επανεκπαίδευση των εκπαιδευτικών.
Τμήμα Φυσικών Επιστημών
Θέμα: «Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις.
Χημική ισορροπία. Η αρχή του Le Chatelier.
Οι εργασίες ολοκληρώθηκαν:
Ομάδα Χ ακροατής – 1
Καθηγητής Χημείας Δημοτικό Εκπαιδευτικό Ίδρυμα Γυμνάσιο Νο 6
Ντιμιτρόβγκραντ
Περιφέρεια Ουλιάνοφσκ
Lepikhova Tatyana Vasilievna.
Επιστημονικός Σύμβουλος:
Επικεφαλής του τμήματος
φυσικές επιστήμες
Αχμέτοφ Μαράτ Ανβάροβιτς
Ουλιάνοφσκ 2009
Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις.
Χημική ισορροπία.
Η αρχή του Le Chatelier.
Στόχος της εργασίας: 1) Μελέτη των χαρακτηριστικών και των προτύπων ροής χημικές αντιδράσεις, ως συνέχεια του σχηματισμού ιδεών για διάφοροι τύποιχημικές αντιδράσεις που βασίζονται στην αναστρεψιμότητα.
2) Γενίκευση και συγκεκριμενοποίηση της γνώσης σχετικά με τους νόμους των χημικών αντιδράσεων, ο σχηματισμός δεξιοτήτων για τον προσδιορισμό, την εξήγηση των χαρακτηριστικών και των συνθηκών που προκύπτουν απαραίτητες για την εμφάνιση μιας συγκεκριμένης αντίδρασης. 3) Διεύρυνση και εμβάθυνση της γνώσης σχετικά με τη διαφορετικότητα χημικές διεργασίες, διδάσκουν στους μαθητές να συγκρίνουν, να αναλύουν, να εξηγούν, να εξάγουν συμπεράσματα και γενικεύσεις. 4) Θεωρήστε αυτό το τμήμα της χημικής επιστήμης ως το πιο σημαντικό στην εφαρμοσμένη πτυχή και εξετάστε τις ιδέες για τη χημική ισορροπία ως ειδική περίπτωση του ενιαίου νόμου της φυσικής ισορροπίας, της επιθυμίας για αντιστάθμιση, της σταθερότητας της ισορροπίας σε ενότητα με τη βασική μορφή ύπαρξη ύλης, κίνηση, δυναμική.
Καθήκοντα.
Εξετάστε το θέμα: «Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις» στο συγκεκριμένα παραδείγματα, χρησιμοποιώντας προηγούμενες ιδέες για τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων.
Συνεχίστε να μελετάτε τα χαρακτηριστικά των αναστρέψιμων χημικών αντιδράσεων και να αναπτύσσετε ιδέες για τη χημική ισορροπία ως μια δυναμική κατάσταση ενός συστήματος που αντιδρά.
Μελετήστε τις αρχές της μετατόπισης χημικής ισορροπίας και διδάξτε τους μαθητές να προσδιορίζουν τις συνθήκες για τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας.
Να δώσει στους μαθητές μια ιδέα για τη σημασία αυτού του θέματος όχι μόνο για τη χημική παραγωγή, αλλά και για την κανονική λειτουργία ενός ζωντανού οργανισμού και της φύσης στο σύνολό της.
Εισαγωγή
Στη φύση, στους οργανισμούς των ζωντανών όντων, στη διαδικασία φυσιολογική δραστηριότηταάνθρωπος, στις ενέργειές του να δημιουργήσει συνθήκες διάφορα επίπεδα: οικιακή, αμυντική, βιομηχανική, τεχνική, περιβαλλοντική και άλλα - χιλιάδες, εκατομμύρια εντελώς διαφορετικές αντιδράσεις συμβαίνουν ή πραγματοποιούνται, οι οποίες μπορούν να εξεταστούν από διαφορετικές οπτικές γωνίες και ταξινομήσεις. Θα εξετάσουμε τις χημικές αντιδράσεις από την άποψη της αναστρεψιμότητας και της μη αναστρεψιμότητάς τους.
Είναι δύσκολο να υπερεκτιμηθεί η σημασία αυτών των εννοιών: όσο υπάρχει ένας σκεπτόμενος άνθρωπος, η ανθρώπινη σκέψη για την αναστρεψιμότητα και τη μη αναστρέψιμη διαδικασία των διεργασιών που συμβαίνουν στο σώμα του αγωνίζεται για όσο καιρό. αιώνιο πρόβλημασχετικά με την επέκταση της ανθρώπινης ζωής, το πρόβλημα της μη αναστρέψιμης των συνεπειών της δραστηριότητας της ζωής του, μια απερίσκεπτη στάση απέναντι στη φύση.
Θέλω να εξετάσω την έννοια της αναστρεψιμότητας και της μη αναστρεψιμότητας των χημικών αντιδράσεων, την έννοια της χημικής ισορροπίας και τις συνθήκες για τη μετατόπισή της σε μια «χρήσιμη» κατεύθυνση. Παρουσιάζω θεωρητική βάσηακολουθούμενη από δοκιμές, αυτοέλεγχο των γνώσεων σε αυτό το θέμα, χρησιμοποιώντας δοκιμές διαφόρων τυπολογιών. Υποθέτω ότι «διανύοντας το μονοπάτι» από απλές σε πιο σύνθετες εργασίες, οι μαθητές θα έχουν σαφείς, καλές γνώσεις όχι μόνο σε αυτό το θέμα, αλλά θα εμβαθύνουν και τις γνώσεις τους στη χημεία.
Οι χημικές αντιδράσεις είναι φαινόμενα στα οποία μία (ή ορισμένες) ουσίες μετατρέπονται σε άλλες, απόδειξη αυτού είναι ορατές και αόρατες αλλαγές. Ορατό: αλλαγές στο χρώμα, οσμή, γεύση, κατακρήμνιση, αλλαγή στο χρώμα του δείκτη, απορρόφηση και απελευθέρωση θερμότητας. Αόρατο: αλλαγές στη σύνθεση μιας ουσίας που μπορούν να προσδιοριστούν χρησιμοποιώντας ποιοτικές και αναλυτικές αντιδράσεις. Όλες αυτές οι αντιδράσεις μπορούν να χωριστούν σε δύο τύπους: αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις.
Μη αναστρέψιμες αντιδράσεις. Οι αντιδράσεις που προχωρούν προς μία μόνο κατεύθυνση και τελειώνουν με την πλήρη μετατροπή των αρχικών αντιδρώντων στις τελικές ουσίες ονομάζονται μη αναστρέψιμες.
Ένα παράδειγμα τέτοιας αντίδρασης είναι η αποσύνθεση του χλωρικού καλίου (άλας Bertholette) όταν θερμαίνεται:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Η αντίδραση θα σταματήσει όταν όλο το χλωρικό κάλιο μετατραπεί σε χλωριούχο κάλιο και οξυγόνο. Δεν υπάρχουν πολλές μη αναστρέψιμες αντιδράσεις.
Εάν συνδυαστούν διαλύματα οξέος και αλκαλίου, σχηματίζεται αλάτι και νερό, για παράδειγμα,
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, και αν οι ουσίες ελήφθησαν στις απαιτούμενες αναλογίες, το διάλυμα έχει ουδέτερη αντίδραση και δεν παραμένουν καν ίχνη υδροχλωρικού οξέος και υδροξειδίου του νατρίου σε αυτό. Εάν προσπαθήσετε να πραγματοποιήσετε μια αντίδραση σε διάλυμα μεταξύ των ουσιών που προκύπτουν - χλωριούχο νάτριο και νερό, τότε δεν θα βρεθούν αλλαγές. Σε τέτοιες περιπτώσεις λένε ότι η αντίδραση ενός οξέος με ένα αλκάλι είναι μη αναστρέψιμη, δηλ. δεν υπάρχει καμία αντίδραση. Πολλές αντιδράσεις είναι πρακτικά μη αναστρέψιμες σε θερμοκρασία δωματίου, για παράδειγμα,
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O, κ.λπ.
Αναστρέψιμες αντιδράσεις. Οι αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι αυτές που συμβαίνουν ταυτόχρονα σε δύο αμοιβαία αντίθετες κατευθύνσεις.
Οι περισσότερες αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες. Στις εξισώσεις των αναστρέψιμων αντιδράσεων, δύο βέλη τοποθετούνται μεταξύ της αριστερής και της δεξιάς πλευράς, με κατεύθυνση αντίθετες πλευρές. Ένα παράδειγμα τέτοιας αντίδρασης είναι η σύνθεση αμμωνίας από υδρογόνο και άζωτο:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
Στην τεχνολογία, οι αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι συνήθως μειονεκτικές. Να γιατί διάφορες μεθόδους(μεταβολές θερμοκρασίας, πίεσης κ.λπ.) τα καθιστούν πρακτικά μη αναστρέψιμα.
Μη αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι εκείνες οι αντιδράσεις που συμβαίνουν:
1) τα προϊόντα που προκύπτουν εγκαταλείπουν τη σφαίρα αντίδρασης - καθιζάνουν, απελευθερώνονται με τη μορφή αερίου, για παράδειγμα
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) σχηματίζεται μια ελαφρώς διαχωρισμένη ένωση, για παράδειγμα νερό:
HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) η αντίδραση συνοδεύεται από μεγάλη απελευθέρωση ενέργειας, για παράδειγμα την καύση μαγνησίου
Mg+ 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
Στις εξισώσεις των μη αναστρέψιμων αντιδράσεων, ένα σύμβολο ίσου ή ένα βέλος τοποθετείται μεταξύ της αριστερής και της δεξιάς πλευράς.
Πολλές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες ακόμη και υπό κανονικές συνθήκες, πράγμα που σημαίνει ότι η αντίστροφη αντίδραση εμφανίζεται σε αξιοσημείωτο βαθμό. Για παράδειγμα, εάν προσπαθήσετε να εξουδετερώσετε ένα υδατικό διάλυμα πολύ ασθενούς υποχλωριώδους οξέος με ένα αλκάλιο, αποδεικνύεται ότι η αντίδραση εξουδετέρωσης δεν ολοκληρώνεται και το διάλυμα έχει ένα έντονα αλκαλικό περιβάλλον. Αυτό σημαίνει ότι η αντίδραση HClO + NaOH NaClO + H 2 O είναι αναστρέψιμη, δηλ. Τα προϊόντα αυτής της αντίδρασης, αντιδρώντας μεταξύ τους, μετατρέπονται εν μέρει στις αρχικές ενώσεις. Ως αποτέλεσμα, το διάλυμα έχει μια αλκαλική αντίδραση. Η αντίδραση για τον σχηματισμό εστέρων είναι αναστρέψιμη (η αντίστροφη αντίδραση ονομάζεται σαπωνοποίηση): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, πολλές άλλες διεργασίες.
Όπως πολλές άλλες έννοιες στη χημεία, η έννοια της αναστρεψιμότητας είναι σε μεγάλο βαθμό αυθαίρετη. Τυπικά, μια αντίδραση θεωρείται μη αναστρέψιμη εάν, μετά την ολοκλήρωση, οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών είναι τόσο χαμηλές που δεν μπορούν να ανιχνευθούν (φυσικά, αυτό εξαρτάται από την ευαισθησία των αναλυτικών μεθόδων). Όταν αλλάζουν οι εξωτερικές συνθήκες (κυρίως θερμοκρασία και πίεση), μια μη αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να γίνει αναστρέψιμη και το αντίστροφο. Ναι όταν ατμοσφαιρική πίεσηκαι σε θερμοκρασίες κάτω από 1000° C, η αντίδραση 2H 2 + O 2 = 2H 2 O μπορεί ακόμα να θεωρηθεί μη αναστρέψιμη, ενώ σε θερμοκρασία 2500° C και άνω το νερό διασπάται σε υδρογόνο και οξυγόνο κατά 4% περίπου και σε θερμοκρασία 3000° C - ήδη κατά 20%.
Στα τέλη του 19ου αιώνα. Ο Γερμανός φυσικοχημικός Max Bodenstein (1871–1942) μελέτησε λεπτομερώς τις διαδικασίες σχηματισμού και θερμικής διάστασης του υδροϊωδίου: H 2 + I 2 2HI. Αλλάζοντας τη θερμοκρασία, μπορούσε να επιτύχει προτιμησιακή εμφάνιση μόνο της προς τα εμπρός ή μόνο της αντίστροφης αντίδρασης, αλλά στη γενική περίπτωση και οι δύο αντιδράσεις προχωρούσαν ταυτόχρονα σε αντίθετες κατευθύνσεις. Υπάρχουν πολλά παρόμοια παραδείγματα. Ένα από τα πιο διάσημα είναι η αντίδραση της σύνθεσης αμμωνίας 3H 2 + N 2 2NH 3; Πολλές άλλες αντιδράσεις είναι επίσης αναστρέψιμες, για παράδειγμα, η οξείδωση του διοξειδίου του θείου 2SO 2 + O 2 2SO 3, οι αντιδράσεις οργανικών οξέων με αλκοόλες κ.λπ.
Μια αντίδραση ονομάζεται αναστρέψιμη εάν η κατεύθυνση της εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση. Για παράδειγμα, στην περίπτωση της ετερογενούς καταλυτικής αντίδρασης N2 + 3H2 = 2NH3 (1) σε χαμηλή συγκέντρωση αμμωνίας στο αέριο και υψηλές συγκεντρώσεις αζώτου και υδρογόνου, σχηματίζεται αμμωνία. Αντίθετα, σε υψηλή συγκέντρωση αμμωνίας αποσυντίθεται, η αντίδραση προχωρά προς την αντίθετη κατεύθυνση. Μετά την ολοκλήρωση αναστρέψιμη αντίδραση, δηλαδή, όταν επιτυγχάνεται χημική ισορροπία, το σύστημα περιέχει και αρχικές ουσίες και προϊόντα αντίδρασης. Μια αντίδραση ονομάζεται μη αναστρέψιμη εάν μπορεί να συμβεί μόνο προς μία κατεύθυνση και τελειώνει με την πλήρη μετατροπή των αρχικών ουσιών σε προϊόντα. ένα παράδειγμα είναι η αποσύνθεση εκρηκτικών. Η ίδια αντίδραση, ανάλογα με τις συνθήκες (θερμοκρασία, πίεση), μπορεί να είναι σημαντικά αναστρέψιμη ή πρακτικά μη αναστρέψιμη. Μια απλή (ενός σταδίου) αναστρέψιμη αντίδραση αποτελείται από δύο στοιχειώδεις αντιδράσεις που συμβαίνουν ταυτόχρονα, οι οποίες διαφέρουν μεταξύ τους μόνο ως προς την κατεύθυνση χημικός μετασχηματισμός. Η κατεύθυνση της τελικής αντίδρασης που είναι προσβάσιμη στην άμεση παρατήρηση καθορίζεται από το ποια από αυτές τις αμοιβαία αντίστροφες αντιδράσεις έχει μεγαλύτερη ταχύτητα. Για παράδειγμα, η απλή αντίδραση N2O4 Û 2NO2 (2) αποτελείται από τις στοιχειώδεις αντιδράσεις N2O4 ? 2NO2 και 2NO2 ?N2O4 Για την αναστρεψιμότητα μιας σύνθετης (πολυσταδικής) αντίδρασης, για παράδειγμα αντίδρασης (1), είναι απαραίτητο όλα τα συστατικά της τα στάδια είναι αναστρέψιμα. M. I. Tyomkin.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ.
Χημική ισορροπία- κατάσταση του συστήματος στην οποία ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης (V 1) είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης (V 2). Σε χημική ισορροπία, οι συγκεντρώσεις των ουσιών παραμένουν αμετάβλητες. Η χημική ισορροπία είναι δυναμική από τη φύση της: οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις δεν σταματούν στην ισορροπία.
Η κατάσταση της χημικής ισορροπίας χαρακτηρίζεται ποσοτικά από μια σταθερά ισορροπίας, η οποία είναι ο λόγος των σταθερών των μπροστινών (K 1) και της αντίστροφης (K 2) αντιδράσεων.
Για την αντίδραση mA + nB pC + dD η σταθερά ισορροπίας είναι ίση με
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Η σταθερά ισορροπίας εξαρτάται από τη θερμοκρασία και τη φύση των αντιδρώντων. Όσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά ισορροπίας, τόσο περισσότερο η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων άμεσης αντίδρασης. Σε κατάσταση ισορροπίας, τα μόρια δεν σταματούν να συγκρούονται και οι αλληλεπιδράσεις μεταξύ τους δεν σταματούν, αλλά οι συγκεντρώσεις των ουσιών παραμένουν σταθερές. Αυτές οι συγκεντρώσεις ονομάζονται ισορροπία.
|
Συγκέντρωση ισορροπίας- συγκέντρωση ουσίας που συμμετέχει σε αναστρέψιμη χημική αντίδραση που έχει φτάσει σε κατάσταση ισορροπίας. |
Η συγκέντρωση ισορροπίας υποδεικνύεται από τον τύπο της ουσίας, σε αγκύλες, για παράδειγμα:
Μεισορροπία (Η 2) = ή Rισορροπία (HI) = .
Όπως κάθε άλλη συγκέντρωση, η συγκέντρωση ισορροπίας μετριέται σε moles ανά λίτρο.
Εάν στα παραδείγματα που εξετάσαμε είχαμε λάβει άλλες συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών, τότε αφού φτάσαμε σε ισορροπία θα είχαμε λάβει διαφορετικές τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας. Αυτές οι νέες τιμές (που σημειώνονται με αστερίσκους) θα σχετίζονται με τις παλιές ως εξής:
.
Γενικά, για αναστρέψιμη αντίδραση
έναΑ+ σισι ρε D+ φάφά
σε κατάσταση ισορροπίας στο σταθερή θερμοκρασίατηρείται η αναλογία
Αυτή η αναλογία ονομάζεται νόμος της μαζικής δράσης, η οποία διατυπώνεται ως εξής:
σε σταθερή θερμοκρασία, η αναλογία του προϊόντος των συγκεντρώσεων ισορροπίας των προϊόντων αντίδρασης, λαμβανόμενης σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους, προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων ισορροπίας των αρχικών ουσιών, λαμβανόμενη σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους, είναι σταθερή τιμή .
Σταθερή τιμή ( ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΜΕ) λέγεται σταθερά ισορροπίαςαυτή η αντίδραση. Ο δείκτης "c" στον προσδιορισμό αυτής της τιμής υποδεικνύει ότι χρησιμοποιήθηκαν συγκεντρώσεις για τον υπολογισμό της σταθεράς.
Εάν η σταθερά ισορροπίας είναι μεγάλη, τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα της άμεσης αντίδρασης· εάν είναι μικρή, τότε προς τις αρχικές ουσίες. Εάν η σταθερά ισορροπίας είναι πολύ μεγάλη, τότε η αντίδραση λέγεται ότι είναι " σχεδόν μη αναστρέψιμο"αν η σταθερά ισορροπίας είναι πολύ μικρή, τότε η αντίδραση " πρακτικά δεν λειτουργεί».
Σταθερά ισορροπίας - για κάθε αναστρέψιμη αντίδραση, η τιμή είναι σταθερή μόνο σε σταθερή θερμοκρασία. Για την ίδια αντίδραση σε διαφορετικές θερμοκρασίες, η σταθερά ισορροπίας παίρνει διαφορετικές τιμές.
Η δεδομένη έκφραση για τον νόμο της δράσης μάζας ισχύει μόνο για αντιδράσεις στις οποίες όλοι οι συμμετέχοντες είναι είτε αέρια είτε διαλυμένες ουσίες. Σε άλλες περιπτώσεις, η εξίσωση για τη σταθερά ισορροπίας αλλάζει ελαφρώς.
Για παράδειγμα, σε μια αναστρέψιμη αντίδραση που συμβαίνει σε υψηλή θερμοκρασία
C (g) + CO 2 2CO (g)
εμπλέκεται σκληρός γραφίτης C (g). Τυπικά, χρησιμοποιώντας το νόμο της δράσης μάζας, γράφουμε μια έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας αυτής της αντίδρασης, δηλώνοντάς την ΠΡΟΣ ΤΗΝ":
Ο στερεός γραφίτης που βρίσκεται στον πυθμένα του αντιδραστήρα αντιδρά μόνο από την επιφάνεια και η «συγκέντρωση» του δεν εξαρτάται από τη μάζα του γραφίτη και είναι σταθερή για οποιαδήποτε αναλογία ουσιών στο μείγμα αερίων.
Ας πολλαπλασιάσουμε τη δεξιά και την αριστερή πλευρά της εξίσωσης με αυτήν τη σταθερά:
Η τιμή που προκύπτει είναι η σταθερά ισορροπίας αυτής της αντίδρασης:
Ομοίως, για την ισορροπία μιας άλλης αναστρέψιμης αντίδρασης, που επίσης συμβαίνει σε υψηλή θερμοκρασία,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
παίρνουμε τη σταθερά ισορροπίας
ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΜΕ = .
Σε αυτή την περίπτωση, είναι απλώς ίση με τη συγκέντρωση ισορροπίας του διοξειδίου του άνθρακα.
Από μετρολογική άποψη, η σταθερά ισορροπίας δεν είναι μία φυσική ποσότητα. Πρόκειται για μια ομάδα μεγεθών με διαφορετικές μονάδες μέτρησης ανάλογα με την ειδική έκφραση της σταθεράς ως προς τις συγκεντρώσεις ισορροπίας. Για παράδειγμα, για μια αναστρέψιμη αντίδραση γραφίτη με διοξείδιο του άνθρακα [ κ ντο] = 1 mol/l, η ίδια μονάδα μέτρησης για τη σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης θερμική αποσύνθεσηανθρακικό ασβέστιο, και η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης σύνθεσης υδροϊωδίου είναι μια αδιάστατη ποσότητα. Γενικά [ κ ντο] = 1 (mol/l) n .
Μετατόπιση στη χημική ισορροπία. Η αρχή του Le Chatelier
Η μεταφορά ενός χημικού συστήματος ισορροπίας από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη ονομάζεται μετατόπιση (μετατόπιση) χημικής ισορροπίας, η οποία πραγματοποιείται με αλλαγή των θερμοδυναμικών παραμέτρων του συστήματος - θερμοκρασία, συγκέντρωση, πίεση. Όταν η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα εμπρός, επιτυγχάνεται αύξηση της απόδοσης των προϊόντων και όταν μετατοπίζεται προς την αντίθετη κατεύθυνση, μείωση στον βαθμό μετατροπής του αντιδραστηρίου επιτυγχάνεται. Και τα δύο μπορούν να είναι χρήσιμα στη χημική τεχνολογία. Δεδομένου ότι σχεδόν όλες οι αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες στον ένα ή τον άλλο βαθμό, προκύπτουν δύο προβλήματα στη βιομηχανία και την εργαστηριακή πρακτική: πώς να ληφθεί το προϊόν μιας «χρήσιμης» αντίδρασης με μέγιστη απόδοση και πώς να μειωθεί η απόδοση των προϊόντων μιας «επιβλαβούς» αντίδρασης. Και στις δύο περιπτώσεις, υπάρχει ανάγκη να μετατοπιστεί η ισορροπία είτε προς τα προϊόντα αντίδρασης είτε προς τις πρώτες ουσίες. Για να μάθετε πώς να το κάνετε αυτό, πρέπει να ξέρετε από τι εξαρτάται η θέση ισορροπίας οποιασδήποτε αναστρέψιμης αντίδρασης.
Η θέση ισορροπίας εξαρτάται από:
1) στην τιμή της σταθεράς ισορροπίας (δηλαδή στη φύση των αντιδρώντων και στη θερμοκρασία),
2) σχετικά με τη συγκέντρωση των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση και
3) στην πίεση (για συστήματα αερίου είναι ανάλογο με τις συγκεντρώσεις των ουσιών).
Για ποιοτική αξιολόγησηεπιρροή στη χημική ισορροπία όλων αυτών των πολύ διαφορετικών παραγόντων χρησιμοποιούν μια εγγενώς καθολική Η αρχή του Le Chatelier(Ο Γάλλος φυσικοχημικός και μεταλλουργός Henri Louis Le Chatelier το διατύπωσε το 1884), το οποίο είναι εφαρμόσιμο σε όλα τα συστήματα ισορροπίας, όχι μόνο σε χημικά.
Εάν ένα σύστημα σε ισορροπία επηρεάζεται από το εξωτερικό, τότε η ισορροπία στο σύστημα θα μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση στην οποία αυτή η επιρροή αντισταθμίζεται εν μέρει.
Ως παράδειγμα της επίδρασης στη θέση ισορροπίας των συγκεντρώσεων των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση, ας εξετάσουμε την αναστρέψιμη αντίδραση για την παραγωγή υδροϊωδίου
H 2(g) + I 2(g) 2HI (g).
Σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης σε κατάσταση ισορροπίας
.
Έστω μια ισορροπία σε έναν αντιδραστήρα με όγκο 1 λίτρου σε μια ορισμένη σταθερή θερμοκρασία στην οποία οι συγκεντρώσεις όλων των συμμετεχόντων στην αντίδραση είναι ίδιες και ίσες με 1 mol/l ( = 1 mol/l, = 1 mol/ l = 1 mol/l). Επομένως, σε αυτή τη θερμοκρασία ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΜΕ= 1. Επειδή ο όγκος του αντιδραστήρα είναι 1 λίτρο, n(H 2) = 1 mol, n(Ι 2) = 1 mol και n(HI) = 1 mol. Τη στιγμή t 1 εισάγουμε άλλο 1 mol HI στον αντιδραστήρα, η συγκέντρωσή του θα γίνει ίση με 2 mol/l. Αλλά να ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΜΕπαρέμεινε σταθερή, οι συγκεντρώσεις υδρογόνου και ιωδίου θα πρέπει να αυξηθούν, και αυτό είναι δυνατό μόνο λόγω της αποσύνθεσης μέρους του υδροϊωδίου σύμφωνα με την εξίσωση
2HI (g) = H 2 (g) + I 2 (g).
Έστω το t 2 να αποσυντεθεί μέχρι να επιτευχθεί η νέα κατάσταση ισορροπίας Χ mole HI και, επομένως, επιπλέον 0,5 Χ mol H 2 και I 2. Νέες συγκεντρώσεις ισορροπίας των συμμετεχόντων στην αντίδραση: = (1 + 0,5 Χ) mol/l; = (1 + 0,5 Χ) mol/l; = (2 - Χ) mol/l. Αντικαθιστώντας τις αριθμητικές τιμές των ποσοτήτων στην έκφραση του νόμου της δράσης μάζας, παίρνουμε την εξίσωση
Οπου Χ= 0,667. Επομένως, = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Ταχύτητα αντίδρασης και ισορροπία.
Έστω ότι υπάρχει μια αναστρέψιμη αντίδραση A + B C + D. Αν υποθέσουμε ότι οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε ένα στάδιο, τότε οι ρυθμοί αυτών των αντιδράσεων θα είναι ευθέως ανάλογοι με τις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων: ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης v 1 = κ 1 [A][B], ταχύτητα αντίστροφης αντίδρασης v 2 = κ 2 [C][D] (οι τετράγωνες αγκύλες υποδεικνύουν τις μοριακές συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων). Μπορεί να φανεί ότι καθώς προχωρά η άμεση αντίδραση, οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών Α και Β μειώνονται και ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης μειώνεται ανάλογα. Ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης, που είναι μηδέν την αρχική στιγμή (δεν υπάρχουν προϊόντα C και D), σταδιακά αυξάνεται. Αργά ή γρήγορα θα έρθει μια στιγμή που οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων θα γίνουν ίσοι. Μετά από αυτό, οι συγκεντρώσεις όλων των ουσιών - A, B, C και D δεν αλλάζουν με την πάροδο του χρόνου. Αυτό σημαίνει ότι η αντίδραση έχει φτάσει σε θέση ισορροπίας και οι συγκεντρώσεις ουσιών που δεν αλλάζουν με την πάροδο του χρόνου ονομάζονται ισορροπία. Όμως, σε αντίθεση με τη μηχανική ισορροπία, στην οποία κάθε κίνηση σταματά, στη χημική ισορροπία και οι δύο αντιδράσεις - άμεσες και αντίστροφες - συνεχίζουν να συμβαίνουν, αλλά οι ταχύτητες τους είναι ίσες και επομένως φαίνεται ότι δεν συμβαίνουν αλλαγές στο σύστημα. Υπάρχουν πολλοί τρόποι για να αποδειχθεί η εμφάνιση μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων μετά την επίτευξη ισορροπίας. Για παράδειγμα, εάν ένα μικρό ισότοπο υδρογόνου, το δευτέριο D2, εισαχθεί σε ένα μείγμα υδρογόνου, αζώτου και αμμωνίας, το οποίο βρίσκεται σε θέση ισορροπίας, τότε μια ευαίσθητη ανάλυση θα ανιχνεύσει αμέσως την παρουσία ατόμων δευτερίου στα μόρια αμμωνίας. Και αντίστροφα, εάν εισαγάγετε λίγη δευτεριωμένη αμμωνία NH 2 D στο σύστημα, τότε το δευτέριο θα εμφανιστεί αμέσως στις αρχικές ουσίες με τη μορφή μορίων HD και D 2. Ένα άλλο θεαματικό πείραμα πραγματοποιήθηκε στη Χημική Σχολή του Κρατικού Πανεπιστημίου της Μόσχας. Μια πλάκα αργύρου τοποθετήθηκε σε διάλυμα νιτρικού αργύρου και δεν παρατηρήθηκαν αλλαγές. Στη συνέχεια, μια μικροσκοπική ποσότητα ραδιενεργών ιόντων αργύρου εισήχθη στο διάλυμα, μετά την οποία η πλάκα αργύρου έγινε ραδιενεργή. Ούτε το ξέπλυμα της πλάκας με νερό ούτε το πλύσιμο θα μπορούσαν να «ξεπλύνουν» αυτή τη ραδιενέργεια. υδροχλωρικό οξύ. Μόνο χάραξη νιτρικό οξύή η μηχανική επεξεργασία της επιφάνειας με λεπτό γυαλόχαρτο την έχει καταστήσει ανενεργή. Αυτό το πείραμα μπορεί να εξηγηθεί μόνο με έναν τρόπο: υπάρχει μια συνεχής ανταλλαγή ατόμων αργύρου μεταξύ του μετάλλου και του διαλύματος, δηλ. στο σύστημα υπάρχει αναστρέψιμη αντίδραση Ag(s) – e – = Ag +. Ως εκ τούτου, η προσθήκη ραδιενεργών ιόντων Ag + στο διάλυμα οδήγησε στην «ενσωμάτωσή» τους στην πλάκα με τη μορφή ηλεκτρικά ουδέτερων, αλλά ακόμα ραδιενεργών ατόμων. Έτσι, όχι μόνο οι χημικές αντιδράσεις μεταξύ αερίων ή διαλυμάτων βρίσκονται σε ισορροπία, αλλά και οι διαδικασίες διάλυσης μετάλλων και ιζημάτων. Για παράδειγμα, ένα στερεό θα διαλυθεί πιο γρήγορα εάν τοποθετηθεί σε έναν καθαρό διαλύτη όταν το σύστημα απέχει πολύ από την ισορροπία, σε αυτήν την περίπτωση– από κορεσμένο διάλυμα. Σταδιακά, ο ρυθμός διάλυσης μειώνεται και ταυτόχρονα αυξάνεται ο ρυθμός της αντίστροφης διαδικασίας - η μετάβαση μιας ουσίας από διάλυμα σε κρυσταλλικό ίζημα. Όταν το διάλυμα γίνει κορεσμένο, το σύστημα φθάνει σε κατάσταση ισορροπίας, στην οποία οι ρυθμοί διάλυσης και κρυστάλλωσης είναι ίσοι και η μάζα του ιζήματος δεν αλλάζει με την πάροδο του χρόνου. Πώς μπορεί ένα σύστημα να «αντισταθμίσει» τις αλλαγές στις εξωτερικές συνθήκες; Εάν, για παράδειγμα, η θερμοκρασία ενός μείγματος ισορροπίας αυξηθεί με θέρμανση, το ίδιο το σύστημα, φυσικά, δεν μπορεί να «αδυνατίσει» την εξωτερική θέρμανση, αλλά η ισορροπία σε αυτό μετατοπίζεται με τέτοιο τρόπο ώστε η θέρμανση του συστήματος αντίδρασης σε μια συγκεκριμένη θερμοκρασία απαιτεί μεγαλύτερη ποσότητα θερμότητας από ό,τι στην περίπτωση που η ισορροπία δεν μετατοπίστηκε. Σε αυτή την περίπτωση, η ισορροπία μετατοπίζεται έτσι ώστε να απορροφάται θερμότητα, δηλ. προς μια ενδόθερμη αντίδραση. Αυτό μπορεί να ερμηνευθεί ως «η επιθυμία του συστήματος να αποδυναμώσει την εξωτερική επιρροή». Από την άλλη πλευρά, εάν υπάρχει άνισος αριθμός αέριων μορίων στην αριστερή και δεξιά πλευρά της εξίσωσης, τότε η ισορροπία σε ένα τέτοιο σύστημα μπορεί να μετατοπιστεί αλλάζοντας την πίεση. Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την πλευρά όπου ο αριθμός των αερίων μορίων είναι μικρότερος (και με αυτόν τον τρόπο, όπως λέγαμε, «αντιδρά» στην εξωτερική πίεση). Εάν ο αριθμός των αέριων μορίων δεν μεταβάλλεται κατά την αντίδραση
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), τότε η πίεση δεν επηρεάζει τη θέση ισορροπίας. Πρέπει να σημειωθεί ότι όταν αλλάζει η θερμοκρασία αλλάζει και η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης, ενώ όταν αλλάζει μόνο η πίεση παραμένει σταθερή.
Αρκετά παραδείγματα χρήσης της αρχής του Le Chatelier για την πρόβλεψη μεταβολών στη χημική ισορροπία. Η αντίδραση 2SO 2 + O 2 2SO 3 (g) είναι εξώθερμη. Εάν η θερμοκρασία αυξηθεί, η ενδόθερμη αντίδραση της αποσύνθεσης SO 3 θα επωφεληθεί και η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά. Εάν χαμηλώσετε τη θερμοκρασία, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά. Έτσι, ένα μείγμα SO 2 και O 2 λαμβάνεται σε στοιχειομετρική αναλογία 2:1 ( εκ . ΣΤΟΙΧΙΟΜΕΡΗΣ), σε θερμοκρασία 400 ° C και ατμοσφαιρική πίεση μετατρέπεται σε SO 3 με απόδοση περίπου 95%, δηλ. η κατάσταση ισορροπίας υπό αυτές τις συνθήκες μετατοπίζεται σχεδόν πλήρως προς το SO 3 . Στους 600° C, το μείγμα ισορροπίας περιέχει ήδη 76% SO 3 και στους 800° C – μόνο 25%. Αυτός είναι ο λόγος για τον οποίο όταν καίγεται θείο στον αέρα, σχηματίζεται κυρίως SO 2 και μόνο περίπου 4% SO 3. Από την εξίσωση της αντίδρασης προκύπτει επίσης ότι μια αύξηση της συνολικής πίεσης στο σύστημα θα μετατοπίσει την ισορροπία προς τα δεξιά και με τη μείωση της πίεσης η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά.
Η αντίδραση της άντλησης υδρογόνου από το κυκλοεξάνιο για το σχηματισμό βενζολίου
Το C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 διεξάγεται στην αέρια φάση, επίσης παρουσία καταλύτη. Αυτή η αντίδραση συμβαίνει με τη δαπάνη ενέργειας (ενδόθερμη), αλλά με αύξηση του αριθμού των μορίων. Επομένως, η επίδραση της θερμοκρασίας και της πίεσης σε αυτό θα είναι ακριβώς το αντίθετο από αυτό που παρατηρείται στην περίπτωση της σύνθεσης αμμωνίας. Συγκεκριμένα: η αύξηση της συγκέντρωσης ισορροπίας του βενζολίου στο μείγμα διευκολύνεται από αύξηση της θερμοκρασίας και μείωση της πίεσης, επομένως η αντίδραση πραγματοποιείται στη βιομηχανία σε χαμηλές πιέσεις (2–3 atm) και υψηλές θερμοκρασίες(450–500° C). Εδώ, μια αύξηση της θερμοκρασίας είναι «διπλά ευνοϊκή»: όχι μόνο αυξάνει τον ρυθμό αντίδρασης, αλλά συμβάλλει επίσης σε μια μετατόπιση της ισορροπίας προς το σχηματισμό του προϊόντος-στόχου. Φυσικά, μια ακόμη μεγαλύτερη μείωση της πίεσης (για παράδειγμα, σε 0,1 atm) θα προκαλούσε περαιτέρω μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά, αλλά στην περίπτωση αυτή θα υπήρχε πολύ λίγη ουσία στον αντιδραστήρα και ο ρυθμός αντίδρασης θα μειωνόταν επίσης , έτσι ώστε η συνολική παραγωγικότητα να μην αυξηθεί, αλλά να μειωθεί. Αυτό το παράδειγμα δείχνει για άλλη μια φορά ότι η οικονομικά υγιής βιομηχανική σύνθεση είναι ένας επιτυχημένος ελιγμός μεταξύ «Σκύλλας και Χάρυβδης».
Η αρχή του Le Chatelier λειτουργεί επίσης στον λεγόμενο κύκλο αλογόνου, ο οποίος χρησιμοποιείται για την παραγωγή τιτανίου, νικελίου, αφνίου, βαναδίου, νιοβίου, τανταλίου και άλλων μετάλλων υψηλής καθαρότητας. Η αντίδραση ενός μετάλλου με ένα αλογόνο, για παράδειγμα, Ti + 2I 2 TiI 4, απελευθερώνει θερμότητα και επομένως, με την αύξηση της θερμοκρασίας, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά. Έτσι, στους 600° C, το τιτάνιο σχηματίζει εύκολα πτητικό ιωδίδιο (η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά) και στους 110° C, το ιώδιο αποσυντίθεται (η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά) με την απελευθέρωση ενός πολύ καθαρού μετάλλου. Αυτός ο κύκλος λειτουργεί επίσης σε λαμπτήρες αλογόνου, όπου το βολφράμιο εξατμίζεται από το πηνίο και καθιζάνει στα ψυχρότερα τοιχώματα σχηματίζει πτητικές ενώσεις με αλογόνα, τα οποία αποσυντίθενται ξανά στο ζεστό πηνίο και το βολφράμιο μεταφέρεται στην αρχική του θέση.
Εκτός από τις αλλαγές θερμοκρασίας και πίεσης, υπάρχει και μια άλλη αποτελεσματικός τρόποςεπηρεάζουν τη θέση ισορροπίας. Ας φανταστούμε ότι από το μείγμα ισορροπίας
Α + Β Γ + Δ αποβάλλεται μια ουσία. Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, το σύστημα θα «ανταποκριθεί» αμέσως σε μια τέτοια επίδραση: η ισορροπία θα αρχίσει να μεταβάλλεται με τέτοιο τρόπο ώστε να αντισταθμίζει την απώλεια μιας δεδομένης ουσίας. Για παράδειγμα, εάν η ουσία C ή D (ή και τα δύο ταυτόχρονα) αφαιρεθεί από τη ζώνη αντίδρασης, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά και εάν οι ουσίες Α ή Β αφαιρεθούν, θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά. Η εισαγωγή οποιασδήποτε ουσίας στο σύστημα θα μετατοπίσει επίσης την ισορροπία, αλλά προς την άλλη κατεύθυνση.
Οι ουσίες μπορούν να αφαιρεθούν από τη ζώνη αντίδρασης με διαφορετικούς τρόπους. Για παράδειγμα, εάν υπάρχει διοξείδιο του θείου σε ένα ερμητικά κλειστό δοχείο νερού, θα δημιουργηθεί μια ισορροπία μεταξύ του αερίου, του διαλυμένου και του διοξειδίου του θείου που αντέδρασε:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Εάν το δοχείο ανοίξει, το διοξείδιο του θείου θα αρχίσει σταδιακά να εξατμίζεται και δεν θα μπορεί πλέον να συμμετέχει στη διαδικασία - η ισορροπία θα αρχίσει να μετατοπίζεται προς τα αριστερά, μέχρι να αποσυντεθεί πλήρως το θειικό οξύ. Μια παρόμοια διαδικασία μπορεί να παρατηρηθεί κάθε φορά που ανοίγετε ένα μπουκάλι λεμονάδα ή μεταλλικό νερό: η ισορροπία CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 μετατοπίζεται προς τα αριστερά καθώς το CO 2 εξατμίζεται.
Η απομάκρυνση ενός αντιδραστηρίου από το σύστημα είναι δυνατή όχι μόνο μέσω του σχηματισμού αερίων ουσιών, αλλά και με τη σύνδεση ενός ή άλλου αντιδραστηρίου για να σχηματιστεί μια αδιάλυτη ένωση που κατακρημνίζεται. Για παράδειγμα, εάν μια περίσσεια άλατος ασβεστίου εισαχθεί σε ένα υδατικό διάλυμα CO 2, τότε τα ιόντα Ca 2+ θα σχηματίσουν ένα ίζημα CaCO 3, αντιδρώντας με ανθρακικό οξύ; η ισορροπία CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά μέχρι να μην μείνει διαλυμένο αέριο στο νερό.
Η ισορροπία μπορεί επίσης να μετατοπιστεί με την προσθήκη ενός αντιδραστηρίου. Έτσι, όταν συνδυάζονται αραιά διαλύματα FeCl 3 και KSCN, εμφανίζεται ένα κοκκινωπό-πορτοκαλί χρώμα ως αποτέλεσμα του σχηματισμού θειοκυανικού σιδήρου (ροδανίδιο):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Εάν προστεθεί επιπλέον FeCl 3 ή KSCN στο διάλυμα, το χρώμα του διαλύματος θα αυξηθεί, γεγονός που υποδηλώνει μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά (σαν να εξασθενεί η εξωτερική επίδραση). Εάν προσθέσετε περίσσεια KCl στο διάλυμα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά με το χρώμα να εξασθενεί σε ανοιχτό κίτρινο.
Δεν είναι τυχαίο που η διατύπωση της αρχής του Le Chatelier δείχνει ότι είναι δυνατή η πρόβλεψη των αποτελεσμάτων των εξωτερικών επιρροών μόνο για συστήματα που βρίσκονται σε κατάσταση ισορροπίας. Εάν παραμεληθεί αυτή η οδηγία, είναι εύκολο να καταλήξουμε σε εντελώς λανθασμένα συμπεράσματα. Για παράδειγμα, είναι γνωστό ότι τα στερεά αλκάλια (KOH, NaOH) διαλύονται στο νερό, απελευθερώνοντας μεγάλη ποσότηταθερμότητα - το διάλυμα θερμαίνεται σχεδόν όσο όταν το πυκνό θειικό οξύ αναμιγνύεται με νερό. Αν ξεχάσουμε ότι η αρχή ισχύει μόνο για συστήματα ισορροπίας, μπορούμε να βγάλουμε το λανθασμένο συμπέρασμα ότι με την αύξηση της θερμοκρασίας, η διαλυτότητα του ΚΟΗ στο νερό θα πρέπει να μειωθεί, καθώς αυτή ακριβώς η μετατόπιση της ισορροπίας μεταξύ του ιζήματος και του κορεσμένου διαλύματος είναι που οδηγεί σε «εξασθένηση της εξωτερικής επιρροής». Ωστόσο, η διαδικασία διάλυσης του ΚΟΗ στο νερό δεν είναι καθόλου διαδικασία ισορροπίας, αφού σε αυτήν εμπλέκεται άνυδρο αλκάλιο, ενώ το ίζημα που βρίσκεται σε ισορροπία με ένα κορεσμένο διάλυμα είναι ένυδρες ΚΟΗ (κυρίως KOH 2H 2 O). Η μετάβαση αυτού του ένυδρου από ίζημα σε διάλυμα είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, δηλ. συνοδεύεται όχι από θέρμανση, αλλά από ψύξη του διαλύματος, έτσι ώστε η αρχή του Le Chatelier για μια διαδικασία ισορροπίας να ικανοποιείται και σε αυτή την περίπτωση. Με τον ίδιο τρόπο, όταν άνυδρα άλατα - CaCl 2, CuSO 4, κ.λπ. διαλύονται σε νερό, το διάλυμα θερμαίνεται και όταν διαλυθούν κρυσταλλικά ένυδρα CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O, ψύχεται.
Στα σχολικά βιβλία και στη λαϊκή λογοτεχνία μπορείτε να βρείτε ένα άλλο ενδιαφέρον και διδακτικό παράδειγμα της εσφαλμένης χρήσης της αρχής του Le Chatelier. Εάν τοποθετήσετε ένα μείγμα ισορροπίας καφέ διοξειδίου του αζώτου NO 2 και άχρωμου τετροξειδίου N 2 O 4 σε μια διαφανή σύριγγα αερίου και στη συνέχεια συμπιέσετε γρήγορα το αέριο χρησιμοποιώντας ένα έμβολο, η ένταση χρώματος θα ενταθεί αμέσως και μετά από κάποιο χρονικό διάστημα (δεκάδες δευτερόλεπτα ) θα εξασθενήσει ξανά, αν και δεν θα φτάσει στο αρχικό. Αυτή η εμπειρία συνήθως εξηγείται έτσι. Η γρήγορη συμπίεση του μείγματος προκαλεί αύξηση της πίεσης και συνεπώς της συγκέντρωσης και των δύο συστατικών, με αποτέλεσμα το μείγμα να γίνεται πιο σκούρο. Αλλά μια αύξηση της πίεσης, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μετατοπίζει την ισορροπία στο σύστημα 2NO 2 N 2 O 4 προς το άχρωμο N 2 O 4 (ο αριθμός των μορίων μειώνεται), έτσι το μείγμα σταδιακά γίνεται ελαφρύτερο, πλησιάζοντας σε μια νέα ισορροπία θέση, η οποία αντιστοιχεί σε αυξημένη πίεση.
Η πλάνη αυτής της εξήγησης προκύπτει από το γεγονός ότι και οι δύο αντιδράσεις - η διάσταση του N 2 O 4 και ο διμερισμός του NO 2 - συμβαίνουν εξαιρετικά γρήγορα, έτσι ώστε η ισορροπία ούτως ή άλλως δημιουργείται σε εκατομμυριοστά του δευτερολέπτου, επομένως είναι αδύνατο να σπρώξτε το έμβολο τόσο γρήγορα ώστε να διαταραχθεί η ισορροπία. Αυτό το πείραμα μπορεί να εξηγηθεί διαφορετικά: η συμπίεση αερίου προκαλεί σημαντική αύξηση της θερμοκρασίας (όλοι όσοι χρειάστηκε να φουσκώσουν ένα ελαστικό με αντλία ποδηλάτου είναι εξοικειωμένοι με αυτό το φαινόμενο). Και σύμφωνα με την ίδια αρχή Le Chatelier, η ισορροπία μετατοπίζεται αμέσως προς την ενδόθερμη αντίδραση, η οποία συμβαίνει με την απορρόφηση της θερμότητας, δηλ. προς τη διάσταση του N 2 O 4 - το μείγμα σκουραίνει. Στη συνέχεια, τα αέρια στη σύριγγα ψύχονται αργά σε θερμοκρασία δωματίου και η ισορροπία μετατοπίζεται ξανά προς το τετροξείδιο - το μείγμα γίνεται ελαφρύτερο.
Η αρχή του Le Chatelier λειτουργεί καλά και σε περιπτώσεις που δεν έχουν καμία σχέση με τη χημεία. Σε μια κανονικά λειτουργούσα οικονομία, το συνολικό ποσό του χρήματος σε κυκλοφορία βρίσκεται σε ισορροπία με τα αγαθά που μπορούν να αγοραστούν με αυτά τα χρήματα. Τι θα συμβεί εάν η «εξωτερική επιρροή» αποδειχθεί ότι είναι η επιθυμία της κυβέρνησης να τυπώσει περισσότερα χρήματα για να ξεπληρώσει τα χρέη της; Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η ισορροπία μεταξύ αγαθών και χρημάτων θα αλλάξει κατά τέτοιο τρόπο ώστε να αποδυναμωθεί η ευχαρίστηση των πολιτών να κατέχουν μεγάλο ποσόχρήματα. Δηλαδή, οι τιμές των αγαθών και των υπηρεσιών θα αυξηθούν και με αυτόν τον τρόπο θα επιτευχθεί μια νέα ισορροπία. Ενα άλλο παράδειγμα. Σε μία από τις πόλεις των ΗΠΑ, αποφασίστηκε να απαλλαγούμε από τη συνεχή κυκλοφοριακή συμφόρηση επεκτείνοντας αυτοκινητόδρομους και χτίζοντας κόμβους μεταφορών. Αυτό βοήθησε για λίγο, αλλά στη συνέχεια οι ευχαριστημένοι κάτοικοι άρχισαν να αγοράζουν περισσότερα αυτοκίνητα, οπότε σύντομα εμφανίστηκαν ξανά μποτιλιαρίσματα - αλλά με μια νέα «ισορροπία» μεταξύ των δρόμων και περισσότερων αυτοκινήτων.
Λοιπόν, ας βγάλουμε τα κύρια συμπεράσματα σχετικά με τους τρόπους μετατόπισης της χημικής ισορροπίας.
Η αρχή του Le Chatelier. Εάν παράγεται εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε ισορροπία (συγκέντρωση, θερμοκρασία, αλλαγές πίεσης), τότε ευνοεί την εμφάνιση οποιασδήποτε από τις δύο αντίθετες αντιδράσεις εξασθενεί αυτή την επιρροή.
|
V 1 | ||
|
Α+Β |
|
ΣΕ |
|
V 2 |
1. Πίεση. Μια αύξηση της πίεσης (για τα αέρια) μετατοπίζει την ισορροπία προς μια αντίδραση που οδηγεί σε μείωση του όγκου (δηλαδή, στο σχηματισμό λιγότερων μορίων).
2. Η αύξηση της θερμοκρασίας μετατοπίζει τη θέση ισορροπίας προς μια ενδόθερμη αντίδραση (δηλαδή προς μια αντίδραση που συμβαίνει με την απορρόφηση θερμότητας)
3. Η αύξηση της συγκέντρωσης των αρχικών ουσιών και η απομάκρυνση των προϊόντων από τη σφαίρα της αντίδρασης μετατοπίζει την ισορροπία προς μια άμεση αντίδραση. Αύξηση των συγκεντρώσεων των αρχικών ουσιών [A] ή [B] ή [A] και [B]: V 1 > V 2.
Οι καταλύτες δεν επηρεάζουν τη θέση ισορροπίας.
Η αρχή του Le Chatelier στη φύση.
Όταν μελετώ αυτό το θέμα, θέλω πάντα να δώσω ένα παράδειγμα της επιθυμίας όλων των ζωντανών όντων για ισορροπία, αποζημίωση. Για παράδειγμα: αλλαγή στον πληθυσμό των ποντικών - έτος ξηρών καρπών - υπάρχει πολλή τροφή για ποντίκια, ο πληθυσμός των ποντικών αυξάνεται ραγδαία. Καθώς ο αριθμός των ποντικών αυξάνεται, η ποσότητα της τροφής μειώνεται· ως αποτέλεσμα της συσσώρευσης τρωκτικών, η ανάπτυξη διαφόρων μεταδοτικές ασθένειεςμεταξύ των ποντικών, επομένως υπάρχει σταδιακή μείωση του μεγέθους του πληθυσμού των τρωκτικών. Μετά από ένα ορισμένο χρονικό διάστημα, εμφανίζεται μια δυναμική ισορροπία στον αριθμό των ποντικών που γεννιούνται και πεθαίνουν· μια μετατόπιση αυτής της ισορροπίας μπορεί να συμβεί προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση υπό την επίδραση εξωτερικών, ευνοϊκών ή δυσμενών συνθηκών.
ΣΕ ανθρώπινο σώμαδιαρρέουν βιοχημικές διεργασίες, η οποία μπορεί επίσης να ρυθμιστεί σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier. Μερικές φορές, ως αποτέλεσμα μιας τέτοιας αντίδρασης, το σώμα αρχίζει να παράγει δηλητηριώδεις ουσίες που προκαλούν μια συγκεκριμένη ασθένεια. Πώς να αποτρέψετε αυτή τη διαδικασία;
Ας θυμηθούμε μια τέτοια μέθοδο θεραπείας όπως η ομοιοπαθητική. Η μέθοδος συνίσταται στη χρήση πολύ μικρών δόσεων εκείνων των φαρμάκων που, σε μεγάλες δόσεις, προκαλούν υγιές άτομοσημάδια οποιασδήποτε ασθένειας. Πώς λειτουργεί το φάρμακο δηλητηριάσεων σε αυτή την περίπτωση; Ένα προϊόν μιας ανεπιθύμητης αντίδρασης εισάγεται στο σώμα και σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τις αρχικές ουσίες. Η διαδικασία που προκαλεί επώδυνες διαταραχές στο σώμα εξαφανίζεται.
Πρακτικό μέρος.
Η παρακολούθηση του επιπέδου κυριαρχίας του υπό μελέτη θέματος πραγματοποιείται με τη μορφή τεστ. Ένα δοκιμαστικό σύστημα συνοπτικών και επακριβώς διατυπωμένων και τυποποιημένων εργασιών, που πρέπει να δοθούν εντός περιορισμένου χρόνου, σύντομες και ακριβείς απαντήσεις, αξιολογημένες σύμφωνα με ένα σύστημα βαθμών. Κατά τη σύνταξη δοκιμών, εστίασα στα ακόλουθα επίπεδα:
Αναπαραγωγικό - οι μαθητές σε αυτό το επίπεδο αποδίδουν κυρίως με βάση τη μνήμη.
Παραγωγική - η επίτευξη αυτού του επιπέδου απαιτεί από τους μαθητές να κατανοήσουν τις μελετημένες διατυπώσεις, έννοιες, νόμους και την ικανότητα να δημιουργούν σχέσεις μεταξύ τους.
Δημιουργική - η ικανότητα πρόβλεψης με βάση την υπάρχουσα γνώση, σχεδιασμός, ανάλυση, εξαγωγή συμπερασμάτων, συγκρίσεις, γενικεύσεις.
Δοκιμές κλειστού τύπου ή δοκιμασίες στις οποίες ο εξεταζόμενος πρέπει να επιλέξει τη σωστή απάντηση από τις επιλογές που δίνονται.
Α) Αναπαραγωγικό επίπεδο: τεστ με εναλλακτικές απαντήσεις στις οποίες το υποκείμενο πρέπει να απαντήσει ναι ή όχι. Βαθμολογήστε 1 βαθμό.
αντίδραση καύσης φωσφόρου -
α) ναι β) όχι
Αντίδραση αποσύνθεσης
αναστρέψιμη αντίδραση
α) ναι β) όχι
Αύξηση θερμοκρασίας
οξείδιο του υδραργύρου II ανά υδράργυρο
και οξυγόνο
α) ναι β) όχι
Σε ζωντανά συστήματα
και μη αναστρέψιμες διαδικασίες
α) ναι β) όχι.
Δοκιμές με επιλογή μιας σωστής απάντησης
Σε ποιο σύστημα η χημική ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά καθώς αυξάνεται η πίεση;
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 βαθμός
άνοδος θερμοκρασίας
χρησιμοποιώντας καταλύτη
μείωση της θερμοκρασίας? 1 βαθμός
Για την κατάσταση της χημικής ισορροπίας στο σύστημα
δεν επηρεάζει
αύξηση της πίεσης
αύξηση της συγκέντρωσης ιωδίου
αύξηση της θερμοκρασίας
μείωση της θερμοκρασίας? 1 βαθμός
Σε ποιο σύστημα η αύξηση της συγκέντρωσης του υδρογόνου μετατοπίζει τη χημική ισορροπία προς τα αριστερά;
C(s)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(s)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 βαθμός
Σε ποιο σύστημα η αύξηση της πίεσης δεν επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας;
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 βαθμός
Σχετικά με τη χημική ισορροπία στο σύστημα
δεν έχει αποτέλεσμα
αύξηση της θερμοκρασίας
αύξηση της πίεσης
απομάκρυνση της αμμωνίας από τη ζώνη αντίδρασης
χρήση καταλύτη 1 βαθμός
Χημική ισορροπία στο σύστημα
μετατοπίζεται προς το σχηματισμό του προϊόντος αντίδρασης όταν
αυξημένη πίεση
άνοδος θερμοκρασίας
μείωση της πίεσης
εφαρμογή καταλύτη 1 βαθμός
Στην παραγωγή θειικού οξέος στο στάδιο της οξείδωσης του SO2 σε SO3 για αύξηση της απόδοσης του προϊόντος
αύξηση της συγκέντρωσης οξυγόνου
αυξήστε τη θερμοκρασία
χαμηλή πίεση αίματος
εισάγεται ένας καταλύτης. 1,5 βαθμοί
Αλκένιο + Η2 ↔ αλκάνιο
όταν θερμαίνεται το μείγμα της αντίδρασης
η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά
η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά
η ισορροπία θα ρέει και προς τις δύο κατευθύνσεις με ίση πιθανότητα
αυτές οι ουσίες δεν βρίσκονται σε κατάσταση ισορροπίας υπό τις καθορισμένες συνθήκες· 1,5 βαθμοί
Χημική ισορροπία στο σύστημα
μετατοπίζεται προς το σχηματισμό αρχικών ουσιών
1) αυξανόμενη πίεση
άνοδος θερμοκρασίας
μείωση της πίεσης
εφαρμογή καταλύτη? 1 βαθμός
Στη μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά στο σύστημα
επιρροές
πτώση της θερμοκρασίας
αύξηση της πίεσης
χρήση καταλύτη
αύξηση της θερμοκρασίας? 1 βαθμός
Μια μη αναστρέψιμη αντίδραση αντιστοιχεί στην εξίσωση
άζωτο+υδρογόνο=αμμωνία
ακετυλένιο+οξυγόνο= διοξείδιο του άνθρακα+νερό
υδρογόνο+ιώδιο=υδρογόνο
διοξείδιο του θείου + οξυγόνο = θειικός ανυδρίτης; 1,5 βαθμοί
Τεστ πολλαπλής επιλογής, κατά την οποία το υποκείμενο πρέπει να επιλέξει 1-2 σωστές απαντήσεις ή να συγκρίνει 2 προτεινόμενες συνθήκες κατά την επιλογή μιας απάντησης.
Σε ποιο σύστημα η χημική ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα προϊόντα της αντίδρασης τόσο με την αύξηση της πίεσης όσο και με τη μείωση της θερμοκρασίας;
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 βαθμοί
Χημική ισορροπία στο σύστημα
NH3+H2O↔NH4+OH
θα μετατοπιστεί προς το σχηματισμό αμμωνίας όταν προστεθεί υδατικό διάλυμααμμωνία
χλωριούχο νάτριο
υδροξείδιο του νατρίου
του υδροχλωρικού οξέος
χλωριούχο αργίλιο; 1,5 βαθμοί
19) Η αντίδραση ενυδάτωσης του αιθυλενίου CH2=CH2+H2O ↔ έχει μεγάλη πρακτική σημασία, αλλά είναι αναστρέψιμο· είναι απαραίτητο να μετατοπιστεί η ισορροπία της αντίδρασης προς τα δεξιά
αύξηση της θερμοκρασίας (>280 βαθμοί C)
μειώστε την ποσότητα νερού στο μείγμα αντίδρασης
αύξηση της πίεσης (πάνω από 80 ατμόσφαιρες)
Αντικαταστήστε τον όξινο καταλύτη με πλατίνα. 1 βαθμός
Η αντίδραση αφυδρογόνωσης βουτανίου είναι ενδόθερμη. Για να μετατοπιστεί η ισορροπία της αντίδρασης προς τα δεξιά είναι απαραίτητο
χρησιμοποιήστε έναν πιο ενεργό καταλύτη, όπως η πλατίνα
χαμηλώστε τη θερμοκρασία
αυξήσει την αρτηριακή πίεση
αύξηση της θερμοκρασίