prekvalifikacija prosvetnih radnika.
Odjeljenje za prirodne nauke
Tema: „Reverzibilne i ireverzibilne reakcije.
Hemijska ravnoteža. Le Chatelierov princip.
Radovi završeni:
Slušalac grupe X – 1
Nastavnik hemije Opštinska obrazovna ustanova Srednja škola br.6
Dimitrovgrad
region Uljanovsk
Lepihova Tatjana Vasiljevna.
naučni savjetnik:
Šef odjela
prirodne nauke
Ahmetov Marat Anvarovič
Uljanovsk 2009
Reverzibilne i ireverzibilne hemijske reakcije.
Hemijska ravnoteža.
Le Chatelierov princip.
Cilj rada: 1) Proučavanje karakteristika i obrazaca toka hemijske reakcije, kao nastavak formiranja ideja o razne vrste hemijske reakcije zasnovane na reverzibilnosti.
2) Uopštavanje i konkretizacija znanja o zakonitostima hemijskih reakcija, formiranje veština za određivanje, objašnjavanje osobina i nastalih uslova neophodnih za nastanak određene reakcije. 3) Proširiti i produbiti znanje o raznolikosti hemijski procesi, naučiti učenike da upoređuju, analiziraju, objašnjavaju, izvode zaključke i generalizacije. 4) Smatrajte ovaj deo hemijske nauke najvažnijim u primenjenom aspektu i razmatrajte ideje o hemijskoj ravnoteži kao posebnom slučaju jedinstvenog zakona prirodne ravnoteže, želje za nadoknadom, stabilnosti ravnoteže u jedinstvu sa osnovnim oblikom postojanje materije, kretanje, dinamika.
Zadaci.
Razmotrite temu: “Reverzibilne i ireverzibilne reakcije”. konkretni primjeri, koristeći prethodne ideje o brzini hemijskih reakcija.
Nastavite proučavati karakteristike reverzibilnih hemijskih reakcija i razvijati ideje o hemijskoj ravnoteži kao dinamičkom stanju reagovanja sistema.
Proučite principe promjene hemijske ravnoteže i naučite studente da odrede uslove za promjenu hemijske ravnoteže.
Dati studentima predstavu o značaju ove teme ne samo za hemijsku proizvodnju, već i za normalno funkcioniranje živog organizma i prirode u cjelini.
Uvod
U prirodi, u organizmima živih bića, u procesu fiziološka aktivnostčovjeka, u svojim postupcima za stvaranje uslova raznim nivoima: domaćinstvo, odbranu, industriju, tehniku, životnu sredinu i druge - dešavaju se ili se sprovode hiljade, milioni potpuno različitih reakcija koje se mogu posmatrati sa različitih gledišta i klasifikacija. Hemijske reakcije ćemo razmatrati sa stanovišta njihove reverzibilnosti i nepovratnosti.
Teško je precijeniti važnost ovih pojmova: sve dok postoji osoba koja razmišlja, ljudska misao o reverzibilnosti i nepovratnosti procesa koji se dešavaju u njegovom tijelu se bori tako dugo. vjecni problem o produženju ljudskog života, problemu nepovratnosti posljedica njegove životne aktivnosti, nepromišljenom odnosu prema prirodi.
Želim da razmotrim koncept reverzibilnosti i ireverzibilnosti hemijskih reakcija, koncept hemijske ravnoteže i uslove za njeno pomeranje u „korisnom“ pravcu. Uvesti teorijske osnove slijedi testiranje, samoprovjera znanja o ovoj temi, korištenjem testiranja različitih tipologija. Pretpostavljam da će „prelaskom puta“ od jednostavnijih do složenijih zadataka učenici imati jasna, dobra znanja ne samo o ovoj temi, već će i produbiti svoja znanja iz hemije.
Hemijske reakcije su pojave u kojima se jedna (ili neke) supstance pretvaraju u druge, dokaz za to su vidljive i nevidljive promjene. Vidljivo: promjene boje, mirisa, okusa, taloženja, promjena boje indikatora, apsorpcije i oslobađanja topline. Nevidljivo: promjene u sastavu tvari koje se mogu odrediti kvalitativnim i analitičkim reakcijama. Sve ove reakcije mogu se podijeliti u dvije vrste: reverzibilne i ireverzibilne reakcije.
Nepovratne reakcije. Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunim pretvaranjem početnih reaktanata u konačne tvari nazivaju se nepovratnim.
Primjer takve reakcije je razgradnja kalijevog klorata (Bertholette soli) kada se zagrije:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Reakcija će prestati kada se sav kalijum hlorat pretvori u kalijum hlorid i kiseonik. Nema mnogo nepovratnih reakcija.
Ako se spoje kiseli i alkalni rastvori, nastaju so i voda, npr.
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, a ako su supstance uzete u potrebnim razmerama, rastvor ima neutralnu reakciju i u njemu ne ostaju ni tragovi hlorovodonične kiseline i natrijum hidroksida. Ako pokušate provesti reakciju u otopini između nastalih tvari - natrijevog klorida i vode, neće se naći nikakve promjene. U takvim slučajevima kažu da je reakcija kiseline sa alkalijom nepovratna, tj. nema povratne reakcije. Mnoge reakcije su praktički ireverzibilne na sobnoj temperaturi, npr.
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O, itd.
Reverzibilne reakcije. Reverzibilne reakcije su one koje se istovremeno odvijaju u dva međusobno suprotna smjera.
Većina reakcija je reverzibilna. U jednadžbi reverzibilnih reakcija, dvije strelice su postavljene između lijeve i desne strane, usmjerene u suprotne strane. Primjer takve reakcije je sinteza amonijaka iz vodika i dušika:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
U tehnologiji su reverzibilne reakcije obično štetne. Zbog toga razne metode(promjene temperature, pritiska, itd.) čine ih praktično nepovratnim.
Ireverzibilne reakcije su one reakcije koje se javljaju:
1) rezultirajući proizvodi napuštaju reakcijsku sferu - talože se, oslobađaju se u obliku plina, na primjer
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) formira se blago disocirano jedinjenje, na primjer voda:
HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) reakcija je praćena velikim oslobađanjem energije, na primjer sagorijevanje magnezija
Mg+ 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
U jednadžbi ireverzibilnih reakcija između lijeve i desne strane stavlja se znak jednakosti ili strelica.
Mnoge reakcije su reverzibilne čak i pod normalnim uslovima, što znači da se obrnuta reakcija javlja u značajnoj meri. Na primjer, ako pokušate neutralizirati vodenu otopinu vrlo slabe hipoklorne kiseline s alkalijom, ispada da reakcija neutralizacije ne ide do kraja i otopina ima jako alkalnu sredinu. To znači da je reakcija HClO + NaOH NaClO + H 2 O reverzibilna, tj. Produkti ove reakcije, reagujući jedni s drugima, djelomično se pretvaraju u izvorna jedinjenja. Kao rezultat, otopina ima alkalnu reakciju. Reakcija za stvaranje estera je reverzibilna (obrnuta reakcija se naziva saponifikacija): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, mnogi drugi procesi.
Kao i mnogi drugi koncepti u hemiji, koncept reverzibilnosti je uglavnom proizvoljan. Obično se smatra da je reakcija ireverzibilna ako su, nakon završetka, koncentracije polaznih supstanci tako niske da se ne mogu detektirati (naravno, to ovisi o osjetljivosti analitičkih metoda). Kada se spoljni uslovi promene (prvenstveno temperatura i pritisak), ireverzibilna reakcija može postati reverzibilna i obrnuto. Da, kada atmosferski pritisak i temperaturama ispod 1000°C, reakcija 2H 2 + O 2 = 2H 2 O se i dalje može smatrati ireverzibilnom, dok se na temperaturi od 2500° C i više voda disocira na vodonik i kiseonik za približno 4%, a na temperaturi od 3000° C - već za 20%.
Krajem 19. vijeka. Njemački fizički hemičar Maks Bodenštajn (1871–1942) detaljno je proučavao procese formiranja i termičke disocijacije vodonik-jodida: H 2 + I 2 2HI. Promjenom temperature mogao je postići preferencijalno javljanje samo naprijed ili samo obrnute reakcije, ali u općenitom slučaju obje su se reakcije odvijale istovremeno u suprotnim smjerovima. Ima mnogo sličnih primjera. Jedna od najpoznatijih je reakcija sinteze amonijaka 3H 2 + N 2 2NH 3; Mnoge druge reakcije su također reverzibilne, na primjer, oksidacija sumpor-dioksida 2SO 2 + O 2 2SO 3, reakcije organskih kiselina sa alkoholima itd.
Reakcija se naziva reverzibilnom ako njen smjer ovisi o koncentraciji tvari koje sudjeluju u reakciji. Na primjer, u slučaju heterogene katalitičke reakcije N2 + 3H2 = 2NH3 (1) pri niskoj koncentraciji amonijaka u plinu i visokim koncentracijama dušika i vodika nastaje amonijak; naprotiv, pri visokoj koncentraciji amonijaka se razgrađuje, reakcija se odvija u suprotnom smjeru. Po završetku reverzibilna reakcija, tj. kada se postigne hemijska ravnoteža, sistem sadrži i početne supstance i produkte reakcije. Reakcija se naziva nepovratnom ako se može dogoditi samo u jednom smjeru i završava se potpunim pretvaranjem polaznih tvari u produkte; primjer je raspadanje eksploziva. Ista reakcija, u zavisnosti od uslova (temperatura, pritisak), može biti značajno reverzibilna ili praktično nepovratna. Jednostavna (jednostepena) reverzibilna reakcija sastoji se od dvije elementarne reakcije koje se odvijaju istovremeno, a koje se razlikuju jedna od druge samo po smjeru hemijska transformacija. Smjer konačne reakcije koji je dostupan direktnom promatranju određen je time koja od ovih međusobno inverznih reakcija ima veću brzinu. Na primjer, jednostavna reakcija N2O4 Û 2NO2 (2) sastoji se od elementarnih reakcija N2O4 ? 2NO2 i 2NO2 ? N2O4. Za reverzibilnost složene (višestepene) reakcije, na primjer reakcije (1), potrebno je da svi njeni sastojci faze su reverzibilne.? M. I. Tjomkin.
HEMIJSKA RAVNOTEŽA.
Hemijska ravnoteža- stanje sistema u kojem je brzina prednje reakcije (V 1) jednaka brzini reverzne reakcije (V 2). U hemijskoj ravnoteži koncentracije supstanci ostaju nepromenjene. Hemijska ravnoteža je po prirodi dinamička: prednje i obrnute reakcije se ne zaustavljaju u ravnoteži.
Stanje hemijske ravnoteže kvantitativno je okarakterisano konstantom ravnoteže, koja je odnos konstanti prednje (K 1) i reverzne (K 2) reakcije.
Za reakciju mA + nB pC + dD konstanta ravnoteže je jednaka
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Konstanta ravnoteže zavisi od temperature i prirode reaktanata. Što je veća konstanta ravnoteže, to se ravnoteža više pomera prema stvaranju direktnih produkta reakcije. U stanju ravnoteže, molekule ne prestaju da se sudaraju, a interakcije između njih ne prestaju, ali koncentracije supstanci ostaju konstantne. Ove koncentracije se nazivaju ravnotežnim.
|
Ravnotežna koncentracija- koncentracija supstance koja učestvuje u reverzibilnoj hemijskoj reakciji koja je dostigla stanje ravnoteže. |
Ravnotežna koncentracija je naznačena formulom supstance, uzetom u uglastim zagradama, na primjer:
With ravnoteža (H 2) = ili R ravnoteža (HI) = .
Kao i svaka druga koncentracija, ravnotežna koncentracija se mjeri u molovima po litri.
Da smo u primjerima koje smo razmatrali uzeli druge koncentracije polaznih supstanci, tada bismo nakon postizanja ravnoteže dobili različite vrijednosti ravnotežnih koncentracija. Ove nove vrijednosti (označene zvjezdicama) bit će povezane sa starim na sljedeći način:
.
Općenito, za reverzibilnu reakciju
a A+ b B d D+ f F
u stanju ravnoteže na konstantna temperatura odnos se posmatra
Ovaj omjer se zove zakon masovne akcije, koji je formuliran na sljedeći način:
pri konstantnoj temperaturi, omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija produkta reakcije, uzetih snagama jednakim njihovim koeficijentima, prema umnošku ravnotežnih koncentracija polaznih supstanci, uzetih snagama jednakim njihovim koeficijentima, je konstantna vrijednost .
Konstantna vrijednost ( TO WITH) se zove konstanta ravnoteže ovu reakciju. Indeks "c" u oznaci ove vrijednosti označava da su koncentracije korištene za izračunavanje konstante.
Ako je konstanta ravnoteže velika, tada se ravnoteža pomiče prema proizvodima direktne reakcije; ako je mala, onda prema polaznim supstancama. Ako je konstanta ravnoteže veoma velika, onda se kaže da je reakcija " skoro nepovratno" ako je konstanta ravnoteže vrlo mala, onda reakcija " praktično ne radi."
Konstanta ravnoteže - za svaku reverzibilnu reakciju vrijednost je konstantna samo pri konstantnoj temperaturi. Za istu reakciju na različitim temperaturama, konstanta ravnoteže ima različite vrijednosti.
Dati izraz za zakon djelovanja mase vrijedi samo za reakcije u kojima su svi sudionici ili plinovi ili otopljene tvari. U drugim slučajevima, jednadžba za konstantu ravnoteže se neznatno mijenja.
Na primjer, u reverzibilnoj reakciji koja se odvija na visokoj temperaturi
C (g) + CO 2 2CO (g)
je uključen tvrdi grafit C (g). Formalno, koristeći zakon djelovanja mase, zapisujemo izraz za konstantu ravnoteže ove reakcije, označavajući je DO":
Čvrsti grafit koji leži na dnu reaktora reaguje samo sa površine, a njegova “koncentracija” ne zavisi od mase grafita i konstantna je za bilo koji odnos supstanci u gasnoj mešavini.
Pomnožimo desnu i lijevu stranu jednačine ovom konstantom:
Rezultirajuća vrijednost je konstanta ravnoteže ove reakcije:
Slično, za ravnotežu druge reverzibilne reakcije, koja se također odvija na visokoj temperaturi,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
dobijamo konstantu ravnoteže
TO WITH = .
U ovom slučaju, ona je jednostavno jednaka ravnotežnoj koncentraciji ugljičnog dioksida.
Sa metrološke tačke gledišta, konstanta ravnoteže nije jedna fizička količina. Ovo je grupa veličina sa različitim mjernim jedinicama u zavisnosti od specifičnog izraza konstante u smislu ravnotežnih koncentracija. Na primjer, za reverzibilnu reakciju grafita s ugljičnim dioksidom [ K c] = 1 mol/l, ista mjerna jedinica za konstantu ravnoteže reakcije termička razgradnja kalcijum karbonat, a konstanta ravnoteže reakcije sinteze jodovodika je bezdimenzionalna veličina. Uglavnom [ K c] = 1 (mol/l) n .
Promena hemijske ravnoteže. Le Chatelierov princip
Prelazak ravnotežnog hemijskog sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo naziva se pomeranje (pomeranje) hemijske ravnoteže, koji se sprovodi promenom termodinamičkih parametara sistema -temperatura,koncentracija,pritisak.Kada se ravnoteža pomeri u pravcu napred postiže se povećanje prinosa proizvoda, a pomeranjem u suprotnom smeru smanjenje u stepenu konverzije reagensa se postiže. Oba mogu biti korisna u hemijskoj tehnologiji. Budući da su gotovo sve reakcije reverzibilne u ovom ili onom stupnju, u industriji i laboratorijskoj praksi javljaju se dva problema: kako dobiti proizvod „korisne“ reakcije s maksimalnim prinosom i kako smanjiti prinos proizvoda „štetne“ reakcije. U oba slučaja postoji potreba da se ravnoteža pomeri ili prema produktima reakcije ili prema polaznim supstancama. Da biste naučili kako to učiniti, morate znati o čemu ovisi ravnotežni položaj bilo koje reverzibilne reakcije.
Položaj ravnoteže zavisi od:
1) o vrijednosti konstante ravnoteže (tj. o prirodi reaktanata i temperature),
2) o koncentraciji supstanci koje učestvuju u reakciji i
3) na pritisak (za gasne sisteme je proporcionalan koncentracijama materija).
Za kvalitativna procjena uticaj na hemijsku ravnotežu svih ovih veoma različitih faktora koristi inherentno univerzalan Le Chatelierov princip(Francuski fizikalni hemičar i metalurg Henri Louis Le Chatelier formulisao ga je 1884. godine), koji je primenljiv na sve ravnotežne sisteme, ne samo na hemijske.
Ako se na sistem u ravnoteži utiče spolja, onda će se ravnoteža u sistemu pomeriti u pravcu u kome je ovaj uticaj delimično kompenzovan.
Kao primjer utjecaja na ravnotežni položaj koncentracija supstanci koje učestvuju u reakciji, razmotrimo reverzibilnu reakciju za proizvodnju jodovodika
H 2(g) + I 2(g) 2HI (g).
Prema zakonu djelovanja mase u stanju ravnoteže
.
Neka se uspostavi ravnoteža u reaktoru zapremine 1 litar na određenoj konstantnoj temperaturi u kojoj su koncentracije svih učesnika u reakciji iste i jednake 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol/ l; = 1 mol/l). Dakle, na ovoj temperaturi TO WITH= 1. Pošto je zapremina reaktora 1 litar, n(H 2) = 1 mol, n(I 2) = 1 mol i n(HI) = 1 mol. U trenutku t 1 u reaktor unosimo još 1 mol HI, njegova koncentracija će postati jednaka 2 mol/l. Ali da TO WITH ostala konstantna, koncentracije vodika i joda bi se trebale povećati, a to je moguće samo zbog razgradnje dijela jodovodika prema jednadžbi
2HI (g) = H 2 (g) + I 2 (g).
Neka se do trenutka postizanja novog ravnotežnog stanja t 2 razgradi x mol HI i, prema tome, dodatnih 0,5 x mol H 2 i I 2. Nove ravnotežne koncentracije učesnika u reakciji: = (1 + 0,5 x) mol/l; = (1 + 0,5 x) mol/l; = (2 - x) mol/l. Zamjenom numeričkih vrijednosti veličina u izraz zakona djelovanja mase, dobijamo jednačinu
Gdje x= 0,667. Dakle, = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Brzina i ravnoteža reakcije.
Neka postoji reverzibilna reakcija A + B C + D. Ako pretpostavimo da se direktna i obrnuta reakcija odvijaju u jednom stupnju, tada će brzine ovih reakcija biti direktno proporcionalne koncentracijama reagensa: brzina reakcije naprijed v 1 = k 1 [A][B], brzina obrnute reakcije v 2 = k 2 [C][D] (uglaste zagrade označavaju molarne koncentracije reagensa). Može se vidjeti da kako teče direktna reakcija, koncentracije polaznih supstanci A i B opadaju, a shodno tome opada i brzina direktne reakcije. Brzina obrnute reakcije, koja je u početnom trenutku nula (nema proizvoda C i D), postepeno raste. Prije ili kasnije će doći trenutak kada će stope reakcije naprijed i nazad postati jednake. Nakon toga, koncentracije svih supstanci - A, B, C i D se ne mijenjaju tokom vremena. To znači da je reakcija dostigla ravnotežni položaj, a koncentracije tvari koje se ne mijenjaju tokom vremena nazivaju se ravnotežnim. Ali, za razliku od mehaničke ravnoteže, u kojoj se zaustavlja svako kretanje, u hemijskoj ravnoteži i dalje se odvijaju obe reakcije - i direktne i reverzne, ali su njihove brzine jednake i stoga se čini da u sistemu nema promena. Postoji mnogo načina da se dokaže pojava prednjih i obrnutih reakcija nakon postizanja ravnoteže. Na primjer, ako se malo izotopa vodika, deuterijuma D2, unese u mješavinu vodonika, dušika i amonijaka, koja je u ravnotežnom položaju, tada će osjetljiva analiza odmah otkriti prisustvo atoma deuterijuma u molekulima amonijaka. I obrnuto, ako u sistem unesete malo deuteriranog amonijaka NH 2 D, tada će se deuterijum odmah pojaviti u polaznim supstancama u obliku HD i D 2 molekula. Još jedan spektakularan eksperiment izveden je na Hemijskom fakultetu Moskovskog državnog univerziteta. Srebrna ploča je stavljena u rastvor srebrnog nitrata i nisu uočene promene. Zatim je u otopinu uvedena mala količina radioaktivnih srebrnih jona, nakon čega je srebrna ploča postala radioaktivna. Ni ispiranje ploče vodom ni pranje ne bi moglo „isprati“ ovu radioaktivnost. hlorovodonične kiseline. Samo graviranje azotne kiseline ili mehanička obrada površine finim brusnim papirom je učinila neaktivnom. Ovaj eksperiment se može objasniti samo na jedan način: postoji kontinuirana izmjena atoma srebra između metala i otopine, tj. u sistemu postoji reverzibilna reakcija Ag(s) – e – = Ag +. Stoga je dodavanje radioaktivnih Ag+ jona u otopinu dovelo do njihovog „inkorporiranja“ u ploču u obliku električni neutralnih, ali još uvijek radioaktivnih atoma. Dakle, nisu u ravnoteži samo hemijske reakcije između gasova ili rastvora, već i procesi rastvaranja metala i sedimenata. Na primjer, čvrsta supstanca će se najbrže otopiti ako se stavi u čisti rastvarač kada je sistem daleko od ravnoteže, u u ovom slučaju– iz zasićenog rastvora. Postupno, brzina rastvaranja se smanjuje, a istovremeno se povećava brzina obrnutog procesa - prijelaza tvari iz otopine u kristalni talog. Kada rastvor postane zasićen, sistem dostiže stanje ravnoteže, u kojem su brzine rastvaranja i kristalizacije jednake, a masa taloga se ne menja tokom vremena. Kako sistem može da se „suprotstavi” promenama u spoljašnjim uslovima? Ako se, na primjer, zagrijavanjem poveća temperatura ravnotežne mješavine, sam sistem, naravno, ne može „oslabiti“ vanjsko grijanje, ali se ravnoteža u njemu pomiče na način da zagrijavanje reakcionog sistema na određenu temperaturu zahtijeva veću količinu topline nego u slučaju da se ravnoteža nije pomjerila. U ovom slučaju, ravnoteža se pomera tako da se toplota apsorbuje, tj. ka endotermnoj reakciji. Ovo se može protumačiti kao “želja sistema da oslabi vanjski utjecaj”. S druge strane, ako postoji nejednak broj plinovitih molekula na lijevoj i desnoj strani jednačine, tada se ravnoteža u takvom sistemu može pomjeriti promjenom pritiska. Kako pritisak raste, ravnoteža se pomera na stranu gde je manji broj gasovitih molekula (i na taj način se, takoreći, „suprotstavlja“ spoljašnjem pritisku). Ako se broj gasovitih molekula ne promeni tokom reakcije
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), tada pritisak ne utiče na položaj ravnoteže. Treba napomenuti da se pri promeni temperature menja i konstanta ravnoteže reakcije, dok kada se menja samo pritisak, ona ostaje konstantna.
Nekoliko primjera upotrebe Le Chatelierovog principa za predviđanje promjena u kemijskoj ravnoteži. Reakcija 2SO 2 + O 2 2SO 3 (g) je egzotermna. Ako se temperatura poveća, endotermna reakcija razgradnje SO 3 će iskoristiti prednost i ravnoteža će se pomjeriti ulijevo. Ako snizite temperaturu, ravnoteža će se pomjeriti udesno. Dakle, mješavina SO 2 i O 2 uzeta u stehiometrijskom omjeru 2:1 ( cm . STECHIOMERIS), na temperaturi od 400°C i atmosferskom pritisku prelazi u SO 3 sa prinosom od oko 95%, tj. ravnotežno stanje u ovim uslovima je skoro potpuno pomereno ka SO 3 . Na 600°C ravnotežna smeša već sadrži 76% SO3, a na 800°C – samo 25%. Zato se pri sagorevanju sumpora u vazduhu stvara uglavnom SO 2 i samo oko 4% SO 3. Iz jednačine reakcije također slijedi da će povećanje ukupnog pritiska u sistemu pomjeriti ravnotežu udesno, a sa smanjenjem tlaka ravnoteža će se pomjeriti ulijevo.
Reakcija apstrakcije vodika iz cikloheksana da nastane benzen
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 se izvodi u gasnoj fazi, takođe u prisustvu katalizatora. Ova reakcija se događa s utroškom energije (endotermna), ali s povećanjem broja molekula. Stoga će učinak temperature i pritiska na njega biti upravo suprotan od onoga koji se opaža u slučaju sinteze amonijaka. Naime: povećanje ravnotežne koncentracije benzena u smjesi je olakšano povećanjem temperature i smanjenjem tlaka, stoga se reakcija odvija u industriji pri niskim pritiscima (2-3 atm) i visoke temperature(450–500° C). Ovdje je povećanje temperature "dvostruko povoljno": ne samo da povećava brzinu reakcije, već i doprinosi pomaku ravnoteže prema stvaranju ciljnog proizvoda. Naravno, još veće smanjenje tlaka (na primjer, na 0,1 atm) bi izazvalo daljnji pomak ravnoteže udesno, ali u tom slučaju u reaktoru bi bilo premalo tvari, a brzina reakcije bi se također smanjila. , kako se ukupna produktivnost ne bi povećala, već bi se smanjila. Ovaj primjer još jednom pokazuje da je ekonomski zdrava industrijska sinteza uspješan manevar između “Scile i Haribde”.
Le Chatelierov princip djeluje i u takozvanom halogenom ciklusu, koji se koristi za proizvodnju titana, nikla, hafnija, vanadijuma, niobija, tantala i drugih metala visoke čistoće. Reakcija metala sa halogenom, na primjer, Ti + 2I 2 TiI 4, oslobađa toplinu i stoga se, s povećanjem temperature, ravnoteža pomiče ulijevo. Tako na 600°C titan lako stvara isparljivi jodid (ravnoteža se pomera udesno), a na 110°C jodid se raspada (ravnoteža se pomera ulevo) sa oslobađanjem veoma čistog metala. Ovaj ciklus funkcioniše i kod halogenih sijalica, gde volfram isparivši iz zavojnice i taloži se na hladnijim zidovima formira isparljiva jedinjenja sa halogenima, koja se na vrućem kalemu ponovo raspadaju, a volfram se prenosi na prvobitno mesto.
Osim promjena temperature i pritiska, postoji još jedna efikasan način utiču na položaj ravnoteže. Zamislimo to iz ravnotežne mješavine
A + B C + D supstanca se izlučuje. U skladu sa Le Chatelierovim principom, sistem će odmah „reagovati” na takav uticaj: ravnoteža će početi da se pomera na način da nadoknadi gubitak date supstance. Na primjer, ako se supstanca C ili D (ili obje odjednom) uklone iz reakcione zone, ravnoteža će se pomjeriti udesno, a ako se supstance A ili B uklone, pomjerit će se ulijevo. Uvođenje bilo koje supstance u sistem takođe će pomeriti ravnotežu, ali u drugom pravcu.
Supstance se mogu ukloniti iz reakcione zone na različite načine. Na primjer, ako postoji sumpor dioksid u dobro zatvorenoj posudi s vodom, uspostavit će se ravnoteža između plinovitog, otopljenog i izreagiranog sumpordioksida:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Ako se posuda otvori, sumpor-dioksid će postupno početi da isparava i više neće moći sudjelovati u procesu - ravnoteža će se početi pomicati ulijevo, sve dok se sumporna kiselina potpuno ne raspadne. Sličan proces se može primijetiti svaki put kada otvorite bocu limunade ili mineralna voda: ravnoteža CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 pomiče se ulijevo kako se CO 2 ispari.
Uklanjanje reagensa iz sistema moguće je ne samo stvaranjem gasovitih supstanci, već i vezivanjem jednog ili drugog reagensa kako bi se formiralo nerastvorljivo jedinjenje koje se taloži. Na primjer, ako se višak kalcijeve soli unese u vodenu otopinu CO 2, tada će ioni Ca 2+ formirati precipitat CaCO 3, reagirajući s ugljične kiseline; ravnoteža CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 će se pomjeriti udesno sve dok u vodi ne ostane otopljenog plina.
Ravnoteža se također može pomjeriti dodavanjem reagensa. Dakle, kada se kombinuju razrijeđeni rastvori FeCl 3 i KSCN, pojavljuje se crvenkasto-narandžasta boja kao rezultat stvaranja željeznog tiocijanata (rodanida):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Ako se u otopinu doda još FeCl 3 ili KSCN, boja otopine će se povećati, što ukazuje na pomak u ravnoteži udesno (kao da slabi vanjski utjecaj). Ako u otopinu dodate višak KCl, ravnoteža će se pomjeriti ulijevo, a boja će oslabiti do svijetložute.
Nije uzalud da formulacija Le Chatelierovog principa ukazuje da je moguće predvidjeti rezultate vanjskih utjecaja samo za sisteme koji su u stanju ravnoteže. Ako se ovo uputstvo zanemari, lako se dolazi do potpuno pogrešnih zaključaka. Na primjer, poznato je da se čvrste alkalije (KOH, NaOH) rastvaraju u vodi, oslobađajući se velika količina toplota - rastvor se zagreva skoro isto koliko i kada se koncentrovana sumporna kiselina pomeša sa vodom. Ako zaboravimo da je princip primenljiv samo na ravnotežne sisteme, možemo izvući netačan zaključak da bi sa povećanjem temperature rastvorljivost KOH u vodi trebalo da se smanji, jer je upravo to pomeranje ravnoteže između taloga i zasićenog rastvora ono što dovodi do “slabljenja spoljašnjeg uticaja”. Međutim, proces rastvaranja KOH u vodi nije nimalo ravnotežni proces, jer je u njemu uključena bezvodna lužina, dok su talog koji je u ravnoteži sa zasićenim rastvorom KOH hidrati (uglavnom KOH 2H 2 O). Prijelaz ovog hidrata iz sedimenta u otopinu je endotermni proces, tj. nije praćeno zagrijavanjem, već hlađenjem otopine, tako da je i u ovom slučaju zadovoljen Le Chatelierov princip ravnotežnog procesa. Na isti način, kada se bezvodne soli - CaCl 2, CuSO 4 itd. rastvore u vodi, rastvor se zagreva, a kada se rastvore kristalni hidrati CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O, hladi.
U udžbenicima i popularnoj literaturi možete pronaći još jedan zanimljiv i poučan primjer pogrešne upotrebe Le Chatelierovog principa. Ako stavite ravnotežnu mješavinu smeđeg dušikovog dioksida NO 2 i bezbojnog tetroksida N 2 O 4 u prozirnu plinsku špricu, a zatim brzo komprimirate plin pomoću klipa, intenzitet boje će se odmah pojačati, a nakon nekog vremena (desetke sekundi) ) ponovo će oslabiti, iako neće dostići prvobitni. Ovo iskustvo se obično objašnjava ovako. Brzo kompresovanje smjese uzrokuje povećanje tlaka, a time i koncentracije obje komponente, pa smjesa postaje tamnija. Ali povećanje pritiska, u skladu sa Le Chatelierovim principom, pomera ravnotežu u sistemu 2NO 2 N 2 O 4 ka bezbojnom N 2 O 4 (broj molekula se smanjuje), pa smeša postepeno postaje lakša, približavajući se novoj ravnoteži. položaj, koji odgovara povećanom pritisku.
Pogrešnost ovog objašnjenja proizilazi iz činjenice da se obje reakcije – disocijacija N 2 O 4 i dimerizacija NO 2 – odvijaju izuzetno brzo, tako da se ravnoteža u svakom slučaju uspostavlja u milionitim dijelovima sekunde, pa je nemoguće gurnite klip tako brzo da poremetite ravnotežu. Ovaj eksperiment se može drugačije objasniti: kompresija plina uzrokuje značajno povećanje temperature (svi koji su morali napumpati gumu biciklističkom pumpom su upoznati s ovim fenomenom). I u skladu sa istim Le Chatelierovim principom, ravnoteža se momentalno pomjera prema endotermnoj reakciji, koja se javlja pri apsorpciji topline, tj. prema disocijaciji N 2 O 4 - smjesa potamni. Zatim se plinovi u špricu polako hlade na sobnu temperaturu, a ravnoteža se ponovo pomiče prema tetroksidu - smjesa postaje lakša.
Le Chatelierov princip također dobro funkcionira u slučajevima koji nemaju nikakve veze s hemijom. U privredi koja normalno funkcioniše, ukupna količina novca u opticaju je u ravnoteži sa dobrima koja se tim novcem mogu kupiti. Šta će se dogoditi ako se pokaže da je “spoljni uticaj” želja vlade da štampa više novca kako bi otplatila svoje dugove? U strogom skladu sa Le Chatelierovim principom, ravnoteža između robe i novca će se pomjeriti na način da oslabi zadovoljstvo građana u posjedovanju veliki iznos novac. Naime, cijene roba i usluga će rasti i na taj način će se postići nova ravnoteža. Još jedan primjer. U jednom od američkih gradova odlučeno je da se riješe stalnih saobraćajnih gužvi širenjem autoputeva i izgradnjom prometnih čvorova. To je pomoglo neko vrijeme, ali onda su oduševljeni stanovnici počeli kupovati više automobila, pa su se ubrzo ponovo pojavile saobraćajne gužve - ali s novom "ravnotežom" između puteva i više automobila.
Dakle, hajde da izvučemo glavne zaključke o načinima pomeranja hemijske ravnoteže.
Le Chatelierov princip. Ako se na sistem koji je u ravnoteži (koncentracija, temperatura, promjene tlaka) proizvede vanjski utjecaj, onda pogoduje nastanku bilo koje od dvije suprotne reakcije koja oslabi ovaj utjecaj.
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
IN |
|
V 2 |
1. Pritisak. Povećanje tlaka (za plinove) pomjera ravnotežu prema reakciji koja dovodi do smanjenja volumena (tj. formiranja manjeg broja molekula).
2. Povećanje temperature pomiče ravnotežni položaj prema endotermnoj reakciji (tj. prema reakciji koja se javlja pri apsorpciji topline)
3. Povećanje koncentracije polaznih supstanci i uklanjanje produkata iz reakcione sfere pomera ravnotežu prema direktnoj reakciji. Povećanje koncentracije polaznih supstanci [A] ili [B] ili [A] i [B]: V 1 > V 2.
Katalizatori ne utiču na položaj ravnoteže.
Le Chatelierov princip u prirodi.
Kada proučavam ovu temu, uvijek želim dati primjer želje svih živih bića za ravnotežom, nadoknadom. Na primjer: promjena u populaciji miševa - godina oraha - ima puno hrane za miševe, populacija miševa brzo raste. Kako se broj miševa povećava, količina hrane se smanjuje, a kao rezultat nakupljanja glodavaca dolazi do rasta raznih zarazne bolesti među miševima, stoga dolazi do postepenog smanjenja veličine populacije glodara. Nakon određenog vremenskog perioda dolazi do dinamičke ravnoteže u broju miševa koji se rađaju i umiru; pomak ove ravnoteže može doći u jednom ili drugom smjeru pod utjecajem vanjskih, povoljnih ili nepovoljnih uvjeta.
IN ljudsko tijelo curi biohemijski procesi, koji se takođe može regulisati po Le Chatelierovom principu. Ponekad, kao rezultat takve reakcije, tijelo počinje proizvoditi otrovne tvari koje uzrokuju određenu bolest. Kako spriječiti ovaj proces?
Prisjetimo se takve metode liječenja kao što je homeopatija. Metoda se sastoji u korištenju vrlo malih doza onih lijekova koji u velikim dozama izazivaju zdrava osoba znakove bilo koje bolesti. Kako lijek za otrov djeluje u ovom slučaju? U organizam se unosi proizvod neželjene reakcije, a prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža se pomiče prema polaznim supstancama. Proces koji uzrokuje bolne poremećaje u tijelu nestaje.
Praktični dio.
Praćenje stepena savladanosti izučavane teme vrši se u obliku testova. Test sistem jezgrovito i precizno formulisanih i standardizovanih zadataka, koji se moraju dati u ograničenom vremenu, kratkih i tačnih odgovora, ocenjivanih po sistemu bodova. Prilikom sastavljanja testova fokusirao sam se na sljedeće nivoe:
Reproduktivni – učenici na ovom nivou rade uglavnom na osnovu pamćenja.
Produktivno – postizanje ovog nivoa od učenika je potrebno da razumiju proučavane formulacije, koncepte, zakone i sposobnost uspostavljanja odnosa među njima.
Kreativno - sposobnost predviđanja na osnovu postojećeg znanja, dizajniranja, analize, izvođenja zaključaka, poređenja, generalizacija.
Testovi zatvorenog tipa ili testovi u kojima ispitanik mora izabrati tačan odgovor od ponuđenih opcija.
A) Reproduktivni nivo: testovi sa alternativnim odgovorima u kojima ispitanik mora odgovoriti sa da ili ne. Rezultat 1 bod.
Reakcija sagorevanja fosfora -
a) da b) ne
Reakcija raspadanja
reverzibilna reakcija
a) da b) ne
Povećanje temperature
živin oksid II po živi
i kiseonik
a) da b) ne
U živim sistemima
i nepovratnih procesa
a) da b) ne.
Testovi sa izborom jednog tačnog odgovora
U kom sistemu će se hemijska ravnoteža pomeriti udesno kako pritisak raste?
2HI(g)↔H2(g)+I2(g)
C (tv)+S2(g)↔CS2(g)
C3H6(g)+H2(g)↔S3H8(g)
H2(g)+F2(g)↔2HF(g) 1 bod
porast temperature
korišćenjem katalizatora
smanjenje temperature; 1 bod
O stanju hemijske ravnoteže u sistemu
ne utiče
povećanje pritiska
povećanje koncentracije joda
porast temperature
smanjenje temperature; 1 bod
U kom sistemu povećanje koncentracije vodonika pomera hemijsku ravnotežu ulevo?
C(s)+2H2(g)↔SH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(s)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 bod
U kom sistemu povećanje pritiska ne utiče na promenu hemijske ravnoteže?
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)+2Sl2(g) 1 bod
O hemijskoj ravnoteži u sistemu
nema efekta
porast temperature
povećanje pritiska
uklanjanje amonijaka iz reakcione zone
upotreba katalizatora 1 bod
Hemijska ravnoteža u sistemu
pomera prema stvaranju produkta reakcije na
povećan pritisak
porast temperature
smanjenje pritiska
primjena katalizatora 1 bod
U proizvodnji sumporne kiseline u fazi oksidacije SO2 u SO3 radi povećanja prinosa proizvoda
povećati koncentraciju kiseonika
povećati temperaturu
snizi krvni pritisak
uvodi se katalizator; 1,5 poena
Alken + H2 ↔ alkan
prilikom zagrijavanja reakcione smjese
ravnoteža će se pomjeriti udesno
ravnoteža će se pomjeriti ulijevo
ravnoteža će teći u oba smjera sa jednakom vjerovatnoćom
ove supstance nisu u stanju ravnoteže pod određenim uslovima; 1,5 poena
Hemijska ravnoteža u sistemu
pomera ka stvaranju polaznih supstanci
1) povećanje pritiska
porast temperature
smanjenje pritiska
primjena katalizatora; 1 bod
O pomaku ravnoteže udesno u sistemu
uticaja
pad temperature
povećanje pritiska
upotreba katalizatora
povećanje temperature; 1 bod
Nepovratna reakcija odgovara jednadžbi
azot+vodonik=amonijak
acetilen+kiseonik= ugljen-dioksid+voda
vodonik+jod=vodonik jodid
sumpor dioksid + kiseonik = sumporni anhidrid; 1,5 poena
Testovi sa višestrukim izborom, tokom kojeg ispitanik mora izabrati 1-2 tačna odgovora, ili uporediti 2 predložena uslova prilikom odabira odgovora.
U kom sistemu će se hemijska ravnoteža pomeriti ka produktima reakcije i sa povećanjem pritiska i sa padom temperature?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 poena
Hemijska ravnoteža u sistemu
NH3+H2O↔NH4+OH
će se pomaknuti prema stvaranju amonijaka kada se doda vodeni rastvor amonijak
natrijum hlorida
natrijev hidroksid
hlorovodonične kiseline
aluminijum hlorid; 1,5 poena
19) Reakcija hidratacije etilena CH2=CH2+H2O ↔ ima veliku praktični značaj, ali je reverzibilan; potrebno je pomjeriti ravnotežu reakcije udesno
povećati temperaturu (>280 stepeni C)
smanjiti količinu vode u reakcijskoj smjesi
povećanje pritiska (više od 80 atmosfera)
zamijenite kiseli katalizator platinom; 1 bod
Reakcija dehidrogenacije butana je endotermna. Potrebno je pomjeriti ravnotežu reakcije udesno
koristite aktivniji katalizator, kao što je platina
sniziti temperaturu
povećati krvni pritisak
povećati temperaturu; 1 bod
Za reakciju interakcije sirćetna kiselina sa metanolom sa stvaranjem etra i vode, pomeranje ravnoteže ulevo će doprineti
odgovarajući katalizator
dodavanjem koncentrovane sumporne kiseline
upotreba dehidriranih početnih materijala
dodavanje etera; 1,5 poena
Testovi za uklanjanje nepotrebnih stvari (ako vidite nešto nepotrebno, uklonite to)
Na promjenu ravnoteže utiče
promjena pritiska
upotreba katalizatora
promjena koncentracija supstanci uključenih u reakciju
promjena temperature; 1 bod
Povećanje ili smanjenje pritiska utječe na promjenu kemijske ravnoteže u reakcijama
kretanje uz oslobađanje topline
reakcije koje uključuju gasovite supstance
reakcije koje se javljaju sa smanjenjem volumena
reakcije koje se javljaju s povećanjem volumena; 1,5 poena
Reakcija je nepovratna
gori ugalj
sagorevanje fosfora
sinteza amonijaka iz azota i vodonika
sagorijevanje metana; 1,5 poena
Grupni testovi uključuju listu predloženih formula, jednačina, pojmova koje treba rasporediti prema određenim karakteristikama
Uz istovremeni porast temperature i smanjenje pritiska, hemijska ravnoteža će se pomeriti udesno u sistemu
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 poena
Reakcija hidrogenacije propena je egzotermna. Da bi se hemijska ravnoteža pomerila udesno, neophodno je
pad temperature
povećanje pritiska
smanjenje koncentracije vodika
smanjenje koncentracije propena; 1 bod
Zadaci usklađenosti.
Prilikom izvođenja testova od ispitanika se traži da utvrdi korespondenciju elemenata dvije liste, uz nekoliko mogućih odgovora.
Ravnoteža reakcije se pomiče udesno. Uskladiti.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Sa porastom temperature
B) CO2+C(čvrsta)↔2CO-Q 3) Kada se pritisak smanji
D) N2O(g)+S(s)↔2N2(g) 4) Sa povećanjem kontaktne površine; 2 poena
Ravnoteža reakcije se pomiče prema stvaranju produkta reakcije. Uskladiti.
B) 2H2+O2↔2H2O(g)+Q 2) Sa povećanjem temperature
B) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Kada se pritisak smanji
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Prilikom dodavanja etra
5) Prilikom dodavanja alkohola; 2 poena
Otvoreni testovi ili testovi sa slobodnim odgovorom, u kojem subjekt treba dodati koncepte definiciji jednačine ili ponuditi nezavisan sud na dokazni način.
Zadaci ovog tipa čine završni, najviše ocijenjeni dio Jedinstvenog državnog ispita iz hemije.
Zadaci sabiranja.
Subjekt mora formulirati odgovore uzimajući u obzir ograničenja predviđena zadatkom.
Dopunite jednadžbu reakcija koje su reverzibilne i u isto vrijeme egzotermne
B) Vodonik + jod
B) Azot + Vodonik
D) Sumpor dioksid + kiseonik
E) Ugljični dioksid + Ugljik 2 boda
Napišite jednadžbu reakcije prema dijagramu, od njih odaberite one reverzibilne reakcije u kojima će povećanje temperature uzrokovati pomak ravnoteže udesno:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 boda
Testovi za besplatne prezentacijske zadatke.
Ispitanik mora samostalno formulirati odgovore, jer im u zadatku nisu nametnuta ograničenja.
31) Navedite faktore koji pomeraju ravnotežu udesno u sistemu:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 boda
32) Navedite faktore koji pomeraju ravnotežu ka stvaranju polaznih supstanci u sistemu:
C (sol) + 2H2(g)↔CH4(g) + Q 2 boda
Odgovori na testove.
Broj testa Tačan odgovor
B-1
G-3.4
A-2,3
G-2
V- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
prva reakcija
CO+2H2↔CH3OH+Q
smanjenje temperature
sve veći pritisak
povećanje koncentracije CO
povećanje koncentracije H2
smanjenje koncentracije alkohola
C+2H2↔CH4+Q
2) smanjenje pritiska
3) smanjenje koncentracije vodonika
4) povećanje koncentracije metana.
Bibliografija
Ahmetov, M.A. Sistem zadataka i vježbi organska hemija u obliku testa [Tekst] / M.A. Ahmetov, I.N. Prokhorov.-Uljanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, O.S. Savremena didaktika školske hemije, predavanje br. 6 [Tekst] / O.S. Gabrielyan, V.G. Krasnova, S.T. Sladkov // Novine za nastavnike hemije i prirodnih nauka (Izdavačka kuća „Prvi septembar“) - 2007.- br. 22. -str.4-13.
Kaverina, A.A. Obrazovni i obrazovni materijali za pripremu za jedinstveni državni ispit. Hemija [Tekst] / A. A. Kaverina i dr. - M.: Intellekt centar, 2004.-160 str.
Kaverina, A.A. Jedinstveni državni ispit 2009. Hemija [Tekst] / A.A.Kaverina, A.S.Koroščenko, D.Yu.Dobrotin / FIPI.-M.: Intelektualni centar, 2009.-272 str.
Leenson, I.A. Hemijske reakcije, termički efekat, ravnoteža, brzina [Tekst] /I.A.Leenson.M.: Astrel, 2002.-190 str.
Radetsky, A.M. Probni rad iz hemije u 8-11 razredima: priručnik za nastavnike [Tekst] / A.M. Radetsky. M.: Obrazovanje, 2009.-272 str.
Ryabinina, O.A. Demonstracija djelovanja Le Chatelierovog principa [Tekst] / O. O. Ryabinina, A. Illarionov // Hemija u školi. - 2008. - br. 7. - str. 64-67.
Tushina.E.N. Le Chatelierov princip i neke metode liječenja [Tekst] / E.N. Tushina.// Hemija u školi.-1993. br. 2.-str.54.
Shelinsky, G.I. Osnove teorije hemijskih procesa [Tekst] / G.I. Shelinsky. M.: Obrazovanje, 1989.-234 str.
Strempler, G.I. Predprofilna priprema iz hemije [Tekst]
Teme kodifikatora: reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Hemijska ravnoteža. Promena hemijske ravnoteže pod uticajem različitih faktora.
Ako je moguća obrnuta reakcija, kemijske reakcije se dijele na reverzibilne i ireverzibilne.
Reverzibilne hemijske reakcije su reakcije čiji proizvodi pod datim uslovima mogu međusobno komunicirati.
Nepovratne reakcije su reakcije čiji proizvodi ne mogu međusobno komunicirati pod datim uslovima.
Više detalja o klasifikacija hemijskih reakcija može se čitati.
Vjerovatnoća interakcije proizvoda ovisi o uvjetima procesa.
Dakle, ako je sistem otvoren, tj. razmenjuje sa okruženje i materija i energija, tada će hemijske reakcije u kojima nastaju, na primer, gasovi, biti nepovratne. Na primjer , kada se kalcinira čvrsti natrijum bikarbonat:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Ugljični dioksid će se osloboditi i ispariti iz reakcione zone. Stoga će ova reakcija biti nepovratan pod ovim uslovima. Ako uzmemo u obzir zatvoreni sistem , koji ne mogu zamijeniti supstancu sa okolinom (na primjer, zatvorenu kutiju u kojoj se reakcija odvija), tada ugljični dioksid neće moći pobjeći iz reakcione zone, te će stupiti u interakciju s vodom i natrijevim karbonatom, tada će reakcija biti reverzibilna pod ovi uslovi:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Hajde da razmotrimo reverzibilne reakcije. Neka se reverzibilna reakcija odvija prema shemi:
aA + bB = cC + dD
Brzina reakcije naprijed prema zakonu djelovanja mase određena je izrazom: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b, brzina obrnute reakcije: v 2 =k 2 ·C S s ·C D d . Ako u početnom trenutku reakcije u sistemu nema tvari C i D, tada se čestice A i B uglavnom sudaraju i međusobno djeluju, te dolazi do pretežno direktne reakcije. Postupno će se i koncentracija čestica C i D početi povećavati, pa će se brzina obrnute reakcije povećati. U nekom trenutku brzina reakcije naprijed bit će jednaka brzini obrnute reakcije. Ovo stanje se zove hemijska ravnoteža .
dakle, hemijska ravnoteža je stanje sistema u kojem stope reakcije naprijed i nazad su jednake .
Jer brzina prednjih i reverznih reakcija je jednaka, brzina stvaranja supstanci jednaka je brzini njihove potrošnje, a struja koncentracije tvari se ne mijenjaju . Takve koncentracije se nazivaju ravnoteža .
Imajte na umu da je u ravnoteži postoje i direktne i reverzne reakcije, odnosno reaktanti međusobno djeluju, ali proizvodi također djeluju istom brzinom. Istovremeno, spoljni faktori mogu uticati displace hemijsku ravnotežu u jednom ili drugom pravcu. Stoga se kemijska ravnoteža naziva pokretna ili dinamička.
Istraživanja na polju mobilne ravnoteže započela su u 19. vijeku. Radovi Henrija Le Chateliera postavili su temelje teorije, koju je kasnije generalizovao naučnik Karl Brown. Princip mobilne ravnoteže, ili Le Chatelier-Brownov princip, glasi:
Ako je sistem u stanju ravnoteže pod uticajem spoljni faktor, čime se mijenja bilo koji od uslova ravnoteže, tada se u sistemu intenziviraju procesi koji imaju za cilj kompenzaciju vanjskih utjecaja.
Drugim riječima: kada postoji vanjski utjecaj na sistem, ravnoteža će se pomjeriti tako da kompenzira ovaj vanjski utjecaj.
Ovaj princip, koji je veoma važan, radi za sve ravnotežne pojave (ne samo za hemijske reakcije). Međutim, sada ćemo to razmotriti u odnosu na hemijske interakcije. U slučaju hemijskih reakcija, spoljašnji uticaji dovode do promene ravnotežnih koncentracija supstanci.
Na hemijske reakcije u ravnoteži mogu uticati tri glavna faktora – temperatura, pritisak i koncentracije reaktanata ili proizvoda.
1. Kao što je poznato, hemijske reakcije su praćene termičkim efektom. Ako se direktna reakcija odvija sa oslobađanjem toplote (egzotermna, ili +Q), onda se javlja obrnuta reakcija sa apsorpcijom toplote (endotermna, ili -Q), i obrnuto. Ako podigneš temperatura u sistemu, ravnoteža će se pomeriti tako da kompenzira ovo povećanje. Logično je da se u egzotermnoj reakciji povećanje temperature ne može nadoknaditi. Dakle, kako temperatura raste, ravnoteža u sistemu se pomera ka apsorpciji toplote, tj. prema endotermnim reakcijama (-Q); sa padom temperature - prema egzotermnoj reakciji (+Q).
2. U slučaju ravnotežnih reakcija, kada je barem jedna od tvari u plinovitoj fazi, na ravnotežu također značajno utiče promjena pritisak u sistemu. Kako pritisak raste, hemijski sistem pokušava da nadoknadi ovaj efekat i povećava brzinu reakcije, u kojoj se smanjuje količina gasovitih materija. Kako pritisak opada, sistem povećava brzinu reakcije, što proizvodi više molekula gasovitih supstanci. Dakle: s povećanjem tlaka, ravnoteža se pomiče prema smanjenju broja molekula plina, a sa smanjenjem tlaka - prema povećanju broja molekula plina.
Bilješka! Na sisteme u kojima je broj molekula reaktantnih gasova i proizvoda isti ne utiče pritisak! Takođe, promene pritiska praktično nemaju uticaja na ravnotežu u rastvorima, tj. na reakcije u kojima nema gasova.
3. Takođe, na ravnotežu u hemijskim sistemima utiču promene koncentracije reaktanti i proizvodi. Kako se koncentracija reaktanata povećava, sistem ih pokušava iskoristiti i povećava brzinu proslijeđene reakcije. Kako se koncentracija reagensa smanjuje, sistem pokušava da ih proizvede, a brzina obrnute reakcije se povećava. Kako se koncentracija proizvoda povećava, sistem također pokušava da ih potroši i povećava brzinu obrnute reakcije. Kada se koncentracija produkata smanji, hemijski sistem povećava brzinu njihovog stvaranja, tj. brzina napredne reakcije.
Ako u hemijski sistem brzina reakcije naprijed se povećava u pravu , ka formiranju proizvoda I potrošnja reagensa . Ako brzina reverzne reakcije se povećava, kažemo da se ravnoteža pomjerila lijevo , prema potrošnji hrane I povećanje koncentracije reagensa .
Na primjer, u reakciji sinteze amonijaka:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q
Povećanje pritiska dovodi do povećanja brzine reakcije, u kojoj se formira manje molekula gasa, tj. direktna reakcija (broj molekula reaktantnih plinova je 4, broj molekula plina u produktima je 2). Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče udesno, prema proizvodima. At porast temperature ravnoteža će se promijeniti u suprotnom smjeru od endotermne reakcije, tj. lijevo, prema reagensima. Povećanje koncentracije dušika ili vodonika pomjeriće ravnotežu prema njihovoj potrošnji, tj. desno, prema proizvodima.
Katalizator ne utiče na ravnotežu, jer ubrzava i naprijed i nazad reakcije.
DEFINICIJA
Hemijska reakcija nazivaju se transformacije tvari u kojima dolazi do promjene njihovog sastava i (ili) strukture.
Reakcija je moguća uz povoljan odnos faktora energije i entropije. Ako se ovi faktori međusobno balansiraju, stanje sistema se ne mijenja. U takvim slučajevima se kaže da je sistem u ravnoteži.
Hemijske reakcije koje se odvijaju u jednom smjeru nazivaju se nepovratnim. Većina hemijskih reakcija je reverzibilna. To znači da se pod istim uvjetima javljaju i naprijed i obrnuto (naročito ako mi pričamo o tome o zatvorenim sistemima).
Stanje sistema u kojem je brzina direktne reakcije jednaka brzini reverzne reakcije naziva se hemijska ravnoteža . U tom slučaju koncentracije reaktanata i produkta reakcije ostaju nepromijenjene (ravnotežne koncentracije).
Konstanta ravnoteže
Razmotrite reakciju za proizvodnju amonijaka:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2 NH 3(g)
Zapišimo izraze za izračunavanje brzina naprijed (1) i reverzne (2) reakcije:
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Brzine reakcije naprijed i nazad su jednake, stoga možemo napisati:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Odnos dve konstantne veličine je konstantna veličina. Konstanta ravnoteže je omjer konstanti brzine naprijed i obrnuto.
K = 2 / 3
Ako je izraženo u opšti pogled, tada je konstanta ravnoteže:
mA + nB ↔ pC +qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Konstanta ravnoteže je omjer proizvoda koncentracija reakcionih produkata podignutih na stepene jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima prema proizvodu koncentracija polaznih supstanci podignutih na stepene jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.
Ako je K izražen kao ravnotežne koncentracije, tada se najčešće označava kao Ks. Takođe je moguće izračunati K za gasove kroz njihove parcijalne pritiske. U ovom slučaju, K je označen kao K r. Postoji odnos između Kc i Kr:
K p = K s × (RT) Δn,
gdje je Δn promjena broja svih molova plinova tokom prijelaza sa reaktanata na produkte, R je univerzalna plinska konstanta.
K ne zavisi od koncentracije, pritiska, zapremine i prisustva katalizatora i zavisi od temperature i prirode reaktanata. Ako je K mnogo manji od 1, tada ima više polaznih materijala u smjesi, a ako je K mnogo veći od 1, u smjesi ima više proizvoda.
Heterogena ravnoteža
Razmotrite reakciju
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Stoga izraz za konstantu ravnoteže ne uključuje koncentracije komponenti u čvrstoj fazi
Hemijska ravnoteža se javlja u prisustvu svih komponenti sistema, ali konstanta ravnoteže ne zavisi od koncentracija supstanci u čvrstoj fazi. Hemijska ravnoteža je dinamičan proces. K daje informaciju o toku reakcije, a ΔG daje informaciju o njenom smjeru. Oni su međusobno povezani odnosom:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK
Promena hemijske ravnoteže. Le Chatelierov princip
Sa tačke gledišta tehnološkim procesima reverzibilne hemijske reakcije nisu korisne, jer morate znati kako povećati prinos produkta reakcije, tj. potrebno je naučiti kako pomaknuti kemijsku ravnotežu prema produktima reakcije.
Razmotrimo reakciju u kojoj je potrebno povećati prinos amonijaka:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g), ΔN< 0
Da bi se ravnoteža pomjerila prema naprijed ili obrnutoj reakciji, potrebno je koristiti Le Chatelierov princip: ako na sistem koji je u ravnoteži utiče bilo koji spoljni faktor (povećanje ili smanjenje temperature, pritiska, zapremine, koncentracije supstanci), tada se sistem suprotstavlja ovom uticaju.
Na primjer, ako se temperatura u ravnotežnom sistemu poveća, onda od 2 moguće reakcije ona koja će biti endotermna će otići; ako povećate pritisak, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji s veliki broj mol tvari; ako se zapremina u sistemu smanji, tada će pomeranje ravnoteže biti usmereno ka povećanju pritiska; Ako povećate koncentraciju jedne od polaznih tvari, tada će se od 2 moguće reakcije dogoditi ona koja će dovesti do smanjenja ravnotežne koncentracije proizvoda.
Dakle, u odnosu na razmatranu reakciju, da bi se povećao prinos amonijaka, potrebno je povećati koncentracije polaznih supstanci; sniziti temperaturu, pošto je direktna reakcija egzotermna, povećati pritisak ili smanjiti zapreminu.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
REVERZABILNE I NEPOVRATNE REAKCIJE.
Reverzibilno U kemijskoj kinetici to su reakcije koje se simultano i nezavisno odvijaju u dva smjera - naprijed i nazad, ali različitom brzinom. Za reverzibilne reakcije je karakteristično da se, neko vrijeme nakon njihovog početka, brzine direktne i reverzne reakcije izjednače i nastaje stanje kemijske ravnoteže.
Sve kemijske reakcije su reverzibilne, ali pod određenim uvjetima neke od njih mogu se odvijati samo u jednom smjeru sve dok početni produkti gotovo potpuno ne nestanu. Takve reakcije se nazivaju nepovratan. Tipično, ireverzibilne reakcije su one u kojima se najmanje jedan produkt reakcije ukloni iz područja reakcije (u slučaju reakcije u otopinama, taloži se ili oslobađa u obliku plina), ili reakcije koje su praćene velikim pozitivnim toplinskim efektom. . Kada jonske reakcije, reakcija je praktički nepovratna ako rezultira stvaranjem vrlo slabo rastvorljive ili blago disocirane supstance.
Koncept reverzibilnosti reakcije koji se ovdje razmatra ne poklapa se s konceptom termodinamičke reverzibilnosti. Reakcija koja je reverzibilna u kinetičkom smislu može se ireverzibilno odvijati u termodinamičkom smislu. Da bi se reakcija nazvala reverzibilnom u termodinamičkom smislu, brzina procesa naprijed mora se beskonačno malo razlikovati od brzine obrnutog procesa i stoga se proces kao cjelina mora odvijati beskonačno sporo.
U idealnim mješavinama plina i u idealnim tekućim otopinama, brzine jednostavnih (jednostepenih) reakcija se povinuju zakon masovne akcije. Brzina hemijske reakcije (1.1) opisana je jednadžbom (1.2), au slučaju direktne reakcije može se predstaviti kao:
gdje je konstanta brzine naprijed reakcije.
Slično, brzina obrnute reakcije je:
(1.5)
U ravnoteži, dakle:
(1.6)
Ova jednačina izražava zakon djelovanja mase za hemijsku ravnotežu u idealnim sistemima; K - k o n s t a n t a r a v e n e w e s t .
Reakciona konstanta omogućava da se pronađe ravnotežni sastav reakcione smeše pod datim uslovima.
Zakon djelovanja mase za brzine reakcije može se objasniti na sljedeći način.
Da bi došlo do reakcije neophodan je sudar molekula polaznih supstanci, tj. molekuli se moraju približiti jedni drugima na udaljenosti reda veličine atoma. Vjerovatnoća nalaženja u nekom malom volumenu u ovog trenutka l molekula supstance L, m molekula supstance M, itd. proporcionalno ..... dakle, broj sudara po jedinici volumena po jedinici vremena je proporcionalan ovoj vrijednosti; stoga slijedi jednačina (1.4).
Zovu se kemijske reakcije koje se odvijaju u jednom smjeru nepovratan.
Većina hemijskih procesa je reverzibilan. To znači da pod istim uslovima dolazi i do prednjih i reverznih reakcija (naročito ako je reč o zatvorenim sistemima). 
Na primjer:
a) reakcija
V otvoreni sistem nepovratan;
b) ista reakcija
V zatvoreni sistem reverzibilan.
Hemijska ravnoteža
Razmotrimo detaljnije procese koji se javljaju tijekom reverzibilnih reakcija, na primjer, za uslovnu reakciju:
Na osnovu zakona masovne akcije brzina napredne reakcije:
Budući da se koncentracije tvari A i B vremenom smanjuju, smanjuje se i brzina direktne reakcije.
Pojava produkta reakcije znači mogućnost obrnute reakcije, a vremenom se povećavaju koncentracije tvari C i D, što znači da se brzina obrnute reakcije.
Prije ili kasnije doći će do stanja u kojem će brzine reakcije naprijed i nazad postati jednake = .
Stanje sistema u kojem je brzina reakcije naprijed jednaka brzini reverzne reakcije se naziva hemijska ravnoteža.
U ovom slučaju, koncentracije reaktanata i produkta reakcije ostaju nepromijenjene. Zovu se ravnotežne koncentracije. Na makro nivou, čini se da se generalno ništa ne mijenja. Ali u stvari, i naprijed i nazad procesi nastavljaju se odvijati, ali istom brzinom. Stoga se takva ravnoteža u sistemu naziva pokretna i dinamička.
Označimo ravnotežne koncentracije supstanci [A], [B], [C], [D]. Tada pošto = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , gdje
gdje su α, β, γ, δ eksponenti, jednak koeficijentima u reverzibilnoj reakciji; K jednako - konstanta hemijske ravnoteže.
Rezultirajući izraz kvantitativno opisuje stanje ravnoteže i predstavlja matematički izraz zakona djelovanja mase za ravnotežne sisteme.
Pri konstantnoj temperaturi, konstanta ravnoteže je konstantna vrijednost za datu reverzibilnu reakciju. Prikazuje odnos između koncentracija produkta reakcije (brojnik) i polaznih supstanci (imenik), koji se uspostavlja u ravnoteži.
Konstante ravnoteže se izračunavaju iz eksperimentalnih podataka, određujući ravnotežne koncentracije polaznih supstanci i produkta reakcije na određenoj temperaturi.
Vrijednost konstante ravnoteže karakterizira prinos produkta reakcije i potpunost njegovog napredovanja. Ako dobijemo K » 1, to znači da je u ravnoteži [C] γ [D] δ "[A] α [B] β , tj. koncentracije produkta reakcije prevladavaju nad koncentracijama polaznih supstanci, a prinos produkta reakcije je visok.
Pri K jednakom «1, prinos produkta reakcije je shodno tome nizak. Na primjer, za reakciju hidrolize etil estera octene kiseline
konstanta ravnoteže:
na 20 °C ima vrijednost 0,28 (odnosno, manju od 1).
To znači da značajan dio estera nije hidroliziran.
U slučaju heterogenih reakcija, izraz konstante ravnoteže uključuje koncentracije samo onih supstanci koje se nalaze u gasovitoj ili tečnoj fazi. Na primjer, za reakciju
Konstanta ravnoteže se izražava na sljedeći način:
Vrijednost konstante ravnoteže ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi.
Konstanta ne zavisi od prisustva katalizatora, jer mijenja energiju aktivacije i prednje i reverzne reakcije za isti iznos. Katalizator može samo ubrzati nastanak ravnoteže bez utjecaja na vrijednost konstante ravnoteže.
Stanje ravnoteže održava se neograničeno pod stalnim vanjskim uvjetima: temperatura, koncentracija polaznih tvari, tlak (ako plinovi učestvuju u reakciji ili nastaju).
Promjenom ovih uslova moguće je prebaciti sistem iz jednog ravnotežnog stanja u drugo koje ispunjava nove uslove. Ova tranzicija se zove pomak ili pomeranje ravnoteže.
Hajde da razmotrimo Različiti putevi pomaci u ravnoteži koristeći primjer reakcije između dušika i vodika da nastane amonijak:
Utjecaj promjene koncentracije tvari
Kada se u reakcijsku smjesu dodaju dušik N2 i vodonik H2, koncentracija ovih plinova se povećava, što znači brzina reakcije naprijed se povećava. Ravnoteža se pomiče udesno, prema produktu reakcije, odnosno prema amonijaku NH 3.
N 2 +3H 2 → 2NH 3
Isti zaključak se može izvesti analizom izraza za konstantu ravnoteže. Kako koncentracija dušika i vodonika raste, nazivnik se povećava, a pošto je K jednak. - vrijednost je konstantna, brojilac se mora povećati. Tako će se povećati količina produkta reakcije NH 3 u reakcijskoj smjesi.
Povećanje koncentracije produkta reakcije amonijaka NH 3 će dovesti do pomaka ravnoteže ulijevo, prema stvaranju polaznih tvari. Ovaj zaključak se može izvesti na osnovu sličnog razmišljanja.
Utjecaj promjene pritiska
Promjena tlaka utječe samo na one sisteme u kojima se nalazi barem jedna od tvari gasovitom stanju. Kako pritisak raste, volumen plinova se smanjuje, što znači da se njihova koncentracija povećava.
Pretpostavimo da je pritisak u zatvorenom sistemu povećan, na primjer, za 2 puta. To znači da će se koncentracije svih plinovitih tvari (N 2, H 2, NH 3) u reakciji koja se razmatra povećati za 2 puta. U ovom slučaju, brojilac u izrazu za K jednako će se povećati za 4 puta, a imenilac za 16 puta, odnosno, ravnoteža će biti poremećena. Da bi se to obnovilo, koncentracija amonijaka se mora povećati, a koncentracije dušika i vodika moraju smanjiti. Ravnoteža će se pomjeriti udesno. Promjene tlaka gotovo nemaju utjecaja na volumen tekućine i čvrste materije, tj. ne mijenja njihovu koncentraciju. dakle, stanje hemijske ravnoteže reakcija koje ne uključuju gasove ne zavisi od pritiska.
Utjecaj promjene temperature
Kako temperatura raste, brzina svih reakcija (egzo- i endotermnih) raste. Štaviše, povećanje temperature ima veći uticaj na brzinu onih reakcija koje imaju veću energiju aktivacije, što znači endotermni.
Dakle, brzina reverzne reakcije (endotermne) raste više od brzine reakcije naprijed. Ravnoteža će se pomjeriti prema procesu praćenom apsorpcijom energije.
Smjer pomaka ravnoteže može se predvidjeti pomoću Le Chatelierov princip:
Ako se na sistem koji je u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj (promjene koncentracije, tlaka, temperature), tada se ravnoteža pomiče na stranu koja taj utjecaj slabi.
ovako:
Kako se koncentracija reaktanata povećava, hemijska ravnoteža sistema se pomera ka stvaranju produkta reakcije;
Kako se koncentracija produkata reakcije povećava, hemijska ravnoteža sistema se pomera ka formiranju polaznih supstanci;
Kako pritisak raste, hemijska ravnoteža sistema se pomera prema reakciji u kojoj je zapremina gasovitih supstanci nastalih manji;
Kako temperatura raste, hemijska ravnoteža sistema se pomera ka endotermnoj reakciji;
Kako temperatura pada, ona se kreće prema egzotermnom procesu.
Le Chatelierov princip je primjenjiv ne samo na kemijske reakcije, već i na mnoge druge procese: isparavanje, kondenzaciju, topljenje, kristalizaciju itd. U proizvodnji najvažnijih kemijskih proizvoda primjenjuju se Le Chatelierov princip i proračuni koji proizilaze iz zakona djelovanja mase. omogućavaju pronalaženje takvih uslova za izvođenje hemijskih procesa koji obezbeđuju maksimalan prinos željene supstance.
Referentni materijal za polaganje testa:
Tabela Mendeljejeva
Tablica rastvorljivosti