ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Химическа реакциянаречена трансформация на вещества, при които има промяна в техния състав и (или) структура.
Реакцията е възможна при благоприятно съотношение на енергийни и ентропийни фактори. Ако тези фактори се балансират взаимно, състоянието на системата не се променя. В такива случаи се казва, че системите са в равновесие.
Химичните реакции, протичащи в една посока, се наричат необратими. Повечето химични реакции са обратими. Това означава, че при едни и същи условия протичат както права, така и обратна реакция (особено когато става въпрос за затворени системи).
Състоянието на системата, при което скоростта на правата реакция е равна на скоростта на обратната реакция, се нарича химично равновесие. . В този случай концентрациите на реагентите и реакционните продукти остават непроменени (равновесни концентрации).
Константа на равновесие
Помислете за реакцията за получаване на амоняк:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g)
Нека запишем изразите за изчисляване на скоростта на директните (1) и обратните (2) реакции:
1 = k 1 [H 2 ] 3
2 = k 2 2
Скоростите на правата и обратната реакция са равни, така че можем да запишем:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Съотношението на две константи е константа. Константата на равновесие е съотношението на константите на скоростта на правата и обратната реакция.
К = 2/3
Най-общо казано, равновесната константа е:
mA + nB ↔ pC +qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Равновесната константа е съотношението на продуктите на концентрациите на реакционните продукти, увеличени до степени, равни на техните стехиометрични коефициенти, към произведението на концентрациите на изходните вещества, увеличени до степени, равни на техните стехиометрични коефициенти.
Ако K се изразява чрез равновесни концентрации, тогава най-често се означава K s. Също така е възможно да се изчисли K за газове по отношение на техните парциални налягания. В този случай K се означава като K p. Има връзка между K s и K p:
K p \u003d K c × (RT) Δn,
където Δn е промяната в броя на всички молове газове по време на прехода от реагенти към продукти, R е универсалната газова константа.
K не зависи от концентрацията, налягането, обема и наличието на катализатор и зависи от температурата и естеството на реагентите. Ако K е много по-малко от 1, тогава в сместа има повече изходни вещества, а в случай на много повече от 1, в сместа има повече продукти.
Хетерогенно равновесие
Помислете за реакцията
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Следователно изразът за равновесната константа не включва концентрациите на компонентите на твърдата фаза
Химичното равновесие възниква в присъствието на всички компоненти на системата, но равновесната константа не зависи от концентрациите на веществата в твърдата фаза. Химичното равновесие е динамичен процес. K дава информация за хода на реакцията, а ΔG - за нейната посока. Те са свързани помежду си:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × lgK
Промяна в химичното равновесие. Принцип на Льо Шателие
От гледна точка на технологичните процеси, обратимите химични реакции не са полезни, тъй като е необходимо да имате знания как да увеличите добива на реакционния продукт, т.е. необходимо е да се научите как да измествате химичното равновесие към продуктите на реакцията.
Помислете за реакция, при която е необходимо да се увеличи добивът на амоняк:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g), ΔН< 0
За да се измести равновесието в посока на директна или обратна реакция, е необходимо да се използва Принцип на Льо Шателие: ако система в равновесие е засегната от някакъв външен фактор (повишаване или понижаване на температура, налягане, обем, концентрация на вещества), тогава системата противодейства на този ефект.
Например, ако температурата се повиши в равновесна система, тогава от 2 възможни реакции ще протече една, която ще бъде ендотермична; ако увеличите налягането, тогава равновесието ще се измести към реакцията с голям брой молове вещества; ако обемът в системата се намали, тогава изместването на равновесието ще бъде насочено към повишаване на налягането; ако концентрацията на едно от изходните вещества се увеличи, тогава от 2 възможни реакции ще протече една, която ще доведе до намаляване на равновесната концентрация на продукта.
Така че, във връзка с разглежданата реакция, за да се увеличи добивът на амоняк, е необходимо да се увеличи концентрацията на изходните вещества; понижете температурата, тъй като директната реакция е екзотермична, увеличете налягането или намалете обема.
Примери за решаване на проблеми
ПРИМЕР 1
Видео урок 2: Промяна в химичното равновесие
Лекция: Обратими и необратими химични реакции. химически баланс. Изместване на химичното равновесие под въздействието на различни фактори
Обратими и необратими химични реакции
В предишния урок научихте каква е скоростта на химичната реакция и какви фактори влияят върху нея. В този урок ще разгледаме как протичат тези реакции. Зависи от поведението на изходните вещества, участващи в реакцията - реагентите. Ако те се превърнат напълно в крайни вещества - продукти, тогава реакцията е необратима. Е, ако крайните продукти отново се превърнат в изходни вещества, тогава реакцията е обратима. Имайки предвид това, формулираме дефинициите:
обратима реакцияе определена реакция, която протича при еднакви условия в права и обратна посока.
Не забравяйте, че в уроците по химия ви беше показан ясен пример за обратима реакция за получаване на въглеродна киселина:
CO 2 + H 2 O<->H2CO3
необратима реакцияе определена химическа реакция, която върви до края в една определена посока.
Пример е реакцията на горене на фосфор: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5
Едно от доказателствата за необратимостта на реакцията е утаяването или отделянето на газ.
Химично равновесиеКогато скоростите на правата и обратната реакция са равни, химично равновесие.
Тоест при обратими реакции се образуват равновесни смеси от реагенти и продукти. Нека видим пример за това как се формира химичното равновесие. Вземете реакцията за образуване на йодоводород:
H 2 (g) + I 2 (g)<->2HI(g)
Можем да загреем смес от газообразен водород и йод или вече приготвен йод, резултатът и в двата случая ще бъде един и същ: образуването на равновесна смес от три вещества H 2 , I 2 , HI.
В самото начало на реакцията, преди образуването на йодоводород, протича директна реакция със скорост ( vи т.н.). Изразяваме го чрез кинетичното уравнение v pr \u003d k 1, където k 1 е константата на скоростта на директната реакция. Постепенно се образува продуктът HI, който при същите условия започва да се разлага на Н 2 и I 2 . Уравнението за този процес е следното: v arr \u003d k 2 2, където v arr е скоростта на обратната реакция, k 2 е константата на скоростта на обратната реакция. Моментът, в който HI е достатъчен за изравняване vпри vсе постига химично равновесие. Броят на веществата в равновесие, в нашия случай, това е H 2 , I 2 и HI не се променя с времето, но само ако няма външни влияния. От казаното следва, че химичното равновесие е динамично. В нашата реакция водородният йод или се образува, или се изразходва.
Не забравяйте, че промяната на условията на реакция ви позволява да изместите равновесието в правилната посока. Ако увеличим концентрацията на йод или водород, тогава v pr, ще има изместване надясно, ще се образува повече йодоводород. Ако увеличим концентрацията на йодоводород, v arr, и изместването ще бъде наляво. Можем да получим повече/по-малко реактиви и продукти.
По този начин химичното равновесие има тенденция да устои на външни влияния. Добавянето на H 2 или I 2 в крайна сметка води до увеличаване на тяхната консумация и увеличаване на HI. И обратно. Този процес се нарича научно принцип на Льо Шателие. Казва:
Ако върху система, която е в стабилно равновесие, се въздейства отвън (чрез промяна на температурата, налягането или концентрацията), тогава ще настъпи промяна в посоката на процеса, която отслабва този ефект.
Не забравяйте, че катализаторът не е в състояние да промени баланса. Той може само да ускори напредването му.
Изместване на химичното равновесие под въздействието на различни фактори
Промяна на концентрацията . По-горе разгледахме как този фактор измества баланса напред или в обратната посока. Ако концентрацията на реагентите се увеличи, равновесието се измества към страната, където това вещество се консумира. Ако концентрацията се намали, тя се измества към страната, където се образува това вещество. Не забравяйте, че реакцията е обратима и реагентите могат да бъдат вещества от дясната или от лявата страна, в зависимост от това коя реакция разглеждаме (директна или обратна).
ВлияниеT . Неговият растеж предизвиква изместване на равновесието към ендотермична реакция (- Q) и намаляване към екзотермична реакция (+ Q). Уравненията на реакцията показват топлинния ефект на директната реакция. Термичният ефект на обратната реакция е противоположен на него. Това правило важи само за реакции с топлинен ефект. Ако го няма, тогава t не е в състояние да измести равновесието, но неговото увеличаване ще ускори процеса на възникване на равновесие.
Влияние на налягането . Този фактор може да се използва при реакции, включващи газообразни вещества. Ако моловете на газа са равни на нула, няма да има промяна. С увеличаване на налягането равновесието се измества към по-малки обеми. С намаляването на налягането равновесието ще се измести към по-големи обеми. Обеми - вижте коефициентите пред газообразните вещества в уравнението на реакцията.
| | |
Сред многобройните класификации на типове реакции, например тези, които се определят от топлинния ефект (екзотермичен и ендотермичен), от промяната в степента на окисление на веществата (редокс), от броя на компонентите, участващи в тях (разграждане, съединения), и така нататък, реакции, протичащи в две взаимни посоки, иначе наречени обратими . Алтернатива на обратимите реакции са реакциите необратимо, при което се образува крайният продукт (утайка, газообразно вещество, вода). Тези реакции включват следното:
Обменни реакции между солни разтвори, по време на които се образува или неразтворима утайка - CaCO 3:
Ca (OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KOH (1)
или газообразно вещество - CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H 2 O (2)
или се получава слабо дисоциирано вещество - H 2 O:
2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H2О(3)
Ако разгледаме обратима реакция, тогава тя протича не само в посока напред (в реакции 1,2,3 отляво надясно), но и в обратна посока. Пример за такава реакция е синтезът на амоняк от газообразни вещества - водород и азот:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)
По този начин, Химическата реакция се нарича обратима, ако протича не само в права (→), но и в обратна посока (←) и се обозначава със символа (↔).
Основната характеристика на този тип реакция е, че реакционните продукти се образуват от изходните материали, но в същото време изходните реагенти се образуват от същите продукти, обратно. Ако разгледаме реакция (4), тогава в относителна единица време, едновременно с образуването на два мола амоняк, те ще се разложат с образуването на три мола водород и един мол азот. Нека обозначим скоростта на директната реакция (4) със символа V 1, тогава изразът за тази скорост ще приеме формата:
V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)
където стойността на "k" се определя като константа на скоростта на дадена реакция, стойностите на [H 2 ] 3 и съответстват на концентрациите на изходните вещества, повишени до степен, съответстваща на коефициентите в уравнението на реакцията. В съответствие с принципа на обратимостта скоростта на обратната реакция ще приеме израза:
V 2 = kˑ 2 (6)
В началния момент скоростта на директната реакция придобива максимална стойност. Но постепенно концентрациите на първоначалните реагенти намаляват и скоростта на реакцията се забавя. В същото време скоростта на обратната реакция започва да се увеличава. Когато скоростите на правата и обратната реакция станат еднакви (V 1 \u003d V 2), идва състояние на равновесие , при което не се променят концентрациите както на изходния, така и на образувания реагент.
Трябва да се отбележи, че някои необратими реакции не трябва да се приемат буквално. Нека дадем пример за най-често цитираната реакция на взаимодействие на метал с киселина, по-специално цинк със солна киселина:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (7)
Всъщност цинкът, когато се разтвори в киселина, образува сол: цинков хлорид и водороден газ, но след известно време скоростта на директната реакция се забавя, тъй като концентрацията на сол в разтвора се увеличава. Когато реакцията практически спре, определено количество солна киселина ще присъства в разтвора заедно с цинков хлорид, така че реакцията (7) трябва да се даде в следната форма:
2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)
Или в случай на образуване на неразтворима утайка, получена чрез изливане на разтвори на Na 2 SO 4 и BaCl 2:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)
утаената сол BaSO 4, макар и в малка степен, ще се дисоциира на йони:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Следователно понятията необратими и необратими реакции са относителни. Въпреки това, както в природата, така и в практическата дейност на хората, тези реакции са от голямо значение. Например процесите на изгаряне на въглеводороди или по-сложни органични вещества, като алкохол:
CH 4 + O 2 \u003d CO 2 + H 2 O (11)
2C 2 H 5 OH + 5O 2 \u003d 4CO 2 + 6H 2 O (12)
са напълно необратими процеси. Щеше да се счита за щастлива мечта на човечеството, ако реакциите (11) и (12) бяха обратими! Тогава би било възможно отново да се синтезират газ, бензин и алкохол от CO 2 и H 2 O! От друга страна, обратими реакции като (4) или окисление на серен диоксид:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
са основните в производството на амониеви соли, азотна киселина, сярна киселина и др., както неорганични, така и органични съединения. Но тези реакции са обратими! И за да се получат крайни продукти: NH3 или SO3, е необходимо да се използват такива технологични методи като: промяна на концентрациите на реагентите, промяна на налягането, повишаване или намаляване на температурата. Но това вече ще бъде предмет на следващата тема: „Изместване на химичното равновесие“.
blog.site, при пълно или частично копиране на материала е необходима връзка към източника.
преквалификация на възпитатели.
Отдел по природни науки
Тема: „Обратими и необратими реакции.
химически баланс. Принцип на Льо Шателие.
Завършена работа:
Слушателска група X - 1
учител по химия, СОУ №6
Димитровград
Уляновска област
Лепихова Татяна Василиевна
Научен ръководител:
началник отдел
естествени науки
Ахметов Марат Анварович
Уляновск 2009 г
Обратими и необратими химични реакции.
химически баланс.
Принцип на Льо Шателие.
Обективен: 1) Изучаването на характеристиките и моделите на хода на химичните реакции, като продължение на формирането на идеи за различни видове химични реакции въз основа на обратимостта.
2) Обобщаване и конкретизиране на знанията за закономерностите на химичните реакции, формиране на умения и способности за определяне, обяснение на характеристиките и произтичащите от това условия, необходими за протичането на определена реакция. 3) Разширете и задълбочете знанията за разнообразието от химични процеси, научете учениците да сравняват, анализират, обясняват, правят изводи и обобщения. 4) Разгледайте този раздел на химическата наука като най-важен в приложния аспект и разгледайте концепцията за химическото равновесие като частен случай на един закон на естественото равновесие, желанието за компенсация, стабилността на равновесието в единство с основната форма за съществуването на материя, движение, динамика.
Задачи.
Обмислете темата: „Обратими и необратими реакции“ с конкретни примери, като използвате предишни идеи за скоростта на химичните реакции.
Продължете да изучавате характеристиките на обратимите химични реакции и формирането на идеи за химичното равновесие като динамично състояние на реагираща система.
Да изучава принципите на изместване на химичното равновесие и да научи студентите да определят условията за изместване на химичното равновесие.
Да даде на учениците представа за важността на тази тема не само за химическото производство, но и за нормалното функциониране на живия организъм и природата като цяло.
Въведение
В природата, в организмите на живите същества, в процеса на физиологичната дейност на човека, в неговите действия за създаване на условия на различни нива: битово, отбранително, промишлено, техническо, екологично и други, възникват хиляди, милиони напълно различни реакции или се извършват, които могат да се разглеждат от различни гледни точки и класификации. Ще разгледаме химичните реакции от гледна точка на тяхната обратимост и необратимост.
Трудно е да се надцени значението на тези понятия: докато има мислещ човек, човешката мисъл за обратимостта и необратимостта на процесите, протичащи в тялото му, вечният проблем за удължаването на живота на човека, проблемът за необратимостта на последствията от живота си, необмисленото отношение към природата.
Искам да разгледам концепцията за обратимостта и необратимостта на химичните реакции, концепцията за химичното равновесие и условията за неговото изместване в „полезна“ посока. Представяне на теоретична основа с последваща проверка, самопроверка на знанията по тази тема, като се използват тестове от различни типологии. Предполагам, че „извървявайки пътя“ от прости към по-сложни задачи, учениците ще имат ясни, добри познания не само по тази тема, но и ще задълбочат знанията си по химия.
Химичните реакции са явления, при които едно (или едно) вещество се превръща в друго, доказателство за това са видими и невидими промени. Видими: промени в цвета, мириса, вкуса, утаяване, промяна в цвета на индикатора, абсорбция и отделяне на топлина. Невидим: промяна в състава на вещество, която може да бъде определена чрез качествени и аналитични реакции. Всички тези реакции могат да бъдат разделени на два вида: обратими и необратими реакции.
необратими реакции. Реакциите, които протичат само в една посока и завършват с пълно превръщане на първоначалните реагенти в крайни вещества, се наричат необратими.
Пример за такава реакция е разлагането на калиев хлорат (бертолетова сол) при нагряване:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Реакцията ще спре, когато целият калиев хлорат се превърне в калиев хлорид и кислород. Няма много необратими реакции.
Ако се източат киселинни и алкални разтвори, се образуват сол и вода, напр.
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O и ако веществата са взети в правилните пропорции, разтворът има неутрална реакция и в него не остават дори следи от солна киселина и натриев хидроксид. Ако се опитате да проведете реакция в разтвор между образуваните вещества - натриев хлорид и вода, тогава няма да се намерят промени. В такива случаи се казва, че реакцията на киселина с алкали е необратима, т.е. няма обратна реакция. Много реакции са практически необратими при стайна температура, напр.
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O и др.
обратими реакции. Обратимите реакции са тези, които протичат едновременно в две взаимно противоположни посоки.
Повечето реакции са обратими. В уравненията на обратимите реакции между лявата и дясната част са поставени две стрелки, сочещи в противоположни посоки. Пример за такава реакция е синтезът на амоняк от водород и азот:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
В инженерството обратимите реакции обикновено са неблагоприятни. Следователно различни методи (промени в температурата, налягането и др.) ги правят практически необратими.
Необратими са такива реакции, по време на които:
1) получените продукти напускат реакционната сфера - те се утаяват под формата на утайка, отделят се под формата на газ, напр.
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSO 4 ↓ + 2НCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) образува се леко дисоциирано съединение, например вода:
Hcl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl
3) реакцията е придружена от голямо освобождаване на енергия, например изгаряне на магнезий
Mg + 1 / 2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
В уравненията на необратимите реакции между лявата и дясната част се поставя знак за равенство или стрелка.
Много реакции вече са обратими при обикновени условия, което означава, че обратната реакция протича в забележима степен. Например, ако се опитате да неутрализирате с алкали воден разтвор на много слаба хипохлорна киселина, се оказва, че реакцията на неутрализация не достига до края и разтворът има силно алкална среда. Това означава, че реакцията HClO + NaOH NaClO + H 2 O е обратима, т.е. продуктите от тази реакция, реагирайки един с друг, частично преминават в изходните съединения. В резултат на това разтворът има алкална реакция. Реакцията на образуване на естери е обратима (обратната реакция се нарича осапунване): RCOOH + R "OH RCOOR" + H 2 O, много други процеси.
Подобно на много други концепции в химията, концепцията за обратимост е до голяма степен произволна. Обикновено реакцията се счита за необратима, след което концентрациите на изходните вещества са толкова ниски, че не могат да бъдат открити (разбира се, това зависи от чувствителността на методите за анализ). Когато външните условия се променят (предимно температура и налягане), необратима реакция може да стане обратима и обратно. Така че, при атмосферно налягане и температури под 1000 ° C, реакцията 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O все още може да се счита за необратима, докато при температура от 2500 ° C и по-висока водата се дисоциира на водород и кислород с около 4 %, а при температура 3000 ° С - вече с 20%.
В края на 19в Германският физикохимик Макс Боденщайн (1871–1942) изучава подробно процесите на образуване и термична дисоциация на йодоводород: H 2 + I 2 2HI. Чрез промяна на температурата той можеше да постигне преобладаващ поток само на правата или само на обратната реакция, но в общия случай и двете реакции протичаха едновременно в противоположни посоки. Има много такива примери. Една от най-известните е реакцията на синтез на амоняк 3H 2 + N 2 2NH 3; много други реакции също са обратими, например окислението на серен диоксид 2SO 2 + O 2 2SO 3, реакции на органични киселини с алкохоли и др.
Реакцията се нарича обратима, ако нейната посока зависи от концентрациите на веществата, участващи в реакцията. Например, в случай на хетерогенна каталитична реакция N2 + 3H2 = 2NH3 (1), при ниска концентрация на амоняк в газообразна вода и високи концентрации на азот и водород се образува амоняк; напротив, при висока концентрация на амоняк, той се разлага, реакцията протича в обратната посока. При завършване на обратима реакция, т.е. при достигане на химично равновесие, системата съдържа както изходните материали, така и реакционните продукти. Реакцията се нарича необратима, ако може да протече само в една посока и завършва с пълното превръщане на изходните вещества в продукти; пример е разлагането на експлозиви. Същата реакция, в зависимост от условията (температура, налягане), може да бъде по същество обратима или практически необратима. Една проста (едностепенна) обратима реакция се състои от две елементарни реакции, протичащи едновременно, които се различават една от друга само по посока на химическата трансформация. Посоката на крайната реакция, достъпна за пряко наблюдение, се определя от това коя от тези реципрочни реакции има по-голяма скорост. Например простата реакция N2O4 Û 2NO2 (2) се състои от елементарните реакции N2O4?2NO2 и 2NO2?N2O4. М. И. Тьомкин.
ХИМИЧНО РАВНОВЕСИЕ.
Химично равновесие- състоянието на системата, при което скоростта на правата реакция (V 1) е равна на скоростта на обратната реакция (V 2). При химично равновесие концентрациите на веществата остават непроменени. Химичното равновесие има динамичен характер: правата и обратната реакция не спират при равновесие.
Състоянието на химичното равновесие се характеризира количествено от равновесната константа, която е съотношението на константите на директните (K 1) и обратните (K 2) реакции.
За реакцията mA + nB pC + dD, равновесната константа е
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Равновесната константа зависи от температурата и естеството на реагентите. Колкото по-голяма е константата на равновесието, толкова повече равновесието се измества към образуването на директни реакционни продукти. В състояние на равновесие молекулите не престават да изпитват сблъсъци и взаимодействието между тях не спира, но концентрациите на веществата остават постоянни. Тези концентрации се наричат равновесни.
|
Равновесна концентрация- концентрацията на вещество, участващо в обратима химична реакция, която е достигнала състояние на равновесие. |
Равновесната концентрация се обозначава с формулата на веществото, взета в квадратни скоби, например:
сравновесие (H 2) \u003d или Рравновесие (HI) = .
Както всяка друга концентрация, равновесната концентрация се измерва в молове на литър.
Ако бяхме взели други концентрации на изходните вещества в примерите, които разгледахме, тогава след достигане на равновесие щяхме да получим други стойности на равновесните концентрации. Тези нови стойности (обозначени със звездички) ще бъдат свързани със старите, както следва:
.
Като цяло за обратима реакция
а A+ bб д D+ fЕ
в състояние на равновесие при постоянна температура се наблюдава връзката
Това съотношение се нарича закон за масовото действие, който се формулира по следния начин:
при постоянна температура съотношението на произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти, взети по степени, равни на техните коефициенти, към произведението на равновесните концентрации на изходните вещества, взети по степени, равни на техните коефициенти, е константа стойност.
Постоянна стойност ( Да се ОТ) е наречен равновесна константатази реакция. Индексът "c" в обозначението на тази величина показва, че за изчисляване на константата са използвани концентрации.
Ако константата на равновесие е голяма, тогава равновесието се измества към продуктите на директната реакция, ако е малка, тогава към изходните материали. Ако равновесната константа е много голяма, тогава те казват, че реакцията " практически необратимо,ако равновесната константа е много малка, тогава реакцията " на практика не работи."
Константа на равновесие - за всяка обратима реакция стойността е постоянна само при постоянна температура. За една и съща реакция при различни температури равновесната константа приема различни стойности.
Горният израз за закона за действието на масите е валиден само за реакции, в които всички участници са или газове, или разтворени вещества. В други случаи уравнението за равновесната константа се променя донякъде.
Например при обратима реакция, протичаща при висока температура
C (gr) + CO 2 2CO (g)
участва твърд графит C (gr). Формално, използвайки закона за масовото действие, ние записваме израз за равновесната константа на тази реакция, като я обозначаваме ДА СЕ":
Твърдият графит, лежащ на дъното на реактора, реагира само от повърхността и неговата "концентрация" не зависи от масата на графита и е постоянна за всяко съотношение на веществата в газовата смес.
Умножете дясната и лявата страна на уравнението по тази константа:
Получената стойност е равновесната константа на тази реакция:
По подобен начин, за равновесието на друга обратима реакция, протичаща също при висока температура,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
получаваме равновесната константа
Да се ОТ = .
В този случай тя е просто равна на равновесната концентрация на въглероден диоксид.
От метрологична гледна точка константата на равновесието не е единична физическа величина. Това е група от величини с различни мерни единици, в зависимост от конкретното изразяване на константата чрез равновесни концентрации. Например, за обратимата реакция на графит с въглероден диоксид [ К ° С] = 1 mol/l, равновесната константа на реакцията на термично разлагане на калциев карбонат има същата мерна единица, а равновесната константа на реакцията на синтез на йодоводород е безразмерна стойност. Общо взето [ К ° С] = 1 (mol/l) н .
Промяна в химичното равновесие. Принцип на Льо Шателие
Преминаването на равновесна химическа система от едно равновесно състояние в друго се нарича изместване (изместване) на химичното равновесие, което се осъществява чрез изменение на термодинамичните параметри на системата - температура, концентрация, налягане.При изместване на равновесието в права посока се постига увеличаване на добива на продукти, а при изместване в обратна посока - намаление. в степента на превръщане на реагента. И двете могат да бъдат полезни в химическото инженерство. Тъй като почти всички реакции са обратими до известна степен, в промишлеността и лабораторната практика възникват два проблема: как да се получи продуктът от „полезна“ реакция с максимален добив и как да се намали добивът на продукти от „вредна“ реакция. И в двата случая е необходимо равновесието да се измести или към продуктите от реакцията, или към изходните материали. За да научите как да направите това, трябва да знаете какво определя равновесното положение на всяка обратима реакция.
Равновесното положение зависи от:
1) от стойността на равновесната константа (т.е. от естеството на реагентите и температурата),
2) върху концентрацията на веществата, участващи в реакцията и
3) върху налягането (за газовите системи то е пропорционално на концентрациите на веществата).
За качествена оценка на влиянието върху химичното равновесие на всички тези много различни фактори се използва универсалната по своята същност Принцип на Льо Шателие(Френският физикохимик и металург Анри Луи Льо Шателие го формулира през 1884 г.), който е приложим за всякакви равновесни системи, не само за химическите.
Ако върху система в равновесие се въздейства отвън, тогава равновесието в системата ще се измести в посоката, в която този ефект е частично компенсиран.
Като пример за влиянието върху равновесното положение на концентрациите на веществата, участващи в реакцията, помислете за обратимата реакция на получаване на йодоводород
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).
Според закона за действието на масите в състояние на равновесие
.
Нека в реактор с обем 1 литър при определена постоянна температура се установи равновесие, при което концентрациите на всички участници в реакцията са еднакви и равни на 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol /l; = 1 mol/l). Следователно при тази температура Да се ОТ= 1. Тъй като обемът на реактора е 1 литър, н(H 2) \u003d 1 mol, н(I 2) \u003d 1 mol и н(HI) = 1 mol. В момент t 1, нека въведем още 1 mol HI в реактора, концентрацията му ще стане равна на 2 mol/l. Но за да Да се ОТостават постоянни, концентрациите на водород и йод трябва да се повишат и това е възможно само поради разлагането на част от водорода йод съгласно уравнението
2HI (g) \u003d H 2 (g) + I 2 (g).
Нека до момента на достигане на ново състояние на равновесие t 2 се разлага х mol от HI и следователно допълнително 0,5 х mol H2 и I2. Нови равновесни концентрации на участниците в реакцията: = (1 + 0,5 х) mol/l; = (1 + 0,5 х) mol/l; = (2 - х) mol/l. Замествайки числените стойности на количествата в израза на закона за масовото действие, получаваме уравнението
Където х= 0,667. Следователно = 1,333 mol/l; = 1.333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Скорост на реакция и баланс.
Нека има обратима реакция A + B C + D. Ако приемем, че правата и обратната реакция протичат в един етап, тогава скоростите на тези реакции ще бъдат право пропорционални на концентрациите на реагентите: скоростта на директната реакция v 1 = к 1 [A][B], скорост на обратна реакция v 2 = к 2 [C][D] (квадратните скоби показват моларните концентрации на реагентите). Вижда се, че с протичането на директната реакция концентрациите на изходните вещества А и В намаляват съответно и скоростта на директната реакция също намалява. Скоростта на обратната реакция, която в началния момент е нулева (няма продукти C и D), постепенно нараства. Рано или късно ще дойде моментът, когато скоростите на правата и обратната реакция ще се изравнят. След това концентрациите на всички вещества - A, B, C и D не се променят с времето. Това означава, че реакцията е достигнала равновесно положение и концентрациите на вещества, които не се променят с времето, се наричат равновесни. Но за разлика от механичното равновесие, при което всяко движение спира, при химичното равновесие и двете реакции - и пряката, и обратната - продължават да протичат, но скоростта им е еднаква и следователно изглежда, че в системата не настъпват промени. Има много начини да се докаже потокът от права и обратна реакция след достигане на равновесие. Например, ако малко изотоп на водород - деутерий D 2 се въведе в смес от водород, азот и амоняк, която е в равновесно положение, тогава чувствителен анализ веднага ще открие наличието на атоми на деутерий в молекулите на амоняка. И обратно, ако в системата се въведе малко деутериран амоняк NH 2 D, тогава деутерият веднага ще се появи в изходните вещества под формата на HD и D 2 молекули. Друг грандиозен експеримент беше проведен в Химическия факултет на Московския държавен университет. Сребърната плоча се поставя в разтвор на сребърен нитрат и не се наблюдават промени. След това в разтвора се въвежда незначително количество радиоактивни сребърни йони, след което сребърната плоча става радиоактивна. Тази радиоактивност не може да бъде "отмита" нито чрез изплакване на плочата с вода, нито чрез измиване със солна киселина. Само ецване с азотна киселина или механична обработка на повърхността с фина шкурка го правеха неактивен. Има само един начин да се обясни този експеримент: има непрекъснат обмен на сребърни атоми между метала и разтвора, т.е. в системата има обратима реакция Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Следователно добавянето на радиоактивни йони Ag + към разтвора доведе до тяхното "вграждане" в плочата под формата на електрически неутрални, но все пак радиоактивни атоми. По този начин не само химичните реакции между газове или разтвори са в равновесие, но и процесите на разтваряне на метали и утаяване. Например, твърдо вещество се разтваря най-бързо, когато е поставено в чист разтворител, когато системата е далеч от равновесие, в този случай наситен разтвор. Постепенно скоростта на разтваряне намалява и в същото време се увеличава скоростта на обратния процес - преминаването на веществото от разтвор в кристална утайка. Когато разтворът се насити, системата достига състояние на равновесие, докато скоростите на разтваряне и кристализация са равни и масата на утайката не се променя с времето. Как системата може да "противодейства" на промените във външните условия? Ако, например, температурата на равновесната смес се повиши чрез нагряване, самата система, разбира се, не може да „отслаби“ външното нагряване, но равновесието в нея се измества по такъв начин, че нагряване на реакционната система до определена температура изисква повече топлина, отколкото в случая, освен ако балансът не се измести. В този случай равновесието се измества така, че топлината се абсорбира, т.е. към ендотермична реакция. Това може да се тълкува като „желанието на системата да отслаби външните влияния“. От друга страна, ако има различен брой газообразни молекули от лявата и дясната страна на уравнението, тогава равновесието в такава система също може да бъде изместено чрез промяна на налягането. С нарастване на налягането равновесието се измества към страната, където броят на газообразните молекули е по-малък (и по този начин, така да се каже, се „противопоставя“ на външното налягане). Ако броят на газообразните молекули не се променя по време на реакцията
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), тогава налягането не влияе на равновесното положение. Трябва да се отбележи, че когато се променя температурата, равновесната константа на реакцията също се променя, докато когато се променя само налягането, тя остава постоянна.
Няколко примера за използване на принципа на Le Chatelier за прогнозиране на промени в химичното равновесие. Реакцията 2SO 2 + O 2 2SO 3 (d) е екзотермична. Ако температурата се повиши, ендотермичното разлагане на SO 3 ще има предимство и равновесието ще се измести наляво. Ако температурата се понижи, равновесието ще се измести надясно. И така, смес от SO 2 и O 2, взети в стехиометрично съотношение 2: 1 ( см . стехиомеризъм), при температура от 400 ° C и атмосферно налягане се превръща в SO 3 с добив от около 95%, т.е. състоянието на равновесие при тези условия е почти напълно изместено към SO 3 . При 600°C равновесната смес вече съдържа 76% SO 3, а при 800°C само 25%. Ето защо, когато сярата се изгаря във въздуха, се образуват главно SO 2 и само около 4% SO 3 . От уравнението на реакцията също следва, че увеличаването на общото налягане в системата ще измести равновесието надясно, а с намаляване на налягането равновесието ще се измести наляво.
Реакцията на отделяне на водород от циклохексан с образуването на бензен
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 се извършва в газова фаза, също в присъствието на катализатор. Тази реакция протича с разход на енергия (ендотермична), но с увеличаване на броя на молекулите. Следователно ефектът от температурата и налягането върху него ще бъде точно противоположен на наблюдавания в случай на синтез на амоняк. А именно: увеличаването на равновесната концентрация на бензен в сместа се улеснява от повишаване на температурата и намаляване на налягането, така че реакцията се извършва в промишлеността при ниско налягане (2–3 atm) и високи температури (450–500 °С). °C). Тук повишаването на температурата е „двойно благоприятно“: то не само увеличава скоростта на реакцията, но и допринася за изместване на равновесието към образуването на целевия продукт. Разбира се, още по-голямо намаляване на налягането (например до 0,1 atm) би причинило допълнително изместване на равновесието надясно, но в този случай в реактора ще има твърде малко вещество и скоростта на реакцията ще също намаляват, така че общата производителност няма да се увеличи, а ще намалее. Този пример още веднъж показва, че икономически оправданият индустриален синтез е успешно лавиране между Сцила и Харибда.
Принципът на Le Chatelier "работи" в така наречения халогенен цикъл, който се използва за получаване на титан, никел, хафний, ванадий, ниобий, тантал и други метали с висока чистота. Реакцията на метал с халоген, например Ti + 2I 2 TiI 4, протича с отделяне на топлина и следователно, когато температурата се повишава, равновесието се измества наляво. Така при 600 ° C титанът лесно образува летлив йодид (равновесието се измества надясно), а при 110 ° C йодидът се разлага (равновесието се измества наляво) с освобождаване на много чист метал. Такъв цикъл работи и в халогенни лампи, където волфрамът, изпарен от спиралата и утаен върху по-студените стени, образува летливи съединения с халогени, които отново се разлагат върху гореща спирала и волфрамът се прехвърля на първоначалното си място.
В допълнение към промяната на температурата и налягането има друг ефективен начин за повлияване на равновесното положение. Представете си това от равновесна смес
A + B C + D всяко вещество се екскретира. В съответствие с принципа на Льо Шателие, системата незабавно ще "отговори" на такова въздействие: равновесието ще започне да се измества по такъв начин, че да компенсира загубата на дадено вещество. Например, ако вещество C или D (или и двете наведнъж) се отстранят от реакционната зона, равновесието ще се измести надясно, а ако веществата A или B бъдат отстранени, ще се измести наляво. Въвеждането на каквото и да е вещество в системата също ще измести равновесието, но в другата посока.
Веществата могат да бъдат отстранени от реакционната зона по различни начини. Например, ако в плътно затворен съд с вода има серен диоксид, ще се установи равновесие между газообразен, разтворен и реагирал серен диоксид:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Ако съдът се отвори, серният диоксид постепенно ще започне да се изпарява и вече няма да може да участва в процеса - равновесието ще започне да се измества наляво, до пълното разлагане на сярната киселина. Подобен процес може да се наблюдава всеки път, когато отворите бутилка лимонада или минерална вода: балансът на CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 се измества наляво, когато CO 2 се изпарява.
Отстраняването на реагент от системата е възможно не само с образуването на газообразни вещества, но и чрез свързване на един или друг реагент с образуването на неразтворимо съединение, което се утаява. Например, ако излишък от калциева сол се въведе във воден разтвор на CO 2, тогава Ca 2+ йони ще образуват утайка от CaCO 3, реагираща с въглеродна киселина; равновесието CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 ще се измести надясно, докато във водата не остане разтворен газ.
Равновесието може също да бъде изместено чрез добавяне на реагент. Така че, когато разредените разтвори на FeCl 3 и KSCN се източват, се появява червеникаво-оранжев цвят в резултат на образуването на железен тиоцианат (тиоцианат):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Ако към разтвора се добави допълнително FeCl3 или KSCN, цветът на разтвора ще се увеличи, което показва изместване на равновесието надясно (като че ли отслабва външното влияние). Ако обаче към разтвора се добави излишък от KCl, тогава равновесието ще се измести наляво с намаляване на цвета до светло жълто.
При формулирането на принципа на Льо Шателие не напразно се посочва, че е възможно да се предвидят резултатите от външно въздействие само за системи, които са в равновесие. Ако тази индикация се пренебрегне, лесно може да се стигне до напълно погрешни заключения. Например, известно е, че твърдите алкали (KOH, NaOH) се разтварят във вода с отделяне на голямо количество топлина - разтворът се нагрява почти толкова, колкото при смесване на концентрирана сярна киселина с вода. Ако забравим, че принципът се прилага само за равновесни системи, можем да направим погрешно заключение, че с повишаване на температурата разтворимостта на КОН във вода трябва да намалява, тъй като именно това изместване на равновесието между утайката и наситения разтвор води до „отслабване на външното влияние“. Въпреки това, процесът на разтваряне на KOH във вода изобщо не е равновесен, тъй като в него участва безводна основа, докато утайката, която е в равновесие с наситен разтвор, е KOH хидрати (главно KOH 2H 2 O). Преходът на този хидрат от утайката към разтвора е ендотермичен процес, т.е. се придружава не от нагряване, а от охлаждане на разтвора, така че принципът на Le Chatelier за равновесен процес също е изпълнен в този случай. По същия начин, когато безводни соли - CaCl 2, CuSO 4 и т.н. се разтварят във вода, разтворът се нагрява, а когато се разтварят кристални хидрати CuSO 4 5H 2 O, CaCl 2 6H 2 O, той се охлажда.
Друг интересен и поучителен пример за злоупотреба с принципа на Льо Шателие може да се намери в учебниците и популярната литература. Ако равновесна смес от кафяв азотен диоксид NO 2 и безцветен N 2 O 4 тетроксид се постави в прозрачна газова спринцовка и след това газът бързо се компресира с бутало, интензитетът на цвета веднага ще се увеличи и след известно време (десетки секунди) ще отслабне отново, въпреки че няма да достигне оригинала. Това преживяване обикновено се обяснява по следния начин. Бързото компресиране на сместа води до повишаване на налягането и следователно в концентрацията на двата компонента, така че сместа става по-тъмна. Но повишаването на налягането, в съответствие с принципа на Льо Шателие, измества равновесието в системата 2NO 2 N 2 O 4 към безцветен N 2 O 4 (броят на молекулите намалява), така че сместа постепенно изсветлява, приближавайки се до нова равновесно положение, което съответства на повишено налягане.
Погрешността на това обяснение следва от факта, че и двете реакции - дисоциацията на N 2 O 4 и димеризацията на NO 2 - протичат изключително бързо, така че равновесието така или иначе се установява за милионни от секундата, така че е невъзможно да се натисне буталото толкова бързо, че да наруши равновесието. Този опит се обяснява по различен начин: компресията на газ причинява значително повишаване на температурата (всеки, който е трябвало да помпа гума с помпа за велосипед, е запознат с това явление). И в съответствие със същия принцип на Льо Шателие, равновесието моментално се измества към ендотермична реакция, която върви с абсорбцията на топлина, т.е. към дисоциацията на N 2 O 4 - сместа потъмнява. След това газовете в спринцовката бавно се охлаждат до стайна температура и равновесието отново се измества към тетроксида - сместа става по-ярка.
Принципът на Le Chatelier работи добре в случаи, които нямат нищо общо с химията. В една нормално функционираща икономика общото количество пари в обръщение е в равновесие със стоките, които тези пари могат да купят. Какво се случва, ако „външното влияние“ е желанието на правителството да печата повече пари, за да изплати дългове? В строго съответствие с принципа на Льо Шателие, балансът между стока и пари ще бъде изместен по такъв начин, че да отслаби удоволствието на гражданите от притежаването на повече пари. А именно, цените на стоките и услугите ще се повишат и по този начин ще се достигне до ново равновесие. Друг пример. В един от градовете на САЩ беше решено да се отърве от постоянните задръствания чрез разширяване на магистрали и изграждане на възли. Това помогна за известно време, но след това въодушевените жители започнаха да купуват повече коли, така че задръстванията скоро се появиха отново, но с нова „позиция на баланс“ между пътища и повече коли.
И така, ще направим основните изводи за методите за изместване на химичното равновесие.
Принцип на Льо Шателие. Ако се окаже външно въздействие върху система в равновесие (концентрация, температура, промяна на налягането), то благоприятства протичането на една от двете противоположни реакции, които отслабват този ефект.
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
AT |
|
V 2 |
1. Натиск. Увеличаването на налягането (за газовете) измества равновесието към реакция, водеща до намаляване на обема (т.е. до образуването на по-малък брой молекули).
2. Повишаването на температурата измества равновесното положение към ендотермична реакция (т.е. към реакция, протичаща с поглъщане на топлина)
3. Увеличаването на концентрацията на изходните вещества и отстраняването на продуктите от реакционната сфера измества равновесието към директна реакция. Повишаване на концентрациите на изходните материали [A] или [B] или [A] и [B]: V 1 > V 2 .
Катализаторите не влияят на равновесното положение.
Принципът на Льо Шателие в природата.
Когато изучавам тази тема, винаги искам да дам пример за желанието на всички живи същества за баланс, компенсация. Например: промяна в популацията на мишки - година на ядки - има много храна за мишките, популацията на мишки нараства бързо. С увеличаване на броя на мишките количеството храна намалява, в резултат на натрупването на гризачи започва растежът на различни инфекциозни заболявания сред мишките, така че има постепенно намаляване на популацията на гризачи. След определен период от време се установява динамично равновесие в броя на родените и умиращите мишки, изместване на този баланс може да настъпи в една или друга посока под влияние на външни, благоприятни или неблагоприятни условия.
В човешкото тяло протичат биохимични процеси, които също могат да се регулират по принципа на Льо Шателие. Понякога в резултат на такава реакция в тялото започват да се произвеждат отровни вещества, причиняващи определено заболяване. Как да предотвратим този процес?
Нека си спомним такъв метод на лечение като хомеопатия. Методът се състои в използването на много малки дози от онези лекарства, които в големи дози предизвикват признаци на заболяване при здрав човек. Как действа лекарството-отрова в този случай? Продуктът от нежелана реакция се въвежда в тялото и според принципа на Льо Шателие равновесието се измества към изходните вещества. Угасва процесът, който причинява болезнени нарушения в тялото.
Практическа част.
Контролът на нивото на усвояване на изучаваната тема се извършва под формата на тестове. Тестова система от кратко и точно формулирани и стандартизирани задачи, част от които трябва да се дават в ограничено време, кратки и точни отговори, оценявани с точкова система. При съставянето на тестове се съсредоточих върху следните нива:
Репродуктивното представяне на учениците от това ниво се извършва главно въз основа на паметта.
Продуктивното постижение на това ниво изисква от учениците разбиране на изучаваните формулировки, понятия, закони, способността да се установи връзката между тях.
Творчески - способност за прогнозиране въз основа на съществуващи знания, проектиране, анализиране, правене на изводи, сравнения, обобщения.
Затворени тестовеили тестове, в които субектът трябва да избере верния отговор от предоставените опции.
А) Репродуктивно ниво: тестове с алтернативни отговори, при които субектът трябва да отговори с да или не. Резултат 1 точка.
Реакцията на горене на фосфор-
а) да б) не
реакция на разлагане
обратима реакция
а) да б) не
повишаване на температурата
живачен оксид II за живак
и кислород
а) да б) не
В живите системи
и необратими процеси
а) да б) не.
Тестове с множество възможности за избор
В коя система химичното равновесие ще се измести надясно при повишаване на налягането?
2HI(g)↔H2(g)+I2(g)
C (tv) + S2 (g) ↔CS2 (g)
C3H6(g)+H2(g)↔С3H8(g)
H2(g)+F2(g)↔2HF(g) 1 точка
повишаване на температурата
с помощта на катализатор
понижаване на температурата; 1 точка
За състоянието на химичното равновесие в системата
не влияе
повишаване на налягането
повишаване на концентрацията на йод
повишаване на температурата
понижаване на температурата; 1 точка
В коя система увеличаването на концентрацията на водород измества химичното равновесие наляво?
C(tv)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(твърд)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 точка
В коя система повишаването на налягането не влияе на промяната в химичното равновесие?
H2(g)+J2(g)↔2HJ(g)
SO2(g)+H2O(l)↔H2SO3(g)
CH4(g)+H2O(g)↔CO(g)+3H2(g)
4HCl(g)+O2(g)↔2H2O(g)+2Сl2(g) 1 точка
За химичното равновесие в системата
няма ефект
покачване на температурата
повишаване на налягането
отстраняване на амоняка от реакционната зона
прилагане на катализатор 1 точка
Химично равновесие в системата
се измества към образуването на реакционния продукт при
повишаване на налягането
повишаване на температурата
спад на налягането
прилагане на катализатор 1 точка
При производството на сярна киселина на етапа на окисление на SO2 до SO3 за увеличаване на добива на продукта
увеличаване на концентрацията на кислород
повишаване на температурата
понижаване на кръвното налягане
въвеждане на катализатор; 1,5 точки
Алкен + H2 ↔ алкан
когато реакционната смес се нагрява
балансът ще се измести надясно
балансът ще се измести наляво
равновесието ще тече в двете посоки с еднаква вероятност
тези вещества не са в равновесие при определените условия; 1,5 точки
Химично равновесие в системата
се измества към образуването на изходни материали
1) повишаване на налягането
повишаване на температурата
спад на налягането
използването на катализатор; 1 точка
За изместване на равновесието надясно в системата
оказва влияние
спад на температурата
повишаване на налягането
използване на катализатор
покачване на температурата; 1 точка
Необратима реакция съответства на уравнението
азот + водород = амоняк
ацетилен + кислород = въглероден диоксид + вода
водород + йод = водород йод
серен диоксид + кислород = серен анхидрид; 1,5 точки
Тестове с множество възможности за избор, по време на който субектът трябва да избере 1-2 верни отговора или да съвпадне с 2 предложени условия при избора на отговор.
В коя система химичното равновесие ще се измести към продуктите на реакцията, както при повишаване на налягането, така и при понижаване на температурата?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 точки
Химично равновесие в системата
NH3+H2O↔NH4+OH
ще се измести към образуването на амоняк, когато амоняк се добави към воден разтвор
натриев хлорид
натриев хидроксид
на солна киселина
алуминиев хлорид; 1,5 точки
19) Реакцията на хидратиране на етилен CH2=CH2+H2O ↔ е от голямо практическо значение, но е обратима, за да се измести равновесието на реакцията надясно, е необходимо
повишаване на температурата (>280 градуса C)
намалете количеството вода в реакционната смес
повишаване на налягането (повече от 80 атмосфери)
заменете киселинния катализатор с платина; 1 точка
Реакцията на дехидрогениране на бутана е ендотермична. За да изместите равновесието на реакцията надясно,
използвайте по-активен катализатор, като платина
намалете температурата
повишават налягането
повиши температурата 1 точка
За реакцията на взаимодействие на оцетна киселина с метанол с образуването на етер и вода, изместването на равновесието наляво ще бъде насърчено от
подходящ катализатор
добавяне на концентрирана сярна киселина
използване на дехидратирани изходни материали
добавяне на етер; 1,5 точки
Тестове за изключване
Изместването на баланса е засегнато
промяна на налягането
използване на катализатор
промяна в концентрациите на веществата, участващи в реакцията
промяна на температурата; 1 точка
Увеличаването или намаляването на налягането влияе върху промяната на химичното равновесие в реакциите
става с отделянето на топлина
реакции с участието на газообразни вещества
реакции, протичащи с намаляване на обема
реакции, протичащи с увеличаване на обема; 1,5 точки
Реакцията е необратима
горящи въглища
изгарящ фосфор
синтез на амоняк от азот и водород
изгаряне на метан; 1,5 точки
Тестове за групираневключват списък с предложени формули, уравнения, термини, които трябва да бъдат разпределени според дадени критерии
При едновременно повишаване на температурата и намаляване на налягането химичното равновесие ще се измести надясно в системата
H2(g)+S(g)↔H2S(g)+Q
2SO2(g)+O2(g)↔2SO3(g)+Q
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)-Q
2HCL(g)↔H2(g)+CL2(g)-Q; 2 точки
Реакцията на хидрогениране на пропен е екзотермична. За да се измести химичното равновесие надясно, е необходимо
спад на температурата
повишаване на налягането
намаляване на концентрацията на водород
намаляване на концентрацията на пропен; 1 точка
Задачи за съответствие.
При извършване на тестове от субекта се иска да съпостави елементите на два списъка с няколко възможни отговора.
Равновесието на реакцията се измества надясно. Приведете в ред.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Когато температурата се повиши
C) CO2 + C (твърд) ↔2CO-Q 3) Когато налягането падне
D) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) С увеличаване на контактната площ; 2 точки
Равновесието на реакцията се измества към образуването на реакционни продукти. Приведете в ред.
B) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) С повишаване на температурата
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Когато налягането намалее
D) N2+O2↔2NO-Q 4) При добавяне на етер
5) При добавяне на алкохол; 2 точки
Отворени или отворени тестове, в който субектът трябва да добави понятията на дефиницията на уравнението или да предложи независима преценка като доказателство.
Задачите от този тип съставляват последната, най-високо оценена част от USE тестовете по химия.
Допълнителни задачи.
Обектът трябва да формулира отговори, като вземе предвид ограниченията, предвидени в задачата.
Добавете уравнението на реакцията, свързано с обратима и екзотермична едновременно
Б) Водород + Йод
В) Азот + Водород
Г) серен диоксид + кислород
E) Въглероден диоксид + въглерод 2 точки
Напишете уравнението на реакцията според схемата, от която изберете онези обратими реакции, при които повишаването на температурата ще доведе до изместване на равновесието надясно:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 точки
Безплатни презентационни тестове.
Субектът трябва самостоятелно да формулира отговорите, тъй като в задачата не им се налагат ограничения.
31) Избройте факторите, които изместват равновесието надясно в системата:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 точки
32) Избройте факторите, които изместват равновесието към образуването на изходни вещества в системата:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 точки
Отговори на тестове.
Тест № Верен отговор
Б-1
G-3.4
А-2.3
G-2
B- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
първа реакция
CO+2H2↔CH3OH+Q
понижаване на температурата
повишаване на налягането
повишаване на концентрацията на CO
повишаване на концентрацията на H2
намаляване на концентрацията на алкохол
C+2H2↔CH4+Q
2) намаляване на налягането
3) понижаване на концентрацията на водород
4) повишаване на концентрацията на метан.
Библиография
Ахметов, М.А.Системата от задачи и упражнения по органична химия в тестова форма [Текст] / М. А. Ахметов, И. Н. Прохоров.-Уляновск: ИПКПРО, 2004.
Габриелян, О.С.Съвременна дидактика на училищната химия, лекция № 6 [Текст] /О.С.Габриелян, В.Г.Краснова, С.Т.Сладков.// Вестник за учители по химия и природни науки (Издателство "Първи септември") -2007.- №22. -с.4-13.
Каверина, А.А.Учебни и тренировъчни материали за подготовка за единен държавен изпит. Химия [Текст] / А. А. Каверина и др. - М .: Интелект център, 2004.-160s.
Каверина, А.А.Единен държавен изпит 2009. Химия [Текст] / А. А. Каверина, А. С. Корошченко, Д. Ю. Добротин / ФИПИ.-М .: Интелект център, 2009.-272 с.
Leenson, I.A.Химични реакции, топлинен ефект, равновесие, скорост [Текст] / I. A. Leenson. M .: Astrel, 2002.-190s.
Радецки, А.М.Проверка на работата по химия в 8-11 клас: ръководство за учителя [Текст] / A.M. Radetsky. М.: Просвещение, 2009.-272с.
Рябинина, О.А.Демонстрация на принципа на Льо Шателие [Текст] / О. О. Рябинина, А. Иларионов / / Химия в училище.-2008.- № 7. - стр. 64-67.
Тушина.Е.Н.Принципът на Le Chatelier и някои методи на лечение [Текст] / E.N. Tushina.// Химия в училище.-1993. бр.2.-с.54.
Шелински, Г.И.Основи на теорията на химичните процеси [Текст] / G.I. Shelinskiy. М.: Просвещение, 1989.-234с.
Стремплер, Г.И.Предпрофилна подготовка по химия [Текст]
ОБРАТИМИ И НЕОБРАТИМИ РЕАКЦИИ.
обратимив химичната кинетика се наричат такива реакции, които едновременно и независимо протичат в две посоки - напред и назад, но с различна скорост. За обратимите реакции е характерно, че известно време след началото им скоростта на правата и обратната реакция се изравнява и се настъпва състояние на химично равновесие.
Всички химични реакции са обратими, но при определени условия някои от тях могат да протичат само в една посока, докато първоначалните продукти почти напълно изчезнат. Такива реакции се наричат необратим. Обикновено реакциите са необратими, при които поне един реакционен продукт се отстранява от реакционната област (в случай на реакция в разтвори, той се утаява или се освобождава под формата на газ), или реакции, които са придружени от голям положителен топлинен ефект. В случай на йонни реакции, реакцията е практически необратима, ако води до образуването на много слабо разтворимо или леко дисоциирано вещество.
Разгледаната тук концепция за обратимост на реакцията не съвпада с концепцията за термодинамична обратимост. Кинетично обратима реакция в термодинамичен смисъл може да протече необратимо. За да се нарече реакцията обратима в термодинамичния смисъл, скоростта на директния процес трябва да се различава безкрайно малко от скоростта на обратния процес и следователно процесът като цяло трябва да протича безкрайно бавно.
В идеални газови смеси и в идеални течни разтвори скоростите на прости (едноетапни) реакции се подчиняват на закон за масовото действие. Скоростта на химическа реакция (1.1) се описва с уравнение (1.2), а в случай на директна реакция може да бъде представена като:
където е константата на скоростта на директната реакция.
По този начин скоростта на обратната реакция е:
(1.5)
Следователно в равновесие:
(1.6)
Това уравнение изразява закона за действието на масата за химичното равновесие в идеални системи; К - к о н с т а н т а р а в н о в и и.
Реакционната константа ви позволява да намерите равновесния състав на реакционната смес при дадени условия.
Законът за масовото действие за скоростта на реакция може да се обясни по следния начин.
За възникване на акт на реакция е необходим сблъсък на молекулите на изходните вещества, т.е. молекулите трябва да се доближават една до друга на разстояние от порядъка на атомните размери. Вероятност за намиране в някакъв малък обем в даден момент лмолекули на веществото L, m молекули на веществото M и т.н. пропорционално на ..... следователно броят на сблъсъците на единица обем за единица време е пропорционален на тази стойност; това предполага уравнение (1.4).