвід інакше: стиск газу викликає значно підвищення температури (з цим явищем знайомий кожен, кому доводилося накачувати шину велосипедним насосом). І відповідно до того ж принципу Ле Шательє, рівновага миттєво зрушується у бік ендотермічної реакції, що з поглинанням теплоти, тобто. у бік дисоціації N 2 O 4 – суміш темніє. Потім гази в шприці повільно остигають до кімнатної температури, і рівновага знову зсувається у бік тетраоксиду – суміш світлішає.

Принцип Ле Шательє чудово діє і в тих випадках, які не мають жодного відношення до хімії. У нормально діючій економіці загальна сума грошей, що перебувають у обігу, перебуває в рівновазі з тими товарами, які можна на ці гроші купити. Що буде, якщо «зовнішнім впливом» виявиться бажання уряду надрукувати більше грошей, щоб розрахуватися з боргами? У суворій відповідності до принципу Ле Шательє, рівновага між товаром і грошима зміщуватиметься таким чином, щоб послабити задоволення громадян від володіння великою кількістю грошей. А саме, ціни на товари та послуги зростуть, і таким шляхом буде досягнуто нової рівноваги. Інший приклад. В одному з міст США було вирішено позбавитися постійних пробок шляхом розширення магістралей та будівництва транспортних розв'язок. На деякий час це допомогло, але потім зрадовані жителі почали купувати більше автомобілів, так що незабаром пробки виникли знову, але при новому «положенні рівноваги» між дорогами і більшим числом автомобілів.

Отже, зробимо основні висновки способів усунення хімічної рівноваги.

Принцип Ле-Шательє. Якщо систему, що у рівновазі, виробляється зовнішній вплив (змінюються концентрація, температура, тиск), воно сприяє протіканню тієї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив

	V 1
A + Б		У
	V 2

1. Тиск. Збільшення тиску (для газів) зміщує рівновагу у бік реакції, що веде до зменшення обсягу (тобто до утворення меншого числа молекул).

2. Збільшення температури зміщує положення рівноваги у бік ендотермічної реакції (тобто у бік реакції, що протікає з поглинанням теплоти)

3. Збільшення концентрації вихідних речовин та видалення продуктів зі сфери реакції зміщує рівновагу у бік прямої реакції. Збільшення концентрацій вихідних речовин [A] або [Б] або [А] та [Б]: V 1 > V 2 .

Каталізатори не впливають на положення рівноваги.

Принцип Ле Шательє у природі.
При вивченні цієї теми завжди хочеться навести приклад прагнення всього живого до рівноваги, компенсації. Наприклад: зміна чисельності популяції мишей-горіховий рік-корми для мишей багато, популяція мишей швидко зростає. Зі зростанням чисельності мишей зменшується кількість їжі, внаслідок скупчення гризунів починається зростання різних інфекційних захворювань серед мишей, тому відбувається поступове зменшення чисельності популяції гризунів. Через якийсь період часу настає динамічна рівновага чисельності мишей, що народжуються і гинуть, зсув цієї рівноваги може статися в той чи інший бік під впливом зовнішніх, сприятливих або несприятливих умов.

У людському організмі протікають біохімічні процеси, які також можуть регулюватися за принципом Ле Шательє. Іноді внаслідок такої реакції в організмі починають вироблятися речовини-отрути, що викликають те чи інше захворювання. Як перешкодити цьому процесу?

Згадаймо такий метод лікування, як гомеопатія. Метод полягає у застосуванні дуже малих доз тих ліків, які у великих дозах викликають у здорової людиниознаки якогось захворювання. Як же в даному випадку діє ліки-отрута? В організм вводять продукт небажаної реакції, і за принципом Ле Шательє рівновага зміщується у бік вихідних речовин. Процес, що викликає хворобливі порушення в організмі, згасає.

Практична частина.

Контроль рівня засвоєння вивченої теми проводиться як тестів. Тест-система лаконічно та точно сформульованих та стандаотизованих завдань, не які необхідно дати протягом обмеженого часу короткі та точні відповіді, що оцінюються за системою балів. При складанні тестів я орієнтувалася на такі рівні:

Репродуктивний-виконання учнями цього рівня відбувається, переважно, спираючись на згадку.
Продуктивний-досягнення цього рівня передбачає в учнів розуміння вивчених формулювань, понять, законів, вміння встановлювати взаємозв'язок з-поміж них.
Творчий-уміння прогнозувати на основі наявних знань, проектувати, аналізувати, робити висновки, порівняння, узагальнення.

Тести закритого типу або тести, в яких випробовуваному необхідно вибрати правильну відповідь із запропонованих варіантів.

А) Репродуктивний рівень: тести з альтернативними відповідями, у яких випробуваний має відповісти так чи ні. Оцінка 1 бал.

Реакція горіння фосфору

це оборотна реакція

а) так б) ні

Реакція розкладання

карбонату кальцію-це

оборотна реакція

а) так б) ні

Збільшення температури

сприяє розкладанню

оксиду ртуті II на ртуть

та кисень

а) так б) ні

У живих системах

відбуваються оборотні

та незворотні процеси

а) та б) ні.

Тести з вибором однієї правильної відповіді

У якій системі у разі підвищення тиску хімічна рівновага зміститься вправо?

2HI(г)↔H2(г)+I2(г)
З (тв)+S2(г)↔CS2(г)
C3H6(г)+H2(г)↔С3H8(г)
H2(г)+F2(г)↔2HF(г) 1бал

CO2(г)+C(тв)↔2СO(г)-173кдж зміщується у бік продукту реакції при

підвищення температури
використання каталізатора
зниження температури; 1бал

На стан хімічної рівноваги у системі

H2(г)+J2(г)↔2HJ(г)-Q

не впливає

збільшення тиску
збільшення концентрації йоду
підвищення температури
зменшення температури; 1бал

У якій системі збільшення концентрації водню зміщує хімічну рівновагу вліво?

C(тв)+2H2(г)↔СH4(г)
2NH3(г)↔N2(г)+3H2(г)
2H2(г)+O2(г)↔2H2O(г)
FeO(тв)+H2(г) ↔Fe+H2O(г) 1бал

У якій системі підвищення тиску впливає зміщення хімічного рівноваги?

H2(г)+J2(г)↔2HJ(г)
SO2(г)+H2O(ж)↔H2SO3(г)
CH4(г)+H2O(г)↔CO(г)+3H2(г)
4HCl(г)+O2(г)↔2H2O(г)+2Сl2(г) 1бал

На хімічну рівновагу у системі

N2+3H2↔2NH3+Q

не впливає

підвищення температури
підвищення тиску
видалення аміаку із зони реакції
застосування каталізатора 1бал

Хімічне рівновагу у системі

2NO+O2↔2NO2+Q

зміщується у бік утворення продукту реакції при

підвищення тиску
підвищення температури
зниженні тиску
застосування каталізатора 1бал

У виробництві сірчаної кислоти на стадії окислення SO2 до SO3 для збільшення виходу продукту

підвищують концентрацію кисню
збільшують температуру
знижують тиск
вводять каталізатор; 1,5 бала

(розрив пі-зв'язку 65ккал/моль, розрив H-Hзв'язку 104ккал/моль) утворення двох зв'язків C-H 98+98=196ккал/моль

при нагріванні реакційної суміші

рівновага зміститься праворуч
рівновага зміститься вліво
рівновага протікатиме в обидві сторони з однаковою ймовірністю
ці речовини не перебувають у стані рівноваги у зазначених умовах; 1,5 бала

Хімічне рівновагу у системі

2NO2↔2NO+O2-Q

зміщується у бік утворення вихідних речовин

1) підвищення тиску

підвищення температури
зниженні тиску
застосування каталізатора; 1бал

На зміщення рівноваги праворуч у системі

2NH3↔N2+3H2-Q

впливає

зниження температури
підвищення тиску
використання каталізатора
підвищення температури; 1бал

Необоротної реакції відповідає рівняння

азот+водень=аміак
ацетилен+кисень=вуглекислий газ+вода
водень+йод=йодоводород
сірчистий газ+кисень=сірчаний ангідрид; 1,5 бала

Тести з множинним вибором правильної відповіді, при виконанні яких випробуваному необхідно вибрати 1-2 правильні відповіді, або зіставити 2 запропоновані умови при виборі відповіді.

