MÄÄRATLUS
Keemiline reaktsioon nimetatakse ainete muundumiseks, mille käigus muutub nende koostis ja (või) struktuur.
Reaktsioon on võimalik energia- ja entroopiategurite soodsa suhte korral. Kui need tegurid üksteist tasakaalustavad, siis süsteemi seisund ei muutu. Sellistel juhtudel öeldakse, et süsteemid on tasakaalus.
Ühes suunas kulgevaid keemilisi reaktsioone nimetatakse pöördumatuteks. Enamik keemilisi reaktsioone on pöörduvad. See tähendab, et samadel tingimustel toimuvad nii edasi- kui ka vastupidised reaktsioonid (eriti kui tegemist on suletud süsteemidega).
Süsteemi olekut, milles edasisuunalise reaktsiooni kiirus on võrdne pöördreaktsiooni kiirusega, nimetatakse keemiliseks tasakaaluks. . Sel juhul jäävad reagentide ja reaktsioonisaaduste kontsentratsioonid muutumatuks (tasakaalukontsentratsioonid).
Tasakaalukonstant
Mõelge ammoniaagi saamise reaktsioonile:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2 NH3 (g)
Kirjutame üles avaldised otsese (1) ja pöördreaktsiooni (2) kiiruse arvutamiseks:
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused on võrdsed, nii et võime kirjutada:
k 1 3 = k 2 2
k 1/k 2 = 2/3
Kahe konstandi suhe on konstant. Tasakaalukonstant on päri- ja tagasireaktsiooni kiiruskonstantide suhe.
K = 2/3
Üldiselt on tasakaalukonstant:
mA + nB ↔ pC + qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Tasakaalukonstant on reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutis, mis on tõstetud nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdsete astmeteni, ja lähteainete kontsentratsioonide korrutis, mis on tõstetud nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdsete astmeteni.
Kui K väljendatakse tasakaalukontsentratsioonidena, siis K s on kõige sagedamini tähistatud. Samuti on võimalik arvutada K gaaside osarõhkude järgi. Sel juhul on K tähistatud kui K p. K s ja K p vahel on seos:
K p \u003d K c × (RT) Δn,
kus Δn on kõigi gaasimoolide arvu muutus üleminekul reagentidelt saadustele, R on universaalne gaasikonstant.
K ei sõltu kontsentratsioonist, rõhust, mahust ja katalüsaatori olemasolust ning sõltub temperatuurist ja reagentide olemusest. Kui K on palju väiksem kui 1, siis on segus rohkem lähteaineid ja palju rohkem kui 1 puhul on segus rohkem tooteid.
Heterogeenne tasakaal
Mõelge reaktsioonile
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Seetõttu ei sisalda tasakaalukonstandi avaldis tahke faasi komponentide kontsentratsioone
Keemiline tasakaal tekib süsteemi kõigi komponentide juuresolekul, kuid tasakaalukonstant ei sõltu ainete kontsentratsioonidest tahkes faasis. Keemiline tasakaal on dünaamiline protsess. K annab teavet reaktsiooni käigu kohta ja ΔG - selle suuna kohta. Need on üksteisega seotud:
ΔG0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × lgK
Nihe keemilises tasakaalus. Le Chatelier’ põhimõte
Tehnoloogiliste protsesside seisukohalt ei ole pöörduvad keemilised reaktsioonid kasulikud, kuna on vaja teadmisi, kuidas reaktsioonisaaduse saagist suurendada, s.t. on vaja õppida, kuidas nihutada keemilist tasakaalu reaktsiooniproduktide suunas.
Mõelge reaktsioonile, mille käigus on vaja suurendada ammoniaagi saagist:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g), ΔН< 0
Tasakaalu nihutamiseks otsese või vastupidise reaktsiooni suunas on vaja kasutada Le Chatelier’ põhimõte: kui tasakaalus olevat süsteemi mõjutab mõni väljastpoolt tulev tegur (temperatuuri, rõhu, mahu, ainete kontsentratsiooni tõus või vähenemine), siis süsteem neutraliseerib selle mõju.
Näiteks kui temperatuuri tõstetakse tasakaalusüsteemis, siis kahest võimalikust reaktsioonist läheb üks endotermiline; kui suurendate rõhku, nihkub tasakaal reaktsiooni suunas suure hulga ainete moolidega; kui süsteemi ruumala väheneb, suunatakse tasakaalunihe rõhu suurenemisele; kui ühe lähteaine kontsentratsiooni suurendatakse, siis 2 võimalikust reaktsioonist läheb üks, mis viib toote tasakaalukontsentratsiooni vähenemiseni.
Seega on vaadeldava reaktsiooniga seoses vaja ammoniaagi saagise suurendamiseks suurendada lähteainete kontsentratsiooni; alandage temperatuuri, kuna otsene reaktsioon on eksotermiline, suurendage rõhku või vähendage mahtu.
Näited probleemide lahendamisest
NÄIDE 1
2. videotund: Nihe keemilises tasakaalus
Loeng: Pöörduvad ja pöördumatud keemilised reaktsioonid. keemiline tasakaal. Keemilise tasakaalu nihe erinevate tegurite mõjul
Pöörduvad ja pöördumatud keemilised reaktsioonid
Eelmises tunnis õppisite, mis on keemilise reaktsiooni kiirus ja millised tegurid seda mõjutavad. Selles õppetükis vaatleme, kuidas need reaktsioonid kulgevad. See sõltub reaktsioonis osalevate algainete – reaktiivide – käitumisest. Kui need muudetakse täielikult lõppaineteks - saadusteks, on reaktsioon pöördumatu. Noh, kui lõppsaadused muudetakse uuesti lähteaineteks, on reaktsioon pöörduv. Seda arvestades sõnastame määratlused:
pöörduv reaktsioon on teatud reaktsioon, mis kulgeb samadel tingimustel edasi- ja tagasisuunas.
Pidage meeles, et keemiatundides näidati teile selget näidet süsihappe tootmise pöörduvast reaktsioonist:
CO 2 + H 2 O<->H2CO3
pöördumatu reaktsioon on teatud keemiline reaktsioon, mis kulgeb lõpuni ühes kindlas suunas.
Näiteks on fosfori põlemisreaktsioon: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5
Üks tõendeid reaktsiooni pöördumatusest on gaasi sadestumine või eraldumine.
Keemiline tasakaalKui edasi- ja tagasireaktsiooni kiirus on võrdne, keemiline tasakaal.
See tähendab, et pöörduvates reaktsioonides moodustuvad reagentide ja saaduste tasakaalulised segud. Vaatame näidet, kuidas tekib keemiline tasakaal. Võtke vesinikjoodi moodustumise reaktsioon:
H2 (g) + I 2 (g)<->2HI(g)
Võime kuumutada gaasilise vesiniku ja joodi segu või juba valmistatud joodi, tulemus on mõlemal juhul sama: kolme aine H 2, I 2, HI tasakaalusegu moodustumine.
Reaktsiooni alguses, enne vesinikjoodi moodustumist, toimub otsene reaktsioon kiirusega ( v jne ). Väljendame seda kineetilise võrrandiga v pr \u003d k 1, kus k 1 on otsereaktsiooni kiiruskonstant. Järk-järgult moodustub produkt HI, mis hakkab samadel tingimustel lagunema H 2 -ks ja I 2 -ks. Selle protsessi võrrand on järgmine: v arr \u003d k 2 2, kus v arr on pöördreaktsiooni kiirus, k 2 on pöördreaktsiooni kiiruskonstant. Hetk, mil HI-st piisab viigistamiseks v juures v saavutatakse keemiline tasakaal. Tasakaalus olevate ainete arv, meie puhul on see H 2 , I 2 ja HI, ei muutu ajas, vaid ainult siis, kui välismõjusid pole. Öeldust järeldub, et keemiline tasakaal on dünaamiline. Meie reaktsioonis vesinikjood kas moodustub või kulub ära.
Pidage meeles, et reaktsioonitingimuste muutmine võimaldab teil tasakaalu õiges suunas nihutada. Kui me suurendame joodi või vesiniku kontsentratsiooni, siis v pr, toimub nihe paremale, tekib rohkem vesinikjodiidi. Kui me suurendame vesinikjoodi kontsentratsiooni, v arr ja nihe toimub vasakule. Saame rohkem/vähem reaktiive ja tooteid.
Seega kipub keemiline tasakaal välismõjudele vastu pidama. H 2 või I 2 lisamine viib lõpuks nende tarbimise ja HI suurenemiseni. Ja vastupidi. Seda protsessi nimetatakse teaduslikult Le Chatelier' põhimõte. See ütleb:
Kui stabiilses tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse mõju väljastpoolt (muutes temperatuuri, rõhku või kontsentratsiooni), siis toimub nihe protsessi suunas, mis seda mõju nõrgendab.
Pidage meeles, et katalüsaator ei suuda tasakaalu nihutada. Ta saab selle edasiliikumist ainult kiirendada.
Keemilise tasakaalu nihe erinevate tegurite mõjul
Kontsentratsiooni muutus . Eespool vaatlesime, kuidas see tegur nihutab tasakaalu kas edasi või vastupidises suunas. Reagentide kontsentratsiooni suurendamisel nihkub tasakaal sellele poolele, kus seda ainet tarbitakse. Kui kontsentratsiooni vähendatakse, nihkub see küljele, kus see aine moodustub. Pidage meeles, et reaktsioon on pöörduv ja reagendid võivad olla paremal või vasakul küljel, olenevalt sellest, millist reaktsiooni me kaalume (otsene või vastupidine).
Mõjutaminet . Selle kasv kutsub esile tasakaalu nihke endotermilise reaktsiooni suunas (- Q) ja languse eksotermilise reaktsiooni suunas (+ Q). Reaktsioonivõrrandid näitavad otsereaktsiooni termilist mõju. Pöördreaktsiooni termiline efekt on sellele vastupidine. See reegel kehtib ainult termilise efektiga reaktsioonide kohta. Kui seda pole, siis t ei ole võimeline tasakaalu nihutama, kuid selle suurenemine kiirendab tasakaalu tekkimise protsessi.
Rõhu mõju . Seda tegurit saab kasutada reaktsioonides, mis hõlmavad gaasilisi aineid. Kui gaasi moolid on võrdsed nulliga, siis muutust ei toimu. Rõhu suurenedes nihkub tasakaal väiksemate mahtude suunas. Rõhu langedes nihkub tasakaal suuremate mahtude suunas. Mahud – vaadake reaktsioonivõrrandis gaasiliste ainete ees olevaid koefitsiente.
| | |
Reaktsioonitüüpide arvukate klassifikatsioonide hulgas on näiteks need, mille määravad termiline efekt (eksotermiline ja endotermiline), ainete oksüdatsiooniastmete muutus (redoks), neis osalevate komponentide arv (lagunemine, ühendid) ja nii edasi, kahes vastastikuses suunas toimuvad reaktsioonid, mida muidu nimetatakse pööratav . Alternatiiviks pöörduvatele reaktsioonidele on reaktsioonid pöördumatu, mille käigus tekib lõpptoode (sade, gaasiline aine, vesi). Need reaktsioonid hõlmavad järgmist:
Vahetusreaktsioonid soolalahuste vahel, mille käigus moodustub lahustumatu sade - CaCO 3:
Ca (OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KOH (1)
või gaasiline aine – CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H 2O (2)
või saadakse halvasti dissotsieerunud aine - H 2 O:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O(3)
Kui arvestada pöörduvat reaktsiooni, siis see kulgeb mitte ainult edasisuunas (reaktsioonides 1,2,3 vasakult paremale), vaid ka vastupidises suunas. Sellise reaktsiooni näide on ammoniaagi süntees gaasilistest ainetest - vesinikust ja lämmastikust:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)
Sellel viisil, Keemilist reaktsiooni nimetatakse pöörduvaks, kui see kulgeb mitte ainult ettepoole (→), vaid ka vastupidises suunas (←) ja seda tähistab sümbol (↔).
Seda tüüpi reaktsiooni peamiseks tunnuseks on see, et reaktsioonisaadused moodustuvad lähteainetest, kuid samal ajal moodustuvad lähtereagendid pöördvõrdeliselt samadest saadustest. Kui arvestada reaktsiooni (4), siis suhtelises ajaühikus lagunevad need samaaegselt kahe mooli ammoniaagi moodustumisega kolme mooli vesiniku ja ühe mooli lämmastiku moodustumisega. Tähistame otsereaktsiooni kiirust (4) sümboliga V 1, siis on selle kiiruse avaldis järgmine:
V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)
kus väärtus "k" on määratletud kui antud reaktsiooni kiiruskonstant, siis [H 2 ] 3 väärtused vastavad lähteainete kontsentratsioonidele, mis on tõstetud reaktsioonivõrrandi koefitsientidele vastava võimsuseni. Vastavalt pöörduvuse põhimõttele võtab pöördreaktsiooni kiirus avaldise:
V 2 = kˑ 2 (6)
Algsel ajahetkel omandab otsereaktsiooni kiirus maksimaalse väärtuse. Kuid järk-järgult vähenevad algreaktiivide kontsentratsioonid ja reaktsioonikiirus aeglustub. Samal ajal hakkab pöördreaktsiooni kiirus suurenema. Kui edasi- ja tagasireaktsiooni kiirus muutub samaks (V 1 \u003d V 2), tuleb tasakaaluseisund , mille juures ei muutu nii algse kui ka moodustunud reaktiivi kontsentratsioonid.
Tuleb märkida, et mõningaid pöördumatuid reaktsioone ei tohiks võtta sõna-sõnalt. Toome näite kõige sagedamini tsiteeritud metalli ja happe, eriti tsingi ja vesinikkloriidhappe interaktsiooni reaktsioonist:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H2 (7)
Tegelikult moodustab tsink happes lahustatuna soola: tsinkkloriidi ja gaasilist vesinikku, kuid mõne aja pärast otsereaktsiooni kiirus aeglustub, kuna soola kontsentratsioon lahuses suureneb. Kui reaktsioon praktiliselt peatub, on lahuses koos tsinkkloriidiga teatud kogus vesinikkloriidhapet, seega tuleks reaktsioon (7) esitada järgmisel kujul:
2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)
Või kui tekib lahustumatu sade, mis saadakse Na 2 SO 4 ja BaCl 2 lahuste valamisel:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)
sadestunud BaSO 4 sool, kuigi vähesel määral, dissotsieerub ioonideks:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Seetõttu on pöördumatute ja pöördumatute reaktsioonide mõisted suhtelised. Sellegipoolest on need reaktsioonid nii looduses kui ka inimeste praktilises tegevuses väga olulised. Näiteks süsivesinike või keerukamate orgaaniliste ainete, nagu alkohol, põlemisprotsessid:
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)
on täiesti pöördumatud protsessid. Seda peetaks inimkonna õnnelikuks unistuseks, kui reaktsioonid (11) ja (12) oleksid pöörduvad! Siis oleks võimalik taas sünteesida CO 2 ja H 2 O-st gaasi ja bensiini ja piiritust! Teisest küljest pöörduvad reaktsioonid, nagu (4) või vääveldioksiidi oksüdatsioon:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
on peamised ammooniumisoolade, lämmastikhappe, väävelhappe jt, nii anorgaaniliste kui orgaaniliste ühendite tootmisel. Kuid need reaktsioonid on pöörduvad! Ja selleks, et saada lõpptooteid: NH 3 või SO 3, on vaja kasutada selliseid tehnoloogilisi meetodeid nagu: reaktiivide kontsentratsioonide muutmine, rõhu muutmine, temperatuuri tõstmine või langetamine. Kuid see on juba järgmise teema teema: "Keemilise tasakaalu nihkumine".
blog.site, materjali täieliku või osalise kopeerimisega on nõutav link allikale.
pedagoogide ümberõpe.
loodusteaduste osakond
Teema: “Pöörduvad ja pöördumatud reaktsioonid.
keemiline tasakaal. Le Chatelier’ põhimõte.
Töö lõpetatud:
Kuulajate rühm X - 1
keemiaõpetaja, keskkool nr 6
Dimitrovgrad
Uljanovski piirkond
Lepikhova Tatjana Vasilievna
Teadusnõustaja:
Osakonna juhataja
loodusteadus
Ahmetov Marat Anvarovitš
Uljanovski 2009
Pöörduvad ja pöördumatud keemilised reaktsioonid.
keemiline tasakaal.
Le Chatelier’ põhimõte.
Eesmärk: 1) Keemiliste reaktsioonide kulgemise tunnuste ja mustrite uurimine, kui jätk ideede kujunemisele erinevat tüüpi keemiliste reaktsioonide kohta pöörduvuse alusel.
2) Teadmiste üldistamine ja konkretiseerimine keemiliste reaktsioonide seaduspärasuste kohta, oskuste ja oskuste kujundamine, et määrata, selgitada konkreetse reaktsiooni toimumiseks vajalikke tunnuseid ja sellest tulenevaid tingimusi. 3) Laiendada ja süvendada teadmisi keemiliste protsesside mitmekesisusest, õpetada võrdlema, analüüsima, selgitama, tegema järeldusi ja üldistusi. 4) Pidage seda keemiateaduse osa rakenduslikust aspektist kõige olulisemaks ja käsitlege keemilise tasakaalu kontseptsiooni kui loodusliku tasakaalu üksiku seaduse, kompensatsioonisoovi, tasakaalu stabiilsuse ühtsuses põhivormiga erijuhtu. mateeria olemasolust, liikumisest, dünaamikast.
Ülesanded.
Mõelge teemale "Pöörduvad ja pöördumatud reaktsioonid" konkreetsete näidetega, kasutades varasemaid ideid keemiliste reaktsioonide kiiruse kohta.
Jätkake pöörduvate keemiliste reaktsioonide tunnuste uurimist ja ideede kujunemist keemilise tasakaalu kui reageeriva süsteemi dünaamilise oleku kohta.
Uurida keemilise tasakaalu nihutamise põhimõtteid ja õpetada õpilasi määrama keemilise tasakaalu nihutamise tingimusi.
Anda õpilastele aimu selle teema tähtsusest mitte ainult keemilise tootmise, vaid ka elusorganismi ja looduse kui terviku normaalseks toimimiseks.
Sissejuhatus
Looduses, elusolendite organismides, inimese füsioloogilise tegevuse protsessis, tema tegevuses tingimuste loomiseks erinevatel tasanditel: kodu-, kaitse-, tööstus-, tehnika-, keskkonna- ja muudel tasanditel toimuvad tuhanded, miljonid täiesti erinevad reaktsioonid või viiakse läbi, mida saab vaadelda erinevatest vaatenurkadest ja klassifikatsioonidest. Me käsitleme keemilisi reaktsioone nende pöörduvuse ja pöördumatuse seisukohalt.
Nende mõistete tähtsust on raske üle hinnata: seni, kuni on olemas mõtlev inimene, mõtleb inimene tema kehas toimuvate protsesside pöörduvusest ja pöördumatusest, inimese eluea pikendamise igavesest probleemist, pöördumatuse probleemist. oma elu tagajärgedest, mõtlematust suhtumisest loodusesse.
Tahan kaaluda keemiliste reaktsioonide pöörduvuse ja pöördumatuse kontseptsiooni, keemilise tasakaalu mõistet ja selle "kasulikus" suunas nihutamise tingimusi. Esitada teoreetiline alus koos hilisema kontrolliga, selleteemaliste teadmiste enesetestimisega, kasutades erinevate tüpoloogiate teste. Eeldan, et lihtsate ülesannete juurest keerukamate ülesannete poole “läinud” saavad õpilased selged ja head teadmised mitte ainult sellel teemal, vaid süvendavad ka keemiaalaseid teadmisi.
Keemilised reaktsioonid on nähtused, mille käigus üks (või üks) aine muundub teiseks, selle tõestuseks on nähtavad ja nähtamatud muutused. Nähtav: värvuse, lõhna, maitse, sademete muutused, indikaatori värvuse muutus, soojuse neeldumine ja eraldumine. Nähtamatu: aine koostise muutus, mida saab määrata kvalitatiivsete ja analüütiliste reaktsioonide abil. Kõik need reaktsioonid võib jagada kahte tüüpi: pöörduvad ja pöördumatud reaktsioonid.
pöördumatud reaktsioonid. Reaktsioone, mis kulgevad ainult ühes suunas ja lõppevad algsete reaktiivide täieliku muundumisega lõppaineteks, nimetatakse pöördumatuteks.
Sellise reaktsiooni näide on kaaliumkloraadi (bertoletisoola) lagunemine kuumutamisel:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Reaktsioon peatub, kui kogu kaaliumkloraat on muundatud kaaliumkloriidiks ja hapnikuks. Pöördumatuid reaktsioone pole palju.
Kui happe- ja leeliselahused tühjendada, tekib sool ja vesi, näiteks
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O ja kui aineid võeti õiges vahekorras, on lahusel neutraalne reaktsioon ja sellesse ei jää isegi vesinikkloriidhappe ja naatriumhüdroksiidi jälgi. Kui proovite läbi viia reaktsiooni moodustunud ainete - naatriumkloriidi ja vee - vahelises lahuses, siis muutusi ei leita. Sellistel juhtudel öeldakse, et happe reaktsioon leelisega on pöördumatu, s.t. tagasireaktsiooni pole. Väga paljud reaktsioonid on toatemperatuuril praktiliselt pöördumatud, näiteks
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O jne.
pöörduvad reaktsioonid. Pööratavad reaktsioonid on need, mis kulgevad samaaegselt kahes vastastikku vastassuunas.
Enamik reaktsioone on pöörduvad. Pööratavate reaktsioonide võrrandites asetatakse vasaku ja parema osa vahele kaks vastassuunda osutavat noolt. Sellise reaktsiooni näide on ammoniaagi süntees vesinikust ja lämmastikust:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
Inseneriteaduses on pöörduvad reaktsioonid üldiselt ebasoodsad. Seetõttu muudavad erinevad meetodid (temperatuuri, rõhu jm muutused) need praktiliselt pöördumatuks.
Pöördumatud on sellised reaktsioonid, mille käigus:
1) tekkivad produktid lahkuvad reaktsioonisfäärist - sadestuvad sademe kujul, eralduvad näiteks gaasi kujul
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSO 4 ↓ + 2НCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) tekib kergelt dissotsieerunud ühend, näiteks vesi:
Hcl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl
3) reaktsiooniga kaasneb suur energia vabanemine, näiteks magneesiumi põlemine
Mg + 1/2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
Pöördumatute reaktsioonide võrrandites asetatakse vasaku ja parema osa vahele võrdusmärk või nool.
Paljud reaktsioonid on juba tavatingimustes pöörduvad, mis tähendab, et pöördreaktsioon kulgeb märgatavalt. Näiteks kui proovite leelisega neutraliseerida väga nõrga hüpokloorhappe vesilahust, siis selgub, et neutraliseerimisreaktsioon ei jõua lõpuni ja lahuses on tugevalt aluseline keskkond. See tähendab, et reaktsioon HClO + NaOH NaClO + H 2 O on pöörduv, st. selle reaktsiooni produktid lähevad üksteisega reageerides osaliselt lähteühenditeks. Selle tulemusena tekib lahusel leeliseline reaktsioon. Estrite moodustumise reaktsioon on pöörduv (pöördreaktsiooni nimetatakse seebistamiseks): RCOOH + R "OH RCOOR" + H 2 O, paljud teised protsessid.
Nagu paljud teised keemia mõisted, on ka pöörduvuse mõiste suures osas meelevaldne. Tavaliselt loetakse reaktsiooni pöördumatuks, mille järel on lähteainete kontsentratsioonid nii madalad, et neid ei ole võimalik tuvastada (see oleneb muidugi analüüsimeetodite tundlikkusest). Kui välistingimused (peamiselt temperatuur ja rõhk) muutuvad, võib pöördumatu reaktsioon muutuda pöörduvaks ja vastupidi. Niisiis võib atmosfäärirõhul ja temperatuuril alla 1000 ° C reaktsiooni 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O siiski pidada pöördumatuks, samas kui temperatuuril 2500 ° C ja kõrgemal dissotsieerub vesi vesinikuks ja hapnikuks umbes 4 võrra. % ja temperatuuril 3000 ° С - juba 20%.
19. sajandi lõpus Saksa füüsikaline keemik Max Bodenstein (1871–1942) uuris üksikasjalikult vesinikjoodi moodustumise ja termilise dissotsiatsiooni protsesse: H 2 + I 2 2HI. Temperatuuri muutes võis ta saavutada valdava ainult edasi- või ainult vastupidise reaktsiooni voolu, kuid üldiselt kulgesid mõlemad reaktsioonid samaaegselt vastupidises suunas. Selliseid näiteid on palju. Üks kuulsamaid on ammoniaagi sünteesireaktsioon 3H 2 + N 2 2NH 3; ka paljud teised reaktsioonid on pöörduvad, näiteks vääveldioksiidi 2SO 2 + O 2 2SO 3 oksüdatsioon, orgaaniliste hapete reaktsioonid alkoholidega jne.
Reaktsiooni nimetatakse pöörduvaks, kui selle suund sõltub reaktsioonis osalevate ainete kontsentratsioonidest. Näiteks heterogeense katalüütilise reaktsiooni N2 + 3H2 = 2NH3 (1) korral tekib gaasilises vees väikese ammoniaagi kontsentratsiooni ning suure lämmastiku ja vesiniku kontsentratsiooni korral ammoniaak; vastupidi, kõrge ammoniaagi kontsentratsiooni korral see laguneb, reaktsioon kulgeb vastupidises suunas. Pöörduva reaktsiooni lõppedes, st keemilise tasakaalu saavutamisel, sisaldab süsteem nii lähteaineid kui ka reaktsiooniprodukte. Reaktsiooni nimetatakse pöördumatuks, kui see võib toimuda ainult ühes suunas ja lõpeb lähteainete täieliku muundumisega saadusteks; näide on lõhkeainete lagunemine. Sama reaktsioon võib olenevalt tingimustest (temperatuur, rõhk) olla sisuliselt pöörduv või praktiliselt pöördumatu. Lihtne (üheastmeline) pöörduv reaktsioon koosneb kahest samaaegselt toimuvast elementaarreaktsioonist, mis erinevad üksteisest ainult keemilise muundumise suuna poolest. Otsese vaatluse jaoks kättesaadava lõppreaktsiooni suuna määrab see, kummal neist vastastikustest reaktsioonidest on suurem kiirus. Näiteks lihtreaktsioon N2O4 Û 2NO2 (2) koosneb elementaarreaktsioonidest N2O4?2NO2 ja 2NO2?N2O4. M. I. Tjomkin.
KEEMILINE TASAKAAL.
Keemiline tasakaal- süsteemi olek, milles edasisuunalise reaktsiooni kiirus (V 1) on võrdne pöördreaktsiooni kiirusega (V 2). Keemilises tasakaalus jäävad ainete kontsentratsioonid muutumatuks. Keemilisel tasakaalul on dünaamiline iseloom: edasi- ja vastupidised reaktsioonid ei peatu tasakaalus.
Keemilise tasakaalu seisundit iseloomustab kvantitatiivselt tasakaalukonstant, mis on otseste (K 1) ja pöördreaktsioonide (K 2) konstantide suhe.
Reaktsiooni mA + nB pC + dD tasakaalukonstant on
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Tasakaalukonstant sõltub temperatuurist ja reageerivate ainete olemusest. Mida suurem on tasakaalukonstant, seda rohkem tasakaal nihkub otsereaktsiooni produktide tekke suunas. Tasakaaluseisundis ei lakka molekulid kogemast kokkupõrkeid ja nendevaheline interaktsioon ei lakka, kuid ainete kontsentratsioonid jäävad konstantseks. Neid kontsentratsioone nimetatakse tasakaaluks.
|
Tasakaalukontsentratsioon- pöörduvas keemilises reaktsioonis osaleva aine kontsentratsioon, mis on saavutanud tasakaaluoleku. |
Tasakaalukontsentratsiooni näitab aine valem, mis on võetud nurksulgudes, näiteks:
Koos tasakaal (H 2) \u003d või R tasakaal (HI) = .
Nagu iga teinegi kontsentratsioon, mõõdetakse tasakaalukontsentratsiooni moolides liitri kohta.
Kui oleksime vaadeldavates näidetes võtnud muid lähteainete kontsentratsioone, siis pärast tasakaalu saavutamist oleksime saanud teised tasakaalukontsentratsioonide väärtused. Need uued väärtused (tähistatud tärnidega) on vanade väärtustega seotud järgmiselt:
.
Üldiselt pöörduva reaktsiooni jaoks
a A+ b B d D+ f F
tasakaaluseisundis konstantsel temperatuuril vaadeldakse seost
Seda suhet nimetatakse massilise tegevuse seadus, mis on sõnastatud järgmiselt:
konstantsel temperatuuril on reaktsioonisaaduste tasakaalukontsentratsioonide korrutis, mis on võetud nende koefitsientidega võrdsetes astmetes, ja lähteainete tasakaalukontsentratsioonide korrutis, mis on võetud nende koefitsientidega võrdsetes astmetes. väärtus.
Konstantne väärtus ( To FROM) kutsutakse tasakaalukonstant see reaktsioon. Indeks "c" selle suuruse tähistuses näitab, et konstandi arvutamiseks kasutati kontsentratsioone.
Kui tasakaalukonstant on suur, siis tasakaal nihkub otsereaktsiooni produktide poole, kui väike, siis lähteainete suunas. Kui tasakaalukonstant on väga suur, siis öeldakse, et reaktsioon " praktiliselt pöördumatu, kui tasakaalukonstant on väga väike, siis reaktsioon " praktiliselt ei tööta."
Tasakaalukonstant – iga pöörduva reaktsiooni puhul on väärtus konstantne ainult konstantsel temperatuuril. Sama reaktsiooni korral erinevatel temperatuuridel omandab tasakaalukonstant erinevad väärtused.
Ülaltoodud massimõju seaduse avaldis kehtib ainult reaktsioonide puhul, milles kõik osalejad on kas gaasid või lahustunud ained. Muudel juhtudel muutub tasakaalukonstandi võrrand mõnevõrra.
Näiteks kõrgel temperatuuril toimuvas pöörduvas reaktsioonis
C (gr) + CO 2 2CO (g)
kõva grafiit C (gr). Formaalselt, kasutades massitegevuse seadust, kirjutame selle reaktsiooni tasakaalukonstandi avaldise, tähistades seda TO":
Reaktori põhjas lebav tahke grafiit reageerib ainult pinnalt ja selle "kontsentratsioon" ei sõltu grafiidi massist ja on konstantne mistahes ainete suhte korral gaasisegus.
Korrutage võrrandi parem ja vasak pool selle konstandiga:
Saadud väärtus on selle reaktsiooni tasakaalukonstant:
Samamoodi teise kõrgel temperatuuril toimuva pöörduva reaktsiooni tasakaalu saavutamiseks
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
saame tasakaalukonstandi
To FROM = .
Sel juhul on see lihtsalt võrdne süsinikdioksiidi tasakaalukontsentratsiooniga.
Metroloogilisest vaatepunktist ei ole tasakaalukonstant üksik füüsikaline suurus. See on erinevate mõõtühikutega suuruste rühm, mis sõltub konstandi konkreetsest väljendusest läbi tasakaalukontsentratsioonide. Näiteks grafiidi ja süsinikdioksiidi pöörduva reaktsiooni jaoks [ K c] = 1 mol/l, kaltsiumkarbonaadi termilise lagunemise reaktsiooni tasakaalukonstant on sama mõõtühikuga ja vesinikjoodi sünteesireaktsiooni tasakaalukonstant on dimensioonitu väärtus. Üldiselt [ K c] = 1 (mol/l) n .
Nihe keemilises tasakaalus. Le Chatelier’ põhimõte
Tasakaalulise keemilise süsteemi üleminekut ühest tasakaaluolekust teise nimetatakse keemilise tasakaalu nihe (nihe)., mis viiakse läbi süsteemi termodünaamiliste parameetrite muutmisel - temperatuur, kontsentratsioon, rõhk Tasakaalu nihutamisel edasisuunas saavutatakse toodete saagise suurenemine ja vastupidises suunas nihutamisel langus reaktiivi muundumisastmes. Mõlemad võivad olla kasulikud keemiatehnoloogias. Kuna peaaegu kõik reaktsioonid on mingil määral pöörduvad, tekib tööstuses ja laboripraktikas kaks probleemi: kuidas saada maksimaalse saagisega "kasuliku" reaktsiooni produkti ja kuidas vähendada "kahjuliku" reaktsiooni produktide saagist. Mõlemal juhul on vaja tasakaalu nihutada kas reaktsioonisaaduste või lähteainete suunas. Selle õppimiseks peate teadma, mis määrab mis tahes pöörduva reaktsiooni tasakaaluasendi.
Tasakaaluasend sõltub:
1) tasakaalukonstandi väärtusest (st reagentide olemusest ja temperatuurist),
2) reaktsioonis osalevate ainete kontsentratsiooni kohta ja
3) rõhul (gaasisüsteemide puhul on see võrdeline ainete kontsentratsioonidega).
Kõigi nende väga erinevate tegurite keemilisele tasakaalule avaldatava mõju kvalitatiivseks hindamiseks kasutatakse oma olemuselt universaalset Le Chatelier’ põhimõte(Prantsuse füüsikaline keemik ja metallurg Henri Louis Le Chatelier sõnastas selle 1884. aastal), mis on rakendatav kõikidele tasakaalusüsteemidele, mitte ainult keemilistele.
Kui tasakaalus olevale süsteemile toimitakse väljastpoolt, siis tasakaal süsteemis nihkub selles suunas, milles see mõju osaliselt kompenseeritakse.
Näitena reaktsioonis osalevate ainete kontsentratsioonide mõjust tasakaaluasendile vaatleme vesinikjoodi saamise pöörduvat reaktsiooni.
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).
Massitegevuse seaduse järgi tasakaaluseisundis
.
Olgu tasakaal 1-liitrises reaktoris kindlal konstantsel temperatuuril, mille juures on kõigi reaktsioonis osalejate kontsentratsioonid ühesugused ja võrdne 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol /l = 1 mol/l). Seetõttu sellel temperatuuril To FROM= 1. Kuna reaktori maht on 1 liiter, n(H 2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol ja n(HI) = 1 mol. Ajahetkel t 1 sisestame reaktorisse veel 1 mol HI, selle kontsentratsioon võrdub 2 mol/L. Aga selleks, et To FROM püsis konstantsena, peaksid vesiniku ja joodi kontsentratsioonid suurenema ja see on võimalik ainult tänu võrrandile vastava osa vesinikjoodi lagunemisele
2HI (g) \u003d H2 (g) + 12 (g).
Olgu uue tasakaaluseisundi saavutamise hetkeks t 2 lagunenud x mol HI ja seega täiendavalt 0,5 x mol H2 ja I 2. Reaktsioonis osalejate uued tasakaalukontsentratsioonid: = (1 + 0,5 x) mol/l; = (1 + 0,5 x) mol/l; = (2 - x) mol/l. Asendades suuruste arvväärtused massimõju seaduse avaldisesse, saame võrrandi
Kus x= 0,667. Seega = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Reaktsioonikiirus ja tasakaal.
Olgu siis pöörduv reaktsioon A + B C + D. Kui eeldame, et edasi- ja tagasireaktsioon toimuvad ühes etapis, siis on nende reaktsioonide kiirused otseselt võrdelised reaktiivide kontsentratsiooniga: otsereaktsiooni kiirusega. v 1 = k 1 [A][B], pöördreaktsiooni kiirus v 2 = k 2 [C][D] (nurksulud näitavad reaktiivide molaarseid kontsentratsioone). Näha on, et otsereaktsiooni kulgedes vähenevad vastavalt lähteainete A ja B kontsentratsioonid ning väheneb ka otsereaktsiooni kiirus. Pöördreaktsiooni kiirus, mis alghetkel on null (produkte C ja D ei ole), suureneb järk-järgult. Varem või hiljem saabub hetk, mil edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused ühtlustuvad. Pärast seda ei muutu kõigi ainete – A, B, C ja D kontsentratsioonid ajas. See tähendab, et reaktsioon on jõudnud tasakaaluasendisse ja ainete kontsentratsioone, mis ajas ei muutu, nimetatakse tasakaaluks. Kuid erinevalt mehaanilisest tasakaalust, kus kogu liikumine peatub, jätkuvad keemilises tasakaalus mõlemad reaktsioonid - nii otsesed kui ka vastupidised -, kuid nende kiirus on võrdne ja seetõttu tundub, et süsteemis muutusi ei toimu. On mitmeid viise, kuidas tõestada edasi- ja tagurpidi reaktsioonide voogu pärast tasakaalu saavutamist. Näiteks kui vesiniku, lämmastiku ja ammoniaagi segusse, mis on tasakaaluasendis, viiakse veidi vesiniku isotoopi – deuteeriumi D 2, siis tuvastab tundlik analüüs kohe deuteeriumi aatomite olemasolu ammoniaagi molekulides. Ja vastupidi, kui süsteemi sisestatakse veidi deutereeritud ammoniaaki NH 2 D, ilmub deuteerium kohe algainetesse HD- ja D2-molekulide kujul. Moskva Riikliku Ülikooli keemiateaduskonnas viidi läbi veel üks suurejooneline eksperiment. Hõbeplaat asetati hõbenitraadi lahusesse ja muutusi ei täheldatud. Seejärel viidi lahusesse ebaoluline kogus radioaktiivseid hõbedaioone, misjärel hõbeplaat muutus radioaktiivseks. Seda radioaktiivsust ei saanud "ära pesta" ei plaati veega loputades ega soolhappega pestes. Ainult lämmastikhappega söövitamine või pinna mehaaniline töötlemine peene liivapaberiga muutis selle passiivseks. Seda katset saab seletada ainult ühel viisil: metalli ja lahuse vahel toimub pidev hõbeda aatomite vahetus, s.t. süsteemis toimub pöörduv reaktsioon Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Seetõttu viis radioaktiivsete ioonide Ag + lisamine lahusele nende "kinnistumiseni" plaadile elektriliselt neutraalsete, kuid siiski radioaktiivsete aatomite kujul. Seega ei ole tasakaalus mitte ainult gaaside või lahuste vahelised keemilised reaktsioonid, vaid ka metallide lahustumis- ja sadestumise protsessid. Näiteks tahke aine lahustub kõige kiiremini, kui see asetatakse puhtasse lahustisse, kui süsteem on tasakaalust kaugel, antud juhul on see küllastunud lahus. Järk-järgult väheneb lahustumiskiirus ja samal ajal suureneb pöördprotsessi kiirus - aine üleminek lahusest kristalliliseks sademeks. Kui lahus küllastub, saavutab süsteem tasakaaluoleku, samal ajal kui lahustumis- ja kristalliseerumiskiirus on võrdne ning sademe mass aja jooksul ei muutu. Kuidas saab süsteem välistingimustes toimuvatele muutustele "vastu seista"? Kui näiteks kuumutamisega tõsta tasakaalusegu temperatuuri, ei saa süsteem ise loomulikult välist kuumutamist “nõrgestada”, kuid tasakaal selles nihkub nii, et reaktsioonisüsteemi kuumutamine teatud temperatuurini. vajab rohkem soojust kui juhul, kui tasakaal pole nihkunud. Sel juhul nihutatakse tasakaalu nii, et soojus neeldub, s.t. endotermilise reaktsiooni suunas. Seda võib tõlgendada kui "süsteemi soovi nõrgendada välismõjusid". Teisest küljest, kui võrrandi vasakul ja paremal küljel on ebavõrdne arv gaasilisi molekule, siis saab sellises süsteemis tasakaalu nihutada ka rõhu muutmisega. Rõhu suurenedes nihkub tasakaal sellele poolele, kus gaasimolekulide arv on väiksem (ja sel viisil justkui "vastandub" välisrõhule). Kui gaasimolekulide arv reaktsiooni käigus ei muutu
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), siis rõhk ei mõjuta tasakaaluasendit. Tuleb märkida, et temperatuuri muutumisel muutub ka reaktsiooni tasakaalukonstant, samas kui muutub ainult rõhk, jääb see konstantseks.
Mitmed näited Le Chatelier' põhimõtte kasutamisest keemilise tasakaalu muutuste ennustamiseks. Reaktsioon 2SO 2 + O 2 2SO 3 (d) on eksotermiline. Temperatuuri tõstmisel on ülimuslik SO 3 endotermiline lagunemine ja tasakaal nihkub vasakule. Kui temperatuur langeb, nihkub tasakaal paremale. Niisiis, SO 2 ja O 2 segu, mis on võetud stöhhiomeetrilises suhtes 2: 1 ( cm . stöhhiomeerilisus), muutub temperatuuril 400 °C ja atmosfäärirõhul SO 3-ks saagisega umbes 95%, s.o. tasakaaluseisund nendes tingimustes on peaaegu täielikult nihkunud SO 3 suunas. 600°C juures sisaldab tasakaalusegu juba 76% SO 3 ja 800°C juures vaid 25%. Seetõttu tekib väävli põletamisel õhus peamiselt SO 2 ja ainult umbes 4% SO 3. Samuti tuleneb reaktsioonivõrrandist, et kogurõhu tõus süsteemis nihutab tasakaalu paremale ja rõhu langusega nihkub tasakaal vasakule.
Tsükloheksaanist vesiniku eraldamise reaktsioon benseeni moodustumisega
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 viiakse läbi gaasifaasis, samuti katalüsaatori juuresolekul. See reaktsioon toimub energiakuluga (endotermiline), kuid molekulide arvu suurenemisega. Seetõttu on temperatuuri ja rõhu mõju sellele otseselt vastupidine ammoniaagi sünteesi puhul täheldatule. Nimelt: benseeni tasakaalukontsentratsiooni suurenemist segus soodustab temperatuuri tõus ja rõhu langus, mistõttu toimub reaktsioon tööstuses madalal rõhul (2–3 atm) ja kõrgel temperatuuril (450–500). °C). Siin on temperatuuri tõus "kahekordselt soodne": see mitte ainult ei suurenda reaktsiooni kiirust, vaid aitab kaasa ka tasakaalu nihkele sihtprodukti moodustumise suunas. Muidugi põhjustaks veelgi suurem rõhu langus (näiteks 0,1 atm-ni) tasakaalu edasise nihke paremale, kuid sel juhul on reaktoris ainet liiga vähe ja reaktsioonikiirus väheneb. ka vähenema, nii et üldine tootlikkus ei tõuse, vaid väheneb. See näide näitab taas, et majanduslikult põhjendatud tööstuslik süntees on edukas manööverdamine Scylla ja Charybdise vahel.
Le Chatelier’ põhimõte "töötab" nn halogeenitsüklis, millest toodetakse titaani, nikli, hafniumi, vanaadiumi, nioobiumi, tantaali ja teisi kõrge puhtusastmega metalle. Metalli reaktsioon halogeeniga, näiteks Ti + 2I 2 TiI 4, toimub soojuse vabanemisega ja seetõttu nihkub tasakaal temperatuuri tõustes vasakule. Seega moodustab titaan 600°C juures kergesti lenduva jodiidi (tasakaal nihkub paremale) ja temperatuuril 110°C jodiid laguneb (tasakaal nihkub vasakule) väga puhta metalli vabanemisega. Selline tsükkel toimib ka halogeenlampides, kus spiraalist aurustunud ja külmematele seintele settinud volfram moodustab halogeenidega lenduvaid ühendeid, mis kuumal spiraalil uuesti lagunevad ning volfram kandub oma algsele kohale.
Lisaks temperatuuri ja rõhu muutmisele on tasakaaluasendi mõjutamiseks veel üks tõhus viis. Kujutage ette seda tasakaalusegust
A + B C + D mis tahes aine eritub. Vastavalt Le Chatelier’ põhimõttele hakkab süsteem sellisele mõjule kohe "reageerima": tasakaal hakkab nihkuma nii, et kompenseeritakse antud aine kadu. Näiteks kui reaktsioonitsoonist eemaldatakse aine C või D (või mõlemad korraga), nihkub tasakaal paremale, ainete A või B eemaldamisel aga vasakule. Mis tahes aine sisestamine süsteemi nihutab samuti tasakaalu, kuid teises suunas.
Aineid saab reaktsioonitsoonist eemaldada erineval viisil. Näiteks kui veega tihedalt suletud anumas on vääveldioksiid, tekib tasakaal gaasilise, lahustunud ja reageerinud vääveldioksiidi vahel:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Kui anum avatakse, hakkab vääveldioksiid järk-järgult aurustuma ja ei saa enam protsessis osaleda - tasakaal hakkab nihkuma vasakule, kuni väävelhappe täielik lagunemine. Sarnast protsessi võib jälgida iga kord, kui avate limonaadi või mineraalvee pudeli: CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 tasakaal nihkub CO 2 lendudes vasakule.
Reaktiivi eemaldamine süsteemist on võimalik mitte ainult gaasiliste ainete moodustumisel, vaid ka ühe või teise reagendi sidumisel lahustumatu ühendi moodustumisega, mis sadestub. Näiteks kui CO 2 vesilahusesse sisestatakse liig kaltsiumisoola, moodustavad Ca 2+ ioonid süsihappega reageerides CaCO 3 sademe; tasakaal CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 nihkub paremale, kuni vees ei ole enam lahustunud gaasi.
Tasakaalu saab nihutada ka reaktiivi lisamisega. Niisiis, kui FeCl 3 ja KSCN lahjendatud lahused tühjendatakse, ilmub raudtiotsüanaadi (tiotsüanaadi) moodustumise tagajärjel punakasoranž värvus:
FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl. Kui lahusele lisatakse täiendavalt FeCl 3 või KSCN, siis lahuse värvus suureneb, mis näitab tasakaalu nihkumist paremale (nagu nõrgendaks välismõju). Kui aga lahusele lisatakse KCl liias, nihkub tasakaal vasakule ja värvus väheneb helekollaseks.
Le Chatelier’ printsiibi sõnastuses ei viidata asjata, et välismõju tulemusi on võimalik ennustada vaid tasakaalus olevate süsteemide puhul. Kui see näidustus tähelepanuta jätta, on lihtne teha täiesti valesid järeldusi. Näiteks on teada, et tahked leelised (KOH, NaOH) lahustuvad vees suure soojushulga eraldumisega – lahus soojeneb peaaegu sama palju kui kontsentreeritud väävelhapet veega segades. Kui unustada, et põhimõte kehtib ainult tasakaalusüsteemide kohta, võime teha vale järelduse, et temperatuuri tõustes peaks KOH lahustuvus vees vähenema, kuna just see nihe sademe ja küllastunud lahuse tasakaalus on viib "välise mõju nõrgenemiseni". KOH vees lahustamise protsess ei ole aga sugugi tasakaalus, kuna selles osaleb veevaba leelis, samas kui küllastunud lahusega tasakaalus olev sade on KOH hüdraadid (peamiselt KOH 2H 2 O). Selle hüdraadi üleminek sadest lahusesse on endotermiline protsess, st. sellega kaasneb mitte kuumutamine, vaid lahuse jahutamine, nii et Le Chatelier' tasakaaluprotsessi põhimõte on ka sel juhul täidetud. Samamoodi veevabade soolade - CaCl 2, CuSO 4 jne lahustamisel vees lahus soojeneb ja kristalsete hüdraatide CuSO 4 5H 2 O, CaCl 2 6H 2 O lahustamisel jahtub.
Veel ühe huvitava ja õpetliku näite Le Chatelier’ põhimõtte väärkasutamise kohta võib leida õpikutest ja populaarsest kirjandusest. Kui pruuni lämmastikdioksiidi NO 2 ja värvitu N 2 O 4 tetroksiidi tasakaaluline segu asetada läbipaistvasse gaasisüstlasse ja seejärel gaas kiiresti kolviga kokku suruda, suureneb värvi intensiivsus koheselt ja mõne aja pärast (kümnete sekundit) nõrgeneb see uuesti, kuigi ei jõua originaalini. Seda kogemust selgitatakse tavaliselt järgmiselt. Segu kiire kokkusurumine toob kaasa rõhu ja seega mõlema komponendi kontsentratsiooni tõusu, mistõttu segu muutub tumedamaks. Kuid rõhu suurenemine vastavalt Le Chatelier' põhimõttele nihutab 2NO 2 N 2 O 4 süsteemi tasakaalu värvitu N 2 O 4 suunas (molekulide arv väheneb), nii et segu muutub järk-järgult heledamaks, lähenedes uuele. tasakaaluasend, mis vastab suurenenud rõhule.
Selle seletuse ekslikkus tuleneb tõsiasjast, et mõlemad reaktsioonid – N 2 O 4 dissotsiatsioon ja NO 2 dimerisatsioon – toimuvad ülikiiresti, nii et tasakaal saavutatakse niikuinii miljondiksekundites, mistõttu on võimatu edasi lükata. kolb nii kiiresti, et see häirib tasakaalu. Seda kogemust seletatakse erinevalt: gaasi kokkusurumine põhjustab temperatuuri märgatava tõusu (kõik, kes on pidanud jalgrattapumbaga rehvi täis pumbama, on selle nähtusega tuttavad). Ja sama Le Chatelier’ põhimõtte kohaselt nihkub tasakaal hetkega endotermilise reaktsiooni poole, mis käib koos soojuse neeldumisega, s.t. N 2 O 4 dissotsiatsiooni suunas - segu tumeneb. Seejärel jahtuvad gaasid süstlas aeglaselt toatemperatuurini ja tasakaal nihkub taas tetroksiidi poole – segu muutub heledamaks.
Le Chatelier’ põhimõte töötab hästi juhtudel, millel pole keemiaga mingit pistmist. Normaalselt toimivas majanduses on ringluses olev raha kogusumma tasakaalus kaupadega, mida selle raha eest osta saab. Mis saab siis, kui “väline mõju” on valitsuse soov trükkida rohkem raha võlgade tasumiseks? Rangelt kooskõlas Le Chatelier’ põhimõttega nihutatakse kauba ja raha tasakaal selliselt, et see nõrgendab kodanike naudingut rohkema raha omamisest. Nimelt tõusevad kaupade ja teenuste hinnad ning nii saavutatakse uus tasakaal. Veel üks näide. Ühes USA linnas otsustati pidevatest ummikutest vabaneda kiirteid laiendades ja ristmikke rajades. Mõnda aega see aitas, kuid siis hakkasid elevil elanikud rohkem autosid ostma, nii et peagi tekkisid uuesti ummikud, kuid teede ja autode arvu uue “tasakaaluasendiga”.
Seega teeme peamised järeldused keemilise tasakaalu nihutamise meetodite kohta.
Le Chatelier’ põhimõte. Kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse väline mõju (kontsentratsioon, temperatuur, rõhu muutus), siis see soodustab ühe kahest vastupidisest reaktsioonist, mis seda mõju nõrgendab.
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
AT |
|
V 2 |
1. Surve. Rõhu tõus (gaaside puhul) nihutab tasakaalu reaktsiooni suunas, mis viib ruumala vähenemiseni (st väiksema arvu molekulide moodustumiseni).
2. Temperatuuri tõus nihutab tasakaaluasendit endotermilise reaktsiooni (s.o. soojuse neeldumisega kulgeva reaktsiooni suunas) suunas.
3. Lähteainete kontsentratsiooni suurenemine ja produktide eemaldamine reaktsioonisfäärist nihutab tasakaalu otsese reaktsiooni suunas. Lähteainete [A] või [B] või [A] ja [B] kontsentratsioonide suurendamine: V 1 > V 2 .
Katalüsaatorid ei mõjuta tasakaaluasendit.
Le Chatelier’ põhimõte looduses.
Seda teemat uurides tahan alati tuua näite kõigi elusolendite soovist tasakaalu, kompensatsiooni järele. Näiteks: hiirepopulatsiooni muutus - pähkliaasta - hiirtele on palju toitu, hiirte populatsioon kasvab kiiresti. Hiirte arvukuse suurenemisega toidukogus väheneb, näriliste kuhjumise tulemusena algab hiirte seas erinevate nakkushaiguste vohamine, mistõttu toimub näriliste populatsiooni järkjärguline vähenemine. Teatud aja möödudes saabub sündinud ja surevate hiirte arvu dünaamiline tasakaal, väliste, soodsate või ebasoodsate tingimuste mõjul võib see tasakaal ühes või teises suunas muutuda.
Inimese kehas toimuvad biokeemilised protsessid, mida saab ka Le Chatelier’ põhimõtte järgi reguleerida. Mõnikord hakkavad sellise reaktsiooni tulemusena kehas tootma mürgised ained, mis põhjustavad konkreetset haigust. Kuidas seda protsessi vältida?
Meenutagem sellist ravimeetodit nagu homöopaatia. Meetod seisneb nende ravimite väga väikestes annustes kasutamises, mis suurtes annustes põhjustavad tervel inimesel haigusnähte. Kuidas ravimimürk sel juhul toimib? Soovimatu reaktsiooni saadus viiakse kehasse ja Le Chatelier’ põhimõtte kohaselt nihutatakse tasakaal lähteainete suunas. Kustub protsess, mis põhjustab kehas valusaid häireid.
Praktiline osa.
Uuritava teema assimilatsioonitaseme kontroll toimub testide vormis. Testisüsteem, mis koosneb lühidalt ja täpselt sõnastatud ja standardiseeritud ülesannetest, millest osa tuleb anda piiratud aja jooksul, lühikesi ja täpseid vastuseid, mida hinnatakse punktisüsteemiga. Testide koostamisel keskendusin järgmistele tasemetele:
Selle taseme õpilaste paljunemisvõime põhineb peamiselt mälul.
Selle taseme produktiivne saavutamine nõuab õpilastelt õpitud sõnastuste, mõistete, seaduste mõistmist, oskust luua nendevahelisi seoseid.
Loominguline - oskus olemasolevate teadmiste põhjal ennustada, kujundada, analüüsida, teha järeldusi, võrdlusi, üldistusi.
Suletud testid või testid, mille käigus katsealune peab valima etteantud variantide hulgast õige vastuse.
A) Reproduktiivtase: alternatiivsete vastustega testid, milles katsealune peab vastama jah või ei. Hinda 1 punkt.
Fosfori põlemisreaktsioon
a) jah b) ei
lagunemisreaktsioon
pöörduv reaktsioon
a) jah b) ei
Temperatuuri tõus
elavhõbedaoksiid II elavhõbeda jaoks
ja hapnikku
a) jah b) ei
Elussüsteemides
ja pöördumatud protsessid
a) jah b) ei.
Mitme valikuga testid
Millises süsteemis nihkub keemiline tasakaal rõhu tõstmisel paremale?
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 punkt
temperatuuri tõus
kasutades katalüsaatorit
temperatuuri alandamine; 1 punkt
Süsteemi keemilise tasakaalu seisundist
ei mõjuta
rõhu tõus
joodi kontsentratsiooni suurenemine
temperatuuri tõus
temperatuuri langus; 1 punkt
Millises süsteemis nihutab vesiniku kontsentratsiooni suurenemine keemilist tasakaalu vasakule?
C(tv)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(tahke)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 punkt
Millises süsteemis ei mõjuta rõhu tõus keemilise tasakaalu nihet?
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 punkt
Süsteemi keemilisest tasakaalust
ei oma mõju
temperatuuri tõus
rõhu tõus
ammoniaagi eemaldamine reaktsioonitsoonist
katalüsaatori kasutamine 1 punkt
Keemiline tasakaal süsteemis
nihkub reaktsioonisaaduse moodustumise suunas at
rõhu tõus
temperatuuri tõus
rõhulangus
katalüsaatori kasutamine 1 punkt
Väävelhappe tootmisel SO2 oksüdeerimise etapis SO3-ks, et suurendada toote saagist
suurendada hapniku kontsentratsiooni
tõsta temperatuuri
madalam vererõhk
katalüsaatori sisseviimine; 1,5 punkti
Alkeen + H2 ↔ alkaan
kui reaktsioonisegu kuumutatakse
tasakaal nihkub paremale
tasakaal nihkub vasakule
tasakaal voolab mõlemas suunas sama tõenäosusega
need ained ei ole kindlaksmääratud tingimustel tasakaalus; 1,5 punkti
Keemiline tasakaal süsteemis
nihkub lähteainete moodustumise suunas
1) rõhu tõus
temperatuuri tõus
rõhulangus
katalüsaatori kasutamine; 1 punkt
Tasakaalu nihutamiseks süsteemis paremale
omab mõju
temperatuuri langus
rõhu tõus
katalüsaatori kasutamine
temperatuuri tõus; 1 punkt
Võrrandile vastab pöördumatu reaktsioon
lämmastik + vesinik = ammoniaak
atsetüleen + hapnik = süsihappegaas + vesi
vesinik + jood = vesinikjood
vääveldioksiid + hapnik = väävelanhüdriid; 1,5 punkti
Mitme valikuga testid, mille käigus katsealune peab valima 1-2 õiget vastust või vastama vastuse valikul 2 pakutud tingimust.
Millises süsteemis nihkub keemiline tasakaal reaktsiooniproduktide suunas nii rõhu tõustes kui ka temperatuuri langedes?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 punkti
Keemiline tasakaal süsteemis
NH3+H2O↔NH4+OH
nihkub ammoniaagi moodustumise suunas, kui ammoniaaki lisatakse vesilahusele
naatriumkloriid
naatriumhüdroksiid
vesinikkloriidhappest
alumiiniumkloriid; 1,5 punkti
19) Etüleeni hüdratatsioonireaktsioonil CH2=CH2+H2O ↔ on suur praktiline tähtsus, kuid see on pöörduv, reaktsiooni tasakaalu nihutamiseks paremale on vajalik
tõsta temperatuuri (>280 kraadi C)
vähendada vee kogust reaktsioonisegus
tõsta rõhku (üle 80 atmosfääri)
asendada happekatalüsaator plaatinaga; 1 punkt
Butaani dehüdrogeenimisreaktsioon on endotermiline. Reaktsiooni tasakaalu nihutamiseks paremale,
kasutage aktiivsemat katalüsaatorit, näiteks plaatinat
alandada temperatuuri
tõsta rõhku
tõsta temperatuuri 1 punkt
Äädikhappe ja metanooli interaktsiooni reaktsioonil eetri ja vee moodustumisel soodustab tasakaalu nihkumist vasakule
sobiv katalüsaator
kontsentreeritud väävelhappe lisamine
dehüdreeritud lähteainete kasutamine
eetri lisamine; 1,5 punkti
Välistamistestid
Mõjutatud on tasakaalunihe
rõhu muutus
katalüsaatori kasutamine
reaktsioonis osalevate ainete kontsentratsioonide muutus
temperatuuri muutus; 1 punkt
Rõhu tõus või langus mõjutab reaktsioonide keemilise tasakaalu nihkumist
läheb koos soojuse vabanemisega
reaktsioonid gaasiliste ainetega
reaktsioonid, mis kulgevad mahu vähenemisega
mahu suurenemisega kaasnevad reaktsioonid; 1,5 punkti
Reaktsioon on pöördumatu
söe põletamine
fosfori põletamine
ammoniaagi süntees lämmastikust ja vesinikust
metaani põletamine; 1,5 punkti
Rühmitamise testid sisaldama pakutud valemite, võrrandite ja terminite loendit, mis tuleks jaotada vastavalt etteantud kriteeriumidele
Temperatuuri ja rõhu samaaegsel tõusmisel nihkub keemiline tasakaal süsteemis paremale.
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 punkti
Propeeni hüdrogeenimisreaktsioon on eksotermiline. Keemilise tasakaalu nihutamiseks paremale on see vajalik
temperatuuri langus
rõhu tõus
vesiniku kontsentratsiooni vähenemine
propeeni kontsentratsiooni vähenemine; 1 punkt
Vastavusülesanded.
Testide sooritamisel palutakse katsealusel sobitada kahe loendi elemendid koos mitme võimaliku vastusega.
Reaktsiooni tasakaal nihkub paremale. Too järjekorda.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Kui temperatuur tõuseb
C) CO2 + C (tahke) ↔2CO-Q 3) Kui rõhk langeb
D) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) Kontaktpinna suurenemisega; 2 punkti
Reaktsiooni tasakaal nihkub reaktsiooniproduktide moodustumise suunas. Too järjekorda.
B) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) Temperatuuri tõustes
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Kui rõhk väheneb
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Eetri lisamisel
5) Alkoholi lisamisel; 2 punkti
Avatud või avatud testid, millesse subjekt peab lisama võrrandi definitsiooni mõisted või pakkuma tõendite osas sõltumatut hinnangut.
Seda tüüpi ülesanded moodustavad keemia USE testide viimase, kõige kõrgemalt hinnatud osa.
Täiendage ülesandeid.
Uuritav peab vastused sõnastama, arvestades ülesandes sätestatud piiranguid.
Lisage samaaegselt pöörduva ja eksotermilise reaktsiooni võrrand
B) Vesinik + jood
C) Lämmastik + vesinik
D) Vääveldioksiid + hapnik
E) Süsinikdioksiid + Süsinik 2 punkti
Kirjutage reaktsioonivõrrand vastavalt skeemile, millest valige need pöörduvad reaktsioonid, mille puhul temperatuuri tõus põhjustab tasakaalu nihkumise paremale:
N2 → NO → NO2 → HNO3 → NH4NO3 2 punkti
Tasuta esitlustestid.
Uuritav peab vastused iseseisvalt sõnastama, sest ülesandes neile piiranguid ei sea.
31) Loetlege tegurid, mis nihutavad tasakaalu süsteemis paremale:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 punktid
32) Loetlege tegurid, mis nihutavad tasakaalu süsteemis lähteainete tekke suunas:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 punkti
Testide vastused.
Test nr Õige vastus
B-1
G-3.4
A-2.3
G-2
B- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
esimene reaktsioon
CO+2H2↔CH3OH+Q
temperatuuri langus
rõhu tõus
CO kontsentratsiooni suurendamine
H2 kontsentratsiooni tõus
alkoholi kontsentratsiooni langus
C+2H2↔CH4+Q
2) rõhu vähendamine
3) vesiniku kontsentratsiooni alandamine
4) metaani kontsentratsiooni tõus.
Bibliograafia
Akhmetov, M.A. Orgaanilise keemia ülesannete ja harjutuste süsteem katsevormis [tekst] / M.A. Akhmetov, I.N. Prokhorov.-Uljanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, O.S. Kaasaegne koolikeemia didaktika, loeng nr 6 [Tekst] /O.S.Gabrielyan, V.G.Krasnova, S.T.Sladkov.// Ajaleht keemia- ja loodusainete õpetajatele (Kirjastus "Esimene september") -2007.- Nr 22. -lk 4-13.
Kaverina, A.A.Õppe- ja koolitusmaterjalid ühtseks riigieksamiks valmistumiseks. Keemia [tekst] / A. A. Kaverina jt - M .: Intellektikeskus, 2004.-160. aastad.
Kaverina, A.A.Ühtne riigieksam 2009. Keemia [tekst] / A.A. Kaverina, A.S. Koroshchenko, D.Yu. Dobrotin / FIPI.-M .: Intellektikeskus, 2009.-272 lk.
Leenson, I.A. Keemilised reaktsioonid, termiline efekt, tasakaal, kiirus [Tekst] / I. A. Leenson. M .: Astrel, 2002.-190.
Radetsky, A.M. Kontrolltöö keemias 8.–11. klassis: juhend õpetajale [Tekst] / A.M. Radetsky. M.: Valgustus, 2009.-272lk.
Ryabinina, O.A. Le Chatelier printsiibi demonstreerimine [Tekst] / O. O. Rjabinina, A. Illarionov / / Keemia koolis.-2008. - nr 7. - lk 64-67.
Tushina.E.N. Le Chatelieri põhimõte ja mõned ravimeetodid [Tekst] / E.N. Tushina.// Keemia koolis.-1993. Nr 2.-lk 54.
Shelinskiy, G.I. Keemiliste protsesside teooria alused [Tekst] / G.I. Shelinskiy. M.: Valgustus, 1989.-234lk.
Strempler, G.I. Profiilieelne keemiakoolitus [Tekst]
Pöörduvad ja pöördumatud reaktsioonid.
pööratav Keemilises kineetikas nimetatakse selliseid reaktsioone, mis kulgevad samaaegselt ja iseseisvalt kahes suunas - edasi ja tagasi, kuid erineva kiirusega. Pöörduvatele reaktsioonidele on iseloomulik, et mõni aeg pärast nende algust muutuvad edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused võrdseks ning tekib keemiline tasakaal.
Kõik keemilised reaktsioonid on pöörduvad, kuid teatud tingimustel võivad mõned neist kulgeda ainult ühes suunas, kuni algproduktid peaaegu täielikult kaovad. Selliseid reaktsioone nimetatakse pöördumatu. Tavaliselt on pöördumatud reaktsioonid, kus reaktsioonipiirkonnast eemaldatakse vähemalt üks reaktsiooniprodukt (lahustes toimuva reaktsiooni korral see sadestub või vabaneb gaasi kujul), või reaktsioonid, millega kaasneb suur positiivne termiline efekt. Ioonreaktsioonide puhul on reaktsioon praktiliselt pöördumatu, kui selle tulemusena tekib väga vähelahustuv või vähe dissotsieerunud aine.
Siin käsitletav reaktsiooni pöörduvuse mõiste ei lange kokku termodünaamilise pöörduvuse mõistega. Termodünaamilises mõttes kineetiliselt pöörduv reaktsioon võib kulgeda pöördumatult. Selleks, et reaktsiooni saaks nimetada termodünaamilises mõttes pöörduvaks, peab otsese protsessi kiirus lõpmatult vähe erinema pöördprotsessi kiirusest ja järelikult peab protsess tervikuna kulgema lõpmatult aeglaselt.
Ideaalsetes gaasisegudes ja ideaalsetes vedellahustes järgivad lihtsate (üheastmeliste) reaktsioonide kiirused massilise tegevuse seadus. Keemilise reaktsiooni kiirust (1.1) kirjeldatakse võrrandiga (1.2) ja otsese reaktsiooni korral võib seda esitada järgmiselt:
kus on edasisuunalise reaktsiooni kiiruskonstant.
Nii on pöördreaktsiooni kiirus:
(1.5)
Seega tasakaalus:
(1.6)
See võrrand väljendab massi mõju seadust keemilise tasakaalu saavutamiseks ideaalsüsteemides; K - c o n s t a n t a r a v n o v e s ja i.
Reaktsioonikonstant võimaldab leida reaktsioonisegu tasakaalukompositsiooni antud tingimustes.
Reaktsioonikiiruste massimõju seadust saab seletada järgmiselt.
Reaktsiooniakti toimumiseks on vajalik lähteainete molekulide kokkupõrge, s.o. Molekulid peaksid lähenema üksteisele aatomimõõtmete suurusjärgu kaugusel. Tõenäosus leida antud hetkel mingis väikeses mahus l aine L molekulid, m aine M molekulid jne. võrdeline ..... , seega on kokkupõrgete arv ruumalaühikus ajaühikus võrdeline selle väärtusega; see tähendab võrrandit (1.4).