Τι είναι μια αναστρέψιμη αντίδραση; Αυτή είναι μια χημική διαδικασία που συμβαίνει σε δύο αμοιβαία αντίθετες κατευθύνσεις. Ας εξετάσουμε τα κύρια χαρακτηριστικά τέτοιων μετασχηματισμών, καθώς και τις διακριτικές τους παραμέτρους.
Ποια είναι η ουσία της ισορροπίας;
Αναστρεπτός χημικές αντιδράσειςδεν οδηγούν σε ορισμένα προϊόντα. Για παράδειγμα, όταν το οξείδιο του θείου (4) οξειδώνεται ταυτόχρονα με την παραγωγή του οξειδίου του θείου (6), τα αρχικά συστατικά σχηματίζονται ξανά.
Οι μη αναστρέψιμες διεργασίες περιλαμβάνουν τον πλήρη μετασχηματισμό ουσιών που αλληλεπιδρούν· μια τέτοια αντίδραση συνοδεύεται από την παραγωγή ενός ή περισσότερων προϊόντων αντίδρασης.
Παραδείγματα μη αναστρέψιμων αλληλεπιδράσεων είναι οι αντιδράσεις αποσύνθεσης. Για παράδειγμα, όταν θερμαίνεται το υπερμαγγανικό κάλιο, σχηματίζεται ένα μαγγανικό μέταλλο, οξείδιο του μαγγανίου (4), και απελευθερώνεται επίσης αέριο οξυγόνο.
Μια αναστρέψιμη αντίδραση δεν περιλαμβάνει το σχηματισμό καθίζησης ή την απελευθέρωση αερίων. Εδώ ακριβώς έγκειται η κύρια διαφορά από τη μη αναστρέψιμη αλληλεπίδραση.
Η χημική ισορροπία είναι μια κατάσταση ενός συστήματος αλληλεπίδρασης στο οποίο είναι δυνατή η αναστρέψιμη εμφάνιση μιας ή περισσότερων χημικών αντιδράσεων, με την προϋπόθεση ότι οι ρυθμοί των διεργασιών είναι ίσοι.
Εάν το σύστημα βρίσκεται σε δυναμική ισορροπία, δεν υπάρχει αλλαγή στη θερμοκρασία, τη συγκέντρωση των αντιδραστηρίων ή άλλες παραμέτρους σε μια δεδομένη χρονική περίοδο.
Προϋποθέσεις μετατόπισης ισορροπίας
Η ισορροπία μιας αναστρέψιμης αντίδρασης μπορεί να εξηγηθεί χρησιμοποιώντας τον κανόνα του Le Chatelier. Η ουσία του έγκειται στο γεγονός ότι όταν μια εξωτερική επιρροή ασκείται σε ένα σύστημα που βρίσκεται αρχικά σε δυναμική ισορροπία, παρατηρείται αλλαγή στην αντίδραση προς την αντίθετη κατεύθυνση από την επιρροή. Κάθε αντίδραση που είναι αναστρέψιμη με αυτή η αρχήμπορεί να μετατοπιστεί σε προς τη σωστή κατεύθυνσησε περίπτωση μεταβολών της θερμοκρασίας, της πίεσης και της συγκέντρωσης ουσιών που αλληλεπιδρούν.
Η αρχή του Le Chatelier «λειτουργεί» μόνο για τα αέρια αντιδραστήρια· οι στερεές και οι υγρές ουσίες δεν λαμβάνονται υπόψη. Υπάρχει μια αμοιβαία αντίστροφη σχέση μεταξύ πίεσης και όγκου, που καθορίζεται από την εξίσωση Mendeleev-Clapeyron. Εάν ο όγκος των αρχικών αερίων συστατικών είναι μεγαλύτερος από τα προϊόντα της αντίδρασης, τότε για να αλλάξετε την ισορροπία προς τα δεξιά είναι σημαντικό να αυξήσετε την πίεση του μείγματος.
Για παράδειγμα, όταν το μονοξείδιο του άνθρακα (2) μετασχηματίζεται σε διοξείδιο του άνθρακα, 2 mol μονοξειδίου του άνθρακα και 1 mole οξυγόνου εισέρχονται στην αντίδραση. Αυτό παράγει 2 moles μονοξειδίου του άνθρακα (4).
Εάν, σύμφωνα με τις συνθήκες του προβλήματος, αυτή η αναστρέψιμη αντίδραση πρέπει να μετατοπιστεί προς τα δεξιά, είναι απαραίτητο να αυξηθεί η πίεση.
Η συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών έχει επίσης σημαντική επίδραση στην πορεία της διαδικασίας. Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, εάν η συγκέντρωση των αρχικών συστατικών αυξηθεί, η ισορροπία της διαδικασίας μετατοπίζεται προς το προϊόν της αλληλεπίδρασής τους.
Σε αυτή την περίπτωση, η αναγωγή (απομάκρυνση από το μείγμα αντίδρασης) του προκύπτοντος προϊόντος προάγει την εμφάνιση της άμεσης διαδικασίας.
Εκτός από πίεση, συγκέντρωση σημαντική επιρροήΜια αλλαγή στη θερμοκρασία επηρεάζει επίσης την εμφάνιση μιας αντίστροφης ή άμεσης αντίδρασης. Όταν το αρχικό μείγμα θερμαίνεται, παρατηρείται μια μετατόπιση της ισορροπίας προς την ενδόθερμη διαδικασία.
Παραδείγματα αναστρέψιμων αντιδράσεων
Ας εξετάσουμε, χρησιμοποιώντας μια συγκεκριμένη διαδικασία, τρόπους για να μετατοπίσουμε την ισορροπία προς το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης.
2СО+О 2 -2СО 2
Αυτή η αντίδραση είναι μια ομοιογενής διαδικασία, αφού όλες οι ουσίες βρίσκονται στην ίδια (αέρια) κατάσταση.
Στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης υπάρχουν 3 όγκοι συστατικών, μετά την αλληλεπίδραση αυτός ο δείκτης μειώθηκε, σχηματίζονται 2 όγκοι. Για να συμβεί η άμεση διεργασία, είναι απαραίτητο να αυξηθεί η πίεση του μίγματος της αντίδρασης.
Λαμβάνοντας υπόψη ότι η αντίδραση είναι εξώθερμη, να ληφθεί διοξείδιο του άνθρακαη θερμοκρασία μειώνεται.
Η ισορροπία της διαδικασίας θα μετατοπιστεί προς το σχηματισμό του προϊόντος αντίδρασης με αύξηση της συγκέντρωσης μιας από τις πρώτες ουσίες: οξυγόνο ή μονοξείδιο του άνθρακα.
συμπέρασμα
Οι αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις παίζουν σημαντικό ρόλο στη ζωή του ανθρώπου. Διαδικασίες ανταλλαγής, που εμφανίζονται στο σώμα μας, συνδέονται με μια συστηματική αλλαγή στη χημική ισορροπία. Χρησιμοποιείται στη χημική παραγωγή βέλτιστες συνθήκες, επιτρέποντάς σας να κατευθύνετε την αντίδραση προς τη σωστή κατεύθυνση.
Όλες οι χημικές αντιδράσεις μπορούν να χωριστούν σε δύο ομάδες: τις μη αναστρέψιμες και τις αναστρέψιμες αντιδράσεις. Οι μη αναστρέψιμες αντιδράσεις προχωρούν στην ολοκλήρωση - έως ότου ένα από τα αντιδρώντα καταναλωθεί πλήρως. Οι αναστρέψιμες αντιδράσεις δεν προχωρούν στην ολοκλήρωση: σε μια αναστρέψιμη αντίδραση, κανένα από τα αντιδρώντα δεν καταναλώνεται πλήρως. Αυτή η διαφορά οφείλεται στο γεγονός ότι μια μη αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να προχωρήσει μόνο προς μία κατεύθυνση. Μια αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να συμβεί τόσο προς την εμπρός όσο και προς την αντίστροφη κατεύθυνση.
Ας δούμε δύο παραδείγματα.
Παράδειγμα 1. Αλληλεπίδραση μεταξύ ψευδαργύρου και συμπυκνωμένου νιτρικό οξύπροχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:
Με επαρκή ποσότητα νιτρικού οξέος, η αντίδραση θα τελειώσει μόνο όταν όλος ο ψευδάργυρος έχει διαλυθεί. Επιπλέον, εάν προσπαθήσετε να πραγματοποιήσετε αυτήν την αντίδραση προς την αντίθετη κατεύθυνση - περνώντας διοξείδιο του αζώτου μέσω ενός διαλύματος νιτρικού ψευδαργύρου, τότε ο μεταλλικός ψευδάργυρος και το νιτρικό οξύ δεν θα λειτουργήσουν - αυτή η αντίδραση δεν μπορεί να προχωρήσει προς την αντίθετη κατεύθυνση. Έτσι, η αλληλεπίδραση του ψευδαργύρου με το νιτρικό οξύ είναι μια μη αναστρέψιμη αντίδραση.
Παράδειγμα 2. Η σύνθεση αμμωνίας προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:
Εάν αναμίξετε ένα mol αζώτου με τρία γραμμομόρια υδρογόνου, δημιουργήσετε συνθήκες στο σύστημα που είναι ευνοϊκές για να συμβεί η αντίδραση και μετά από αρκετό χρόνο, αναλύσετε το μείγμα αερίων, τα αποτελέσματα της ανάλυσης θα δείξουν ότι όχι μόνο η αντίδραση προϊόν (αμμωνία) θα υπάρχει στο σύστημα, αλλά και οι αρχικές ουσίες (άζωτο και υδρογόνο). Εάν τώρα, υπό τις ίδιες συνθήκες, δεν τοποθετηθεί ως αρχική ουσία ένα μείγμα αζώτου-υδρογόνου, αλλά η αμμωνία, τότε θα είναι δυνατό να βρεθεί ότι μέρος της αμμωνίας θα αποσυντεθεί σε άζωτο και υδρογόνο και η τελική αναλογία μεταξύ των ποσοτήτων Και οι τρεις ουσίες θα είναι ίδιες όπως σε εκείνη την περίπτωση, όταν ξεκινάμε από ένα μείγμα αζώτου και υδρογόνου. Έτσι, η σύνθεση αμμωνίας είναι μια αναστρέψιμη αντίδραση.
Στις εξισώσεις των αναστρέψιμων αντιδράσεων, μπορούν να χρησιμοποιηθούν βέλη αντί για το πρόσημο ίσου. συμβολίζουν την αντίδραση που συμβαίνει τόσο προς την εμπρός όσο και προς την αντίστροφη κατεύθυνση.
Στο Σχ. Το Σχήμα 68 δείχνει τη μεταβολή στους ρυθμούς των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων με την πάροδο του χρόνου. Στην αρχή, κατά την ανάμειξη των αρχικών ουσιών, ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης είναι υψηλός και ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης μηδέν.Καθώς η αντίδραση προχωρά, οι πρώτες ουσίες καταναλώνονται και οι συγκεντρώσεις τους πέφτουν.
Ρύζι. 63. Αλλαγή στην ταχύτητα των προς τα εμπρός και αντίστροφων αντιδράσεων με την πάροδο του χρόνου.
Ως αποτέλεσμα, ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης μειώνεται. Ταυτόχρονα, εμφανίζονται προϊόντα αντίδρασης και η συγκέντρωσή τους αυξάνεται. Ως αποτέλεσμα, αρχίζει να εμφανίζεται μια αντίστροφη αντίδραση και η ταχύτητά της αυξάνεται σταδιακά. Όταν οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων γίνονται ίσοι, επέρχεται χημική ισορροπία. Έτσι, στο τελευταίο παράδειγμα, δημιουργείται μια ισορροπία μεταξύ αζώτου, υδρογόνου και αμμωνίας.
Η χημική ισορροπία ονομάζεται δυναμική ισορροπία. Αυτό τονίζει ότι σε κατάσταση ισορροπίας συμβαίνουν και οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις, αλλά οι ρυθμοί τους είναι οι ίδιοι, με αποτέλεσμα οι αλλαγές στο σύστημα να μην είναι αισθητές.
Ένα ποσοτικό χαρακτηριστικό της χημικής ισορροπίας είναι μια τιμή που ονομάζεται σταθερά χημικής ισορροπίας. Ας το εξετάσουμε χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης σύνθεσης ιωδίου-υδρογόνου:
Σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων εκφράζονται με τις εξισώσεις:
Σε κατάσταση ισορροπίας, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι μεταξύ τους, επομένως
Ο λόγος των σταθερών ρυθμού των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων είναι επίσης σταθερός. Ονομάζεται σταθερά ισορροπίας αυτής της αντίδρασης (K):
Από εδώ επιτέλους
Στην αριστερή πλευρά αυτής της εξίσωσης βρίσκονται εκείνες οι συγκεντρώσεις ουσιών που αλληλεπιδρούν που καθορίζονται σε συγκεντρώσεις ισορροπίας - ισορροπίας. Η δεξιά πλευρά της εξίσωσης είναι μια σταθερά (στο σταθερή θερμοκρασία) Μέγεθος.
Μπορεί να αποδειχθεί ότι στη γενική περίπτωση μιας αναστρέψιμης αντίδρασης
η σταθερά ισορροπίας θα εκφραστεί με την εξίσωση:
Εδώ κεφαλαία γράμματαδηλώνουν τους τύπους των ουσιών και οι μικροί δηλώνουν συντελεστές στην εξίσωση αντίδρασης.
Έτσι, σε σταθερή θερμοκρασία, η σταθερά ισορροπίας μιας αναστρέψιμης αντίδρασης είναι μια σταθερή τιμή που δείχνει την αναλογία μεταξύ των συγκεντρώσεων των προϊόντων της αντίδρασης (αριθμητής) και των αρχικών ουσιών (παρονομαστής) που βρίσκεται σε ισορροπία.
Η εξίσωση της σταθεράς ισορροπίας δείχνει ότι υπό συνθήκες ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις όλων των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση σχετίζονται μεταξύ τους. Μια αλλαγή στη συγκέντρωση οποιασδήποτε από αυτές τις ουσίες συνεπάγεται αλλαγές στις συγκεντρώσεις όλων των άλλων ουσιών. Ως αποτέλεσμα, δημιουργούνται νέες συγκεντρώσεις, αλλά η αναλογία μεταξύ τους αντιστοιχεί και πάλι στη σταθερά ισορροπίας.
Η αριθμητική τιμή της σταθεράς ισορροπίας, σε μια πρώτη προσέγγιση, χαρακτηρίζει την απόδοση μιας δεδομένης αντίδρασης. Για παράδειγμα, όταν η απόδοση της αντίδρασης είναι υψηλή, γιατί σε αυτή την περίπτωση
Δηλαδή, σε κατάσταση ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις των προϊόντων της αντίδρασης είναι πολύ μεγαλύτερες από τις συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών, και αυτό σημαίνει ότι η απόδοση της αντίδρασης είναι υψηλή. Όταν (για παρόμοιο λόγο) η απόδοση της αντίδρασης είναι χαμηλή.
Στην περίπτωση ετερογενών αντιδράσεων, η έκφραση της σταθεράς ισορροπίας, καθώς και η έκφραση του νόμου της δράσης της μάζας (βλ. § 58), περιλαμβάνει τις συγκεντρώσεις μόνο εκείνων των ουσιών που βρίσκονται στην αέρια ή υγρή φάση. Για παράδειγμα, για την αντίδραση
η σταθερά ισορροπίας έχει τη μορφή:
Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων ουσιών και από τη θερμοκρασία. Δεν εξαρτάται από την παρουσία καταλυτών. Όπως αναφέρθηκε ήδη, η σταθερά ισορροπίας είναι ίση με την αναλογία των σταθερών ρυθμού των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων. Δεδομένου ότι ο καταλύτης αλλάζει την ενέργεια ενεργοποίησης τόσο των μπροστινών όσο και των αντίστροφων αντιδράσεων κατά το ίδιο ποσό (βλ. § 60), δεν επηρεάζει την αναλογία των σταθερών ρυθμού τους.
Επομένως, ο καταλύτης δεν επηρεάζει την τιμή της σταθεράς ισορροπίας και, επομένως, δεν μπορεί ούτε να αυξήσει ούτε να μειώσει την απόδοση της αντίδρασης. Μπορεί μόνο να επιταχύνει ή να επιβραδύνει την έναρξη της ισορροπίας.
Οι χημικές αντιδράσεις που προχωρούν προς μία κατεύθυνση ονομάζονται μη αναστρεψιμο.
Η πλειοψηφία χημικές διεργασίεςείναι αναστρεπτός. Αυτό σημαίνει ότι κάτω από τις ίδιες συνθήκες συμβαίνουν και οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις (ειδικά αν μιλάμε γιαγια κλειστά συστήματα). 
Για παράδειγμα:
α) αντίδραση
V ανοικτό σύστημα μη αναστρεψιμο;
β) την ίδια αντίδραση
V κλειστό σύστημα αναστρεπτός.
Χημική ισορροπία
Ας εξετάσουμε λεπτομερέστερα τις διεργασίες που συμβαίνουν κατά τη διάρκεια αναστρέψιμων αντιδράσεων, για παράδειγμα, για μια υπό όρους αντίδραση:
Με βάση το νόμο της μαζικής δράσης ταχύτητα μπροστινής αντίδρασης:
Δεδομένου ότι οι συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β μειώνονται με την πάροδο του χρόνου, μειώνεται και ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης.
Η εμφάνιση προϊόντων αντίδρασης σημαίνει την πιθανότητα μιας αντίστροφης αντίδρασης και με την πάροδο του χρόνου οι συγκεντρώσεις των ουσιών C και D αυξάνονται, πράγμα που σημαίνει ότι ταχύτητα αντίστροφης αντίδρασης.
Αργά ή γρήγορα θα επιτευχθεί μια κατάσταση στην οποία οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων γίνονται ίσοι = .
Η κατάσταση του συστήματος στην οποία ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης ονομάζεται χημική ισορροπία.
Στην περίπτωση αυτή, οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων και των προϊόντων αντίδρασης παραμένουν αμετάβλητες. Ονομάζονται συγκεντρώσεις ισορροπίας. Σε μακροοικονομικό επίπεδο, φαίνεται ότι συνολικά τίποτα δεν αλλάζει. Αλλά στην πραγματικότητα, τόσο η μπροστινή όσο και η αντίστροφη διαδικασία συνεχίζουν να συμβαίνουν, αλλά με την ίδια ταχύτητα. Επομένως, μια τέτοια ισορροπία στο σύστημα ονομάζεται κινητή και δυναμική.
Ας υποδηλώσουμε τις συγκεντρώσεις ισορροπίας των ουσιών [A], [B], [C], [D]. Τότε αφού = , k 1 [A] α [ΣΙ] β = k 2 [C] γ [ΡΕ] δ , που
όπου α, β, γ, δ είναι εκθέτες, ίσο με τους συντελεστές στην αναστρέψιμη αντίδραση; K ίσο - σταθερά χημικής ισορροπίας.
Η προκύπτουσα έκφραση περιγράφει ποσοτικά κατάσταση ισορροπίαςκαι είναι μια μαθηματική έκφραση του νόμου της δράσης της μάζας για συστήματα ισορροπίας.
Σε σταθερή θερμοκρασία, η σταθερά ισορροπίας είναι σταθερή τιμή για μια δεδομένη αναστρέψιμη αντίδραση. Δείχνει τη σχέση μεταξύ των συγκεντρώσεων των προϊόντων αντίδρασης (αριθμητής) και των αρχικών ουσιών (παρονομαστής), η οποία βρίσκεται σε ισορροπία.
Οι σταθερές ισορροπίας υπολογίζονται από πειραματικά δεδομένα, προσδιορίζοντας τις συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης σε μια ορισμένη θερμοκρασία.
Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας χαρακτηρίζει την απόδοση των προϊόντων αντίδρασης και την πληρότητα της προόδου της. Αν πάρουμε K » 1, αυτό σημαίνει ότι σε ισορροπία [C] γ [ΡΕ] δ "[ΕΝΑ] α [ΣΙ] β δηλ. οι συγκεντρώσεις των προϊόντων αντίδρασης υπερισχύουν των συγκεντρώσεων των αρχικών ουσιών και η απόδοση των προϊόντων αντίδρασης είναι υψηλή.
Σε K ίσο με « 1, η απόδοση των προϊόντων αντίδρασης είναι αντίστοιχα χαμηλή. Για παράδειγμα, για την αντίδραση υδρόλυσης αιθυλεστέρα οξικού οξέος
σταθερά ισορροπίας:
στους 20 °C έχει τιμή 0,28 (δηλαδή μικρότερη από 1).
Αυτό σημαίνει ότι ένα σημαντικό μέρος του εστέρα δεν υδρολύθηκε.
Στην περίπτωση ετερογενών αντιδράσεων, η έκφραση της σταθεράς ισορροπίας περιλαμβάνει τις συγκεντρώσεις μόνο εκείνων των ουσιών που βρίσκονται στην αέρια ή υγρή φάση. Για παράδειγμα, για την αντίδραση
Η σταθερά ισορροπίας εκφράζεται ως εξής:
Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και τη θερμοκρασία.
Η σταθερά δεν εξαρτάται από την παρουσία καταλύτη, αφού αλλάζει την ενέργεια ενεργοποίησης τόσο της μπροστινής όσο και της αντίστροφης αντίδρασης κατά το ίδιο ποσό. Ο καταλύτης μπορεί μόνο να επιταχύνει την έναρξη της ισορροπίας χωρίς να επηρεάσει την τιμή της σταθεράς ισορροπίας.
Η κατάσταση ισορροπίας διατηρείται επ' αόριστον υπό σταθερές εξωτερικές συνθήκες: θερμοκρασία, συγκέντρωση αρχικών ουσιών, πίεση (αν συμμετέχουν στην αντίδραση ή σχηματίζονται αέρια).
Με την αλλαγή αυτών των συνθηκών, είναι δυνατή η μεταφορά του συστήματος από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη που πληροί τις νέες συνθήκες. Αυτή η μετάβαση ονομάζεται μετατόπισηή μετατόπιση της ισορροπίας.
Ας σκεφτούμε διαφορετικοί τρόποιμετατοπίζεται στην ισορροπία χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης μεταξύ αζώτου και υδρογόνου για σχηματισμό αμμωνίας:
Επίδραση της αλλαγής της συγκέντρωσης των ουσιών
Όταν στο μίγμα της αντίδρασης προστίθενται άζωτο N2 και υδρογόνο H2, η συγκέντρωση αυτών των αερίων αυξάνεται, πράγμα που σημαίνει ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης αυξάνεται. Η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά, προς το προϊόν της αντίδρασης, δηλαδή προς την αμμωνία NH 3.
N 2 +3H 2 → 2NH 3
Το ίδιο συμπέρασμα μπορεί να εξαχθεί αναλύοντας την έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας. Καθώς η συγκέντρωση του αζώτου και του υδρογόνου αυξάνεται, ο παρονομαστής αυξάνεται και αφού το Κ είναι ίσο. - η τιμή είναι σταθερή, ο αριθμητής πρέπει να αυξηθεί. Έτσι, η ποσότητα του προϊόντος αντίδρασης ΝΗ3 στο μίγμα της αντίδρασης θα αυξηθεί.
Μια αύξηση στη συγκέντρωση του προϊόντος αντίδρασης αμμωνίας NH 3 θα οδηγήσει σε μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αριστερά, προς το σχηματισμό των αρχικών ουσιών. Αυτό το συμπέρασμα μπορεί να εξαχθεί με βάση παρόμοια συλλογιστική.
Επίδραση της αλλαγής της πίεσης
Μια αλλαγή στην πίεση επηρεάζει μόνο εκείνα τα συστήματα όπου βρίσκεται τουλάχιστον μία από τις ουσίες αέρια κατάσταση. Καθώς η πίεση αυξάνεται, ο όγκος των αερίων μειώνεται, πράγμα που σημαίνει ότι αυξάνεται η συγκέντρωσή τους.
Ας υποθέσουμε ότι η πίεση σε ένα κλειστό σύστημα αυξάνεται, για παράδειγμα, κατά 2 φορές. Αυτό σημαίνει ότι οι συγκεντρώσεις όλων των αερίων ουσιών (N 2, H 2, NH 3) στην υπό εξέταση αντίδραση θα αυξηθούν κατά 2 φορές. Σε αυτήν την περίπτωση, ο αριθμητής στην έκφραση για K ίσο θα αυξηθεί κατά 4 φορές και ο παρονομαστής κατά 16 φορές, δηλαδή, η ισορροπία θα διαταραχθεί. Για να αποκατασταθεί, πρέπει να αυξηθεί η συγκέντρωση της αμμωνίας και να μειωθούν οι συγκεντρώσεις αζώτου και υδρογόνου. Η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά. Οι αλλαγές στην πίεση δεν έχουν ουσιαστικά καμία επίδραση στον όγκο του υγρού και στερεά, δηλαδή δεν αλλάζει τη συγκέντρωσή τους. Ως εκ τούτου, η κατάσταση της χημικής ισορροπίας των αντιδράσεων που δεν περιλαμβάνουν αέρια δεν εξαρτάται από την πίεση.
Επίδραση της αλλαγής θερμοκρασίας
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, οι ρυθμοί όλων των αντιδράσεων (εξω- και ενδόθερμων) αυξάνονται. Επιπλέον, μια αύξηση της θερμοκρασίας έχει μεγαλύτερη επίδραση στον ρυθμό εκείνων των αντιδράσεων που έχουν υψηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης, που σημαίνει ενδόθερμος.
Έτσι, η ταχύτητα της αντίστροφης αντίδρασης (ενδόθερμη) αυξάνεται περισσότερο από την ταχύτητα της προς τα εμπρός αντίδρασης. Η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τη διαδικασία που συνοδεύεται από την απορρόφηση ενέργειας.
Η κατεύθυνση της μετατόπισης ισορροπίας μπορεί να προβλεφθεί χρησιμοποιώντας Η αρχή του Le Chatelier:
Εάν ασκηθεί εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε ισορροπία (συγκέντρωση, πίεση, μεταβολές θερμοκρασίας), τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς την πλευρά που εξασθενεί αυτή την επιρροή.
Ετσι:
Καθώς η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, η χημική ισορροπία του συστήματος μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης.
Καθώς η συγκέντρωση των προϊόντων της αντίδρασης αυξάνεται, η χημική ισορροπία του συστήματος μετατοπίζεται προς το σχηματισμό των αρχικών ουσιών.
Καθώς η πίεση αυξάνεται, η χημική ισορροπία του συστήματος μετατοπίζεται προς την αντίδραση στην οποία ο όγκος των αερίων ουσιών που σχηματίζονται είναι μικρότερος.
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η χημική ισορροπία του συστήματος μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση.
Καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, κινείται προς μια εξώθερμη διαδικασία.
Η αρχή του Le Chatelier εφαρμόζεται όχι μόνο σε χημικές αντιδράσεις, αλλά και σε πολλές άλλες διεργασίες: εξάτμιση, συμπύκνωση, τήξη, κρυστάλλωση κ.λπ. Στην παραγωγή των πιο σημαντικών χημικών προϊόντων, η αρχή του Le Chatelier και οι υπολογισμοί που προκύπτουν από το νόμο της μαζικής δράσης καθιστούν δυνατή την εύρεση τέτοιων συνθηκών για τη διεξαγωγή χημικών διεργασιών που παρέχουν τη μέγιστη απόδοση της επιθυμητής ουσίας.
Υλικό αναφοράς για τη λήψη του τεστ:
πίνακας Mendeleev
Πίνακας διαλυτότητας
ΑΝΤΙΣΤΕΡΕΣ ΚΑΙ ΜΗ ΑΝΤΙΣΤΡΕΨΙΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ.
ΑναστρεπτόςΣτη χημική κινητική, είναι αντιδράσεις που προχωρούν ταυτόχρονα και ανεξάρτητα προς δύο κατευθύνσεις - προς τα εμπρός και προς τα πίσω, αλλά με διαφορετικούς ρυθμούς. Είναι χαρακτηριστικό των αναστρέψιμων αντιδράσεων ότι, λίγη ώρα μετά την έναρξή τους, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων γίνονται ίσοι και εμφανίζεται μια κατάσταση χημικής ισορροπίας.
Όλες οι χημικές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες, αλλά υπό ορισμένες συνθήκες ορισμένες από αυτές μπορούν να προχωρήσουν μόνο προς μία κατεύθυνση έως ότου εξαφανιστούν σχεδόν εντελώς τα αρχικά προϊόντα. Τέτοιες αντιδράσεις ονομάζονται μη αναστρεψιμο. Τυπικά, μη αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι εκείνες στις οποίες τουλάχιστον ένα προϊόν αντίδρασης απομακρύνεται από την περιοχή αντίδρασης (στην περίπτωση αντίδρασης σε διαλύματα, καθιζάνει ή απελευθερώνεται ως αέριο) ή αντιδράσεις που συνοδεύονται από μεγάλο θετικό θερμικό αποτέλεσμα. . Οταν ιοντικές αντιδράσεις, μια αντίδραση είναι πρακτικά μη αναστρέψιμη εάν έχει ως αποτέλεσμα τον σχηματισμό μιας πολύ κακώς διαλυτής ή ελαφρώς διασπασμένης ουσίας.
Η έννοια της αναστρεψιμότητας της αντίδρασης που εξετάζεται εδώ δεν συμπίπτει με την έννοια της θερμοδυναμικής αντιστρεψιμότητας. Μια αντίδραση που είναι αναστρέψιμη με την κινητική έννοια μπορεί να προχωρήσει μη αναστρέψιμα με τη θερμοδυναμική έννοια. Για να ονομαστεί μια αντίδραση αναστρέψιμη με τη θερμοδυναμική έννοια, ο ρυθμός της μπροστινής διαδικασίας πρέπει να διαφέρει απείρως λίγο από τον ρυθμό της αντίστροφης διαδικασίας και, επομένως, η διαδικασία στο σύνολό της πρέπει να προχωρήσει απείρως αργά.
Σε ιδανικά μείγματα αερίων και σε ιδανικά υγρά διαλύματα, οι ρυθμοί των απλών (μονοβάθμιων) αντιδράσεων υπακούουν νόμος της μαζικής δράσης. Ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης (1.1) περιγράφεται από την εξίσωση (1.2) και στην περίπτωση μιας άμεσης αντίδρασης μπορεί να παρουσιαστεί ως:
όπου είναι η σταθερά ταχύτητας της μπροστινής αντίδρασης.
Ομοίως, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης είναι:
(1.5)
Στην ισορροπία λοιπόν:
(1.6)
Αυτή η εξίσωση εκφράζει το νόμο της δράσης της μάζας για τη χημική ισορροπία σε ιδανικά συστήματα. K - k o n s t a n t a r a v e n e w e s t .
Η σταθερά της αντίδρασης επιτρέπει σε κάποιον να βρει τη σύνθεση ισορροπίας του μίγματος αντίδρασης υπό δεδομένες συνθήκες.
Ο νόμος της δράσης μάζας για τους ρυθμούς αντίδρασης μπορεί να εξηγηθεί ως εξής.
Για να συμβεί μια αντίδραση, είναι απαραίτητη μια σύγκρουση των μορίων των αρχικών ουσιών, δηλ. τα μόρια πρέπει να πλησιάζουν το ένα το άλλο σε απόσταση της τάξης των ατομικών μεγεθών. Πιθανότητα εύρεσης σε κάποιο μικρό όγκο μέσα αυτή τη στιγμή μεγάλομόρια της ουσίας L, m μόρια της ουσίας Μ κ.λπ. αναλογικό ..... επομένως, ο αριθμός των συγκρούσεων ανά μονάδα όγκου ανά μονάδα χρόνου είναι ανάλογος αυτής της τιμής. οπότε ακολουθεί η εξίσωση (1.4).
Πολύ συχνά, οι χημικές αντιδράσεις προχωρούν με τέτοιο τρόπο ώστε τα πρωτεύοντα αντιδραστήρια να μετατρέπονται πλήρως σε προϊόντα αντίδρασης. Για παράδειγμα, εάν βάλετε ένα κόκκο ψευδάργυρου σε υδροχλωρικό οξύ, τότε με μια ορισμένη (επαρκή) ποσότητα οξέος η αντίδραση θα προχωρήσει μέχρι να διαλυθεί πλήρως ο ψευδάργυρος σύμφωνα με την εξίσωση: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
Εάν πραγματοποιήσετε αυτήν την αντίδραση προς την αντίθετη κατεύθυνση, με άλλα λόγια, περάσετε υδρογόνο μέσω ενός διαλύματος χλωριούχου ψευδαργύρου, τότε σχηματίζεται μεταλλικός ψευδάργυρος - αυτή η αντίδραση δεν μπορεί να προχωρήσει προς την αντίθετη κατεύθυνση, επομένως είναι μη αναστρέψιμη.
Μια χημική αντίδραση, ως αποτέλεσμα της οποίας οι πρωτογενείς ουσίες μετατρέπονται σχεδόν πλήρως σε τελικά προϊόντα, ονομάζεται μη αναστρέψιμη.
Τέτοιες αντιδράσεις περιλαμβάνουν τόσο ετερογενείς όσο και ομοιογενείς αντιδράσεις. Για παράδειγμα, αντιδράσεις καύσης απλές ουσίες– μεθάνιο CH4, δισουλφίδιο του άνθρακα CS2. Όπως ήδη γνωρίζουμε, οι αντιδράσεις καύσης είναι εξώθερμες αντιδράσεις. Στις περισσότερες περιπτώσεις, οι εξώθερμες αντιδράσεις περιλαμβάνουν αντιδράσεις ένωσης, για παράδειγμα, την αντίδραση σβέσης του ασβέστη: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (απελευθερώνεται θερμότητα).
Θα ήταν λογικό να υποθέσουμε ότι οι ενδόθερμες αντιδράσεις περιλαμβάνουν αντίστροφες αντιδράσεις, δηλ. αντίδραση αποσύνθεσης. Για παράδειγμα, η αντίδραση της καύσης ασβεστόλιθου: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (απορροφάται η θερμότητα).
Πρέπει να θυμόμαστε ότι ο αριθμός των μη αναστρέψιμων αντιδράσεων δεν είναι τόσο μεγάλος.
Οι ομοιογενείς αντιδράσεις (μεταξύ διαλυμάτων ουσιών) είναι μη αναστρέψιμες εάν συμβαίνουν με το σχηματισμό ενός αδιάλυτου, αερίου προϊόντος ή νερού. Αυτός ο κανόναςπου ονομάζεται «κανόνας του Berthollet». Ας κάνουμε ένα πείραμα. Πάρτε τρεις δοκιμαστικούς σωλήνες και ρίξτε 2 ml διαλύματος σε αυτούς του υδροχλωρικού οξέος. Προσθέστε 1 ml διαλύματος αλκαλίου βατόμουρου χρώματος φαινολοφθαλεΐνης στο πρώτο δοχείο· θα χάσει το χρώμα ως αποτέλεσμα της αντίδρασης: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
Προσθέστε 1 ml διαλύματος ανθρακικού νατρίου στον δεύτερο δοκιμαστικό σωλήνα - θα δούμε μια βίαιη αντίδραση βρασμού, η οποία προκαλείται από την απελευθέρωση διοξειδίου του άνθρακα: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Ας προσθέσουμε μερικές σταγόνες νιτρικού αργύρου στον τρίτο δοκιμαστικό σωλήνα και ας δούμε πώς έχει σχηματιστεί ένα υπόλευκο ίζημα χλωριούχου αργύρου σε αυτόν: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
Οι περισσότερες αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες. Μη αναστρέψιμες αντιδράσειςόχι πολύ.
Οι χημικές αντιδράσεις που μπορούν να συμβούν ταυτόχρονα σε δύο αντίθετες κατευθύνσεις - προς τα εμπρός και προς τα πίσω - ονομάζονται αναστρέψιμες.
Ρίξτε 3 ml νερό σε ένα δοκιμαστικό σωλήνα και προσθέστε μερικά κομμάτια λακκούβας και μετά αρχίστε να περνάτε μέσα από αυτό χρησιμοποιώντας σωλήνα εξαερισμούδιοξείδιο του άνθρακα που βγαίνει από άλλο δοχείο, το οποίο σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση μαρμάρου και υδροχλωρικού οξέος. Μετά από κάποιο χρονικό διάστημα, θα δούμε τη μωβ λακκούβα να γίνεται κόκκινη, αυτό δείχνει την παρουσία οξέος. Λάβαμε εύθραυστο ανθρακικό οξύ, το οποίο σχηματίστηκε με συνδυασμό διοξειδίου του άνθρακα και νερού: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Ας αφήσουμε αυτή τη λύση στο τρίποδο. Μετά από κάποιο χρονικό διάστημα, θα παρατηρήσουμε ότι το διάλυμα έχει γίνει ξανά μοβ. Το οξύ αποσυντέθηκε στα αρχικά του συστατικά: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
Αυτή η διαδικασίαθα συμβεί πολύ πιο γρήγορα αν θερμάνουμε το διάλυμα ανθρακικό οξύ. Έτσι, ανακαλύψαμε ότι η αντίδραση για την παραγωγή ανθρακικού οξέος μπορεί να συμβεί τόσο προς την εμπρός όσο και προς την αντίστροφη κατεύθυνση, πράγμα που σημαίνει ότι είναι αναστρέψιμη. Η αναστρεψιμότητα μιας αντίδρασης υποδεικνύεται γραπτώς με δύο αντίθετα κατευθυνόμενα βέλη: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Μεταξύ των αναστρέψιμων αντιδράσεων που αποτελούν τη βάση της παραγωγής σημαντικών χημικών προϊόντων, δίνουμε ως παράδειγμα την αντίδραση της σύνθεσης οξειδίου του θείου (VI) από οξείδιο του θείου (IV) και οξυγόνο: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
ιστοσελίδα, όταν αντιγράφετε υλικό εν όλω ή εν μέρει, απαιτείται σύνδεσμος προς την πηγή.