У якій системі хімічна рівновага зміститься у бік продуктів реакції як у разі підвищення тиску, як і за зниженні температури?

N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(тв)+H2-Q 1,5 бала

Хімічне рівновагу у системі

+ -

NH3+H2O↔NH4+OH

зміститься у бік утворення аміаку при додаванні до водного розчину аміаку

хлориду натрію
гідроксиду натрію
соляної кислоти
хлориду алюмінію; 1,5 бала

H2SO4

19) Реакція гідратації етилену CH2=CH2+H2O ↔ має велике практичне значенняале вона оборотна, для зміщення рівноваги реакції вправо необхідно

підвищити температуру (>280 градусів С)
зменшити кількість води у реакційній суміші
підвищити тиск (більше 80 атмосфер)
замінити кислотний каталізатор на платину; 1бал

Реакція дегідрування бутану ендотермічна. Для усунення рівноваги реакції вправо необхідно

використовувати активніший каталізатор, наприклад платину
знизити температуру
підвищити тиск
підвищити температуру; 1бал

Для реакції взаємодії оцтової кислоти з метанолом з утворенням ефіру та води зміщенню рівноваги вліво сприятиме

відповідний каталізатор
додавання концентрованої сірчаної кислоти
використання зневоднених вихідних речовин
додавання ефіру; 1,5 бала

Тести на виняток зайвого (зустрів зайве-прибери)

На зміщення рівноваги впливає

зміна тиску
використання каталізатора
зміна концентрацій речовин, що беруть участь у реакції
зміна температури; 1бал

Підвищення чи зниження тиску впливає зміщення хімічного рівноваги у реакціях

що йдуть з виділенням тепла
реакціях за участю газоподібних речовин
реакціях, що йдуть зі зменшенням обсягу
реакціях, що йдуть зі збільшенням обсягу; 1,5 бала

Необоротною є реакція

горіння вугілля
горіння фосфору
синтез аміаку з азоту та водню
горіння метану; 1,5 бала

Тести групуваннявключають перелік запропонованих формул, рівнянь, термінів, які слід розподілити за заданими ознаками

При одночасному підвищенні температури та зниженні тиску хімічна рівновага зміститься праворуч у системі

H2(г)+S(г)↔H2S(г)+Q
2SO2(г)+O2(г)↔2SO3(г)+Q
2NH3(г)↔N2(г)+3H2(г)-Q
2HCL(г)↔H2(г)+СL2(г)-Q; 2 бали

Реакція гідрування пропіна екзотермічна. Для усунення хімічної рівноваги вправо необхідно

зниження температури
збільшення тиску
зменшення концентрації водню
зменшення концентрації пропена; 1бал

Завдання на відповідність.

Під час виконання тестів випробуваному пропонується встановити відповідність елементів двох списків, з кількома можливими відповідями.

Рівнавага реакції зміщується вправо. Привести у відповідність.

А) CO+CL2↔COCL2(г)+Q 1) При підвищенні тиску

Б) N2+3H2↔2NH3+Q 2) У разі підвищення температури

В) CO2+C(тв)↔2CO-Q 3) При зниженні тиску

Г) N2O(г)+S(т)↔2N2(г) 4) При збільшенні площі зіткнення; 2 бали

Рівновага реакції зміщується у бік утворення продуктів реакції. Привести у відповідність.

А) CH4↔C+2H2-Q 1)При збільшенні концентрації водню

Б) 2H2+O2↔2H2O(г)+Q 2)При підвищенні температури

В) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3)При зменшенні тиску

Г) N2+O2↔2NO-Q 4) При додаванні ефіру

5) При додаванні спирту; 2 бали
Тести відкритого типу або тести з вільними відповідями, у яких випробуваному необхідно дописати поняття визначення рівняння чи запропонувати самостійне судження у доказовому плані.

Завдання цього типу становлять заключною, найбільш високо оцінюваною частиною. тестів ЄДІз хімії.

Завдання доповнення.

Випробовуваний повинен сформулювати відповіді з урахуванням передбачених у завданні обмежень.

Допишіть рівняння реакцій, що стосуються оборотних і одночасно екзотермічних

А) Гідроксид натрію + Азотна кислота

Б) Водень + Йод

В) Азот + Водень

Г) Сірчистий газ + Кисень

Д) Вуглекислий газ + Вуглець 2 бали

Напишіть рівняння реакцій за схемою, з них оберіть ті оборотні реакції, в яких підвищення температури викликає зміщення рівноваги вправо:

1 2 3 4

N2 → NO → NO2 → HNO3 → NH4NO3 2 бали

Тести завдання вільного викладу.

Випробовуваний повинен самостійно сформулювати відповіді, бо жодних обмежень ними завдання не накладаються.

31) Перерахуйте фактори, що зміщують рівновагу вправо в системі:

CO + 2H2↔ CH3OH(г)+Q 2бали

32) Перерахуйте фактори, що зміщують рівновагу у бік утворення вихідних речовин у системі:

З (тв) + 2H2(г)↔CH4(г) + Q 2бали

Відповіді до тестів.

№ тесту Правильна відповідь

Б-1
Г-3,4

А-2,3

Б-1
Г-2

В-N2+3H2↔2NH3+Q

Г-2SO2+O2↔2SO3+Q

1) N2+O2↔2NO-Q

2) 2NO+O2↔2NO2+Q

3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q

4) NH3+HNO3=NH4NO3

реакція перша

CO+2H2↔CH3OH+Q

Рівнавага вправо зміщується при:

зменшенні температури
збільшення тиску
збільшення концентрації CO
збільшення концентрації H2
зменшення концентрації спирту

C+2H2↔CH4+Q

Рівновага реакції зміщується у бік вихідних речовин при: 1) підвищенні температури

2) зниження тиску

3) зниження концентрації водню

4) підвищення концентрації метану.

Список літератури

Ахметов, М.А.Система завдань та вправ з органічної хімії у тестовій формі [Текст]/М.А.Ахметов, І.Н.Прохоров.-Ульяновськ: ІПКПРО, 2004.
Габрієлян,О.С.Сучасна дидактика шкільної хімії, лекція №6 [Текст]/О.С.Габрієлян, В.Г.Краснова, С.Т.Сладков.// Газета для вчителів хімії та природознавства ( Видавничий будинок«Перше вересня»)-2007. - №22.-с.4-13.
Каверіна, А.А.Навчально-тренувальні матеріали для підготовки до єдиного державного іспиту. Хімія [Текст]/А.А.Каверіна та ін-М.: Інтелект центр, 2004.-160с.
Каверіна, А.А.Єдиний державний іспит 2009. Хімія [Текст]/А.А.Каверіна, А.С.Корощенко, Д.Ю.Добротін/ФІПІ.-М.: Інтелект центр, 2009.-272 с.
Леєнсон, І.А.Хімічні реакції, тепловий ефект, рівновага, швидкість [Текст] / І. А. Леєнсон.М.: Астрель, 2002.-190с.
Радецький, А.М.Перевірочні роботи з хімії у 8-11класі: посібник для вчителя [Текст]/А.М.Радецький. М: Просвітництво, 2009.-272с.
Рябініна, О.А.Демонстрація дії принципу Ле Шательє [Текст]/О.О.Рябініна, А.Ілларіонов// Хімія в школі.-2008.-№7.-с.64-67.
Тушина.Е.Н.Принцип Ле Шательє та деякі методи лікування [Текст]/Е.Н.Тушина.// Хімія в школі.-1993. №2.-с.54.
Шелінський, Г.І.Основи теорії хімічних процесів [Текст]/Г.І.Шелінський. М: Просвітництво, 1989.-234с.
Штремплер, Г.І.Передпрофільна підготовка з хімії [Текст]

/ Г.І.Штремплер. М: Дрофа, 2007.-253с.

>> Хімія: Оборотні та незворотні реакції

СО2+ H2O = H2CO3

Залишимо отриманий розчин кислоти стояти у штативі. Через деякий час побачимо, що розчин знову став фіолетовим, оскільки кислота розклалася на вихідні речовини.

Цей процес можна провести набагато швидше, якщо під третину розчин вугільної кислоти. Отже, реакція отримання вугільної кислоти протікає як у прямому, так і у зворотному напрямку, тобто є оборотною. Оборотність реакції позначається двома протилежно спрямованими стрілками:

Серед оборотних реакцій, що лежать в основі отримання найважливіших хімічних продуктів, як приклад назвемо реакцію синтезу (сполуки) оксиду сірки (VI) з оксиду сірки (IV) і кисню.

1. Оборотні та незворотні реакції.

2. Правило Бертоллі.

Запишіть рівняння реакцій горіння, про які йшлося в тексті параграфа, зяючи, що в результаті цих реакцій утворено оксиди тих елементів, з яких побудовано вихідні речовини.

Дайте характеристику трьох останніх реакцій, проведених наприкінці параграфа, за планом: а) характер і кількість реагентів та продуктів; б) агрегатний стан; в) напрямок: г) наявність каталізатора; д) виділення чи поглинання теплоти

Яка неточність допущена у запропонованому у тексті параграфа запису рівняння реакції випалу вапняку?

Наскільки справедливим є твердження, що реакції сполуки будуть, як правило, з кзотермічними реакціями? Обґрунтуйте свою точку зору, користуючись наведеними у тексті підручника фактами.

Зміст уроку конспект урокуопорний каркас презентація уроку акселеративні методи інтерактивні технології Практика завдання та вправи самоперевірка практикуми, тренінги, кейси, квести домашні завдання риторичні питання від учнів Ілюстрації аудіо-, відеокліпи та мультимедіафотографії, картинки графіки, таблиці, схеми гумор, анекдоти, приколи, комікси притчі, приказки, кросворди, цитати Доповнення рефератистатті фішки для допитливих шпаргалки підручники основні та додаткові словник термінів інші Удосконалення підручників та уроківвиправлення помилок у підручникуоновлення фрагмента у підручнику елементи новаторства на уроці заміна застарілих знань новими Тільки для вчителів ідеальні уроки календарний планна рік методичні рекомендації програми обговорення Інтегровані уроки

Теми кодифікатора: оборотні та незворотні реакції. Хімічна рівновага. Зміщення хімічної рівноваги під впливом різних чинників.

По можливості перебігу зворотної реакції хімічні реакції ділять на оборотні та незворотні.

Оборотні хімічні реакції - Це реакції, продукти яких за цих умов можуть взаємодіяти один з одним.

Необоротні реакції - Це реакції, продукти яких за цих умов взаємодіяти один з одним не можуть.

Докладніше про класифікацію хімічних реакційможна прочитати.

Імовірність взаємодії товарів залежить від умов проведення процесу.

Так, якщо система відкрита, тобто. обмінюється з довкіллямі речовиною, і енергією, то хімічні реакції, у яких, наприклад, утворюються гази, будуть необоротними. Наприклад , при прожарюванні твердого гідрокарбонату натрію:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

виділятиметься газоподібний вуглекислий газ і випаровується із зони проведення реакції. Отже, така реакція буде незворотнійза даних умов. Якщо ж розглянути замкнуту систему , яка не можеобмінюватися речовиною з навколишнім середовищем (наприклад, закритий ящик, в якому відбувається реакція), то вуглекислий газ не зможе полетіти із зони проведення реакції, і буде взаємодіяти з водою та карбонатом натрію, то реакція буде оборотною за даних умов:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Розглянемо оборотні реакції. Нехай оборотна реакція протікає за схемою:

aA + bB = cC + dD

Швидкість прямої реакції згідно із законом діючих мас визначається виразом: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b швидкість зворотної реакції: v 2 =k 2 ·C З ·C D d . Якщо початковий момент реакції в системі немає речовин C і D, то стикаються і взаємодіють переважно частинки A і B, і йде переважно пряма реакція. Поступово концентрація частинок C і D також почне підвищуватися, отже швидкість зворотної реакції зростатиме. В якийсь момент швидкість прямої реакції дорівнюватиме швидкості зворотної реакції. Цей стан і називають хімічною рівновагою .

Таким чином, хімічна рівновага - Це такий стан системи, при якому швидкості прямої та зворотної реакції рівні .

Т.к. швидкості прямо і зворотної реакції рівні, швидкість утворення речовин дорівнює швидкості їх витрати, та поточні концентрації речовин не змінюються . Такі концентрації називають рівноважними .

Зверніть увагу при рівновазі йде і пряма, і зворотна реакціятобто реагенти взаємодіють один з одним, але і продукти взаємодіють з такою ж швидкістю. При цьому зовнішні фактори можуть впливати та зміщуватихімічна рівновага у той чи інший бік. Тому хімічну рівновагу називають рухомою, або динамічною.

Дослідження у сфері рухомого рівноваги почалися ще ХІХ столітті. У працях Анрі Ле-Шательє було закладено основи теорії, які пізніше узагальнив учений Карл Браун. Принцип рухомої рівноваги, або принцип Ле-Шательє-Брауна, каже:

Якщо систему, що у стані рівноваги, впливати зовнішнім фактором, який змінює будь-яку з умов рівноваги, то системі посилюються процеси, створені задля компенсацію зовнішнього впливу.

Іншими словами: при зовнішньому впливі на систему рівновага зміститься так, щоб компенсувати цей зовнішній вплив.

Цей принцип, що дуже важливо, працює для будь-яких рівноважних явищ (не лише хімічних реакцій). Однак ми зараз розглянемо його стосовно хімічних взаємодій. У разі хімічних реакцій зовнішній вплив призводить до зміни рівноважних концентрацій речовин.

На хімічні реакції у стані рівноваги можуть впливати три основні фактори – температура, тиск та концентрації реагентів чи продуктів.

1. Як відомо, хімічні реакції супроводжуються тепловим ефектом. Якщо пряма реакція йде із виділенням теплоти (екзотермічна, чи +Q), то зворотна — із поглинанням теплоти (ендотермічна, чи -Q), і навпаки. Якщо підвищувати температуру в системі рівновага зміститься так, щоб це підвищення компенсувати. Логічно, що за екзотермічної реакції підвищення температури компенсувати не вийде. Отже, у разі підвищення температури рівновагу у системі зміщується у бік поглинання теплоти, тобто. у бік ендотермічних реакцій (-Q); при зниженні температури - у бік екзотермічної реакції (+Q).

2. У разі рівноважних реакцій, коли хоча б одна з речовин знаходиться в газовій фазі, на рівновагу також суттєво впливає зміна тискув системі. При підвищенні тиску хімічна система намагається компенсувати цей вплив і збільшує швидкість реакції, в якій кількість газоподібних речовин зменшується. При зниженні тиску система підвищує швидкість реакції, у якій утворюється більше молекул газоподібних речовин. Таким чином: зі збільшенням тиску рівновага зміщується у бік зменшення числа молекул газів, при зменшенні тиску — у бік збільшення числа молекул газів.

Зверніть увагу! На системи, де кількість молекул газів-реагентів і продуктів однакова, тиск не впливає! Також зміна тиску мало впливає рівновагу в розчинах, тобто. на реакції, де газів немає.

3. Також на рівновагу у хімічних системах впливає зміна концентраціїреагуючих речовин та продуктів. При підвищенні концентрації реагентів система намагається їх витратити і збільшує швидкість прямої реакції. При зниженні концентрації реагентів система намагається їх напрацювати і збільшується швидкість зворотної реакції. При підвищенні концентрації продуктів система намагається їх витратити, і збільшує швидкість зворотної реакції. При зниженні концентрації продуктів хімічна система збільшує швидкість освіти, тобто. швидкість прямої реакції.

Якщо у хімічній системі збільшується швидкість прямої реакції праворуч , у бік утворення продуктів і витрати реагентів . Якщо збільшується швидкість зворотної реакції, ми говоримо, що рівновага змістилася вліво , у бік витрачання продуктів і збільшення концентрації реагентів .

Наприклад, у реакції синтезу аміаку:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q

підвищення тиску призводить до збільшення швидкості реакції, у якій утворюється менше молекул газів, тобто. прямий реакції (число молекул газів-реагентів дорівнює 4, число молекул газів у продуктах дорівнює 2). При підвищенні тиску рівновага зміщується праворуч, у бік продуктів. При підвищення температурирівновага зміститься у бік ендотермічної реакції, тобто. ліворуч, у бік реагентів. Збільшення концентрації азоту чи водню змістить рівновагу у бік їх витрати, тобто. праворуч, у бік продуктів.

Каталізатор не впливає рівновагу, т.к. прискорює і пряму, і зворотну реакцію.

Одною з найважливіших характеристикхімічної реакції є глибина (ступінь) перетворення, що показує, наскільки вихідні речовини перетворюються на продукти реакції. Чим вона більша, тим економічніше можна проводити процес. Глибина перетворення, крім інших чинників, залежить від оборотності реакції.

Оборотніреакції , на відміну від незворотних, Протікають не до кінця: жодна з реагуючих речовин не витрачається повністю. Одночасно відбувається взаємодія продуктів реакції з утворенням вихідних речовин.

Розглянемо приклади:

1) у замкнуту посудину за певної температури введені рівні обсяги газоподібного йоду та водню. Якщо зіткнення молекул цих речовин відбуваються з необхідною орієнтацією та достатньою енергією, то хімічні зв'язки можуть перебудуватися з утворенням проміжної сполуки (активований комплекс, див. п.1.3.1). Подальша перебудова зв'язків може призвести до розпаду проміжної сполуки на дві молекули йодистого водню. Рівняння реакції:

H 2 + I 2 ® 2HI

Але молекули йодистого водню також безладно стикатимуться з молекулами водню, йоду і між собою. При зіткненні молекул HI ніщо не завадить утворитися проміжному з'єднанню, яке може розкластися на йод і водень. Цей процес виражається рівнянням:

2HI ® H 2 + I 2

Таким чином, у цій системі одночасно протікатимуть дві реакції - утворення йодистого водню та його розкладання. Їх можна виразити одним загальним рівнянням

H 2 + I 2 « 2HI

Оборотність процесу показує знак «.

Реакція, спрямована у разі у бік освіти йодистого водню, називається прямою, а протилежна - зворотної.

2) якщо змішати два моль діоксиду сірки з одним моль кисню, створити в системі умови, що сприяють перебігу реакції, і після закінчення часу провести аналіз газової суміші, то результати покажуть, що в системі будуть присутні як SO 3 - продукт реакції, так і вихідні речовини – SO 2 та O 2 . Якщо в ті ж умови як вихідну речовину помістити оксид сірки (+6), то можна буде виявити, що частина його розкладеться на кисень і оксид сірки (+4), причому кінцеве співвідношення між кількостями всіх трьох речовин буде таке ж, як і у тому випадку, коли виходили із суміші діоксиду сірки та кисню.

Таким чином, взаємодія діоксиду сірки з киснем також є одним із прикладів оборотної хімічної реакції та виражається рівнянням

2SO 2 + O 2 « 2SO 3

3) взаємодія заліза із соляною кислотою протікає відповідно до рівняння:

Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2

При достатній кількості соляної кислоти реакція закінчиться, коли

все залізо витрачається. Крім того, якщо спробувати провести цю реакцію у зворотному напрямку – пропускати водень через розчин хлориду заліза, то металевого заліза та соляної кислоти не вийде – ця реакція не може йти у зворотному напрямку. Таким чином, взаємодія заліза із соляною кислотою – незворотна реакція.

Проте, слід пам'ятати, що теоретично будь-який незворотний процес можна уявити протікає у певних умовах оборотно, тобто. у принципі всі реакції вважатимуться оборотними. Але дуже часто одна з реакцій явно переважає. Це буває у випадках, коли продукти взаємодії видаляються зі сфери реакції: випадає осад, виділяється газ, при іонообмінних реакціях утворюються практично недисоціюючі продукти; або коли за рахунок явного надлишку вихідних речовин протилежний процес практично пригнічується. Таким чином, природний або штучний виняток можливості протікання зворотної реакції дозволяє довести процес практично до кінця.

Прикладами таких реакцій можуть бути взаємодія хлориду натрію з нітратом срібла в розчині

NaCL + AgNO 3 ® AgCl + NaNO 3 ,

броміду міді з аміаком

CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2 ,

нейтралізація хлороводневої кислоти розчином їдкого натру

HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.

Це все приклади лише практичнонезворотних процесів, так як і хлорид срібла дещо розчинний, і комплексний катіон 2+ не абсолютно стійкий, і вода дисоціює, хоч і вкрай незначною мірою.

Популярне в рубриці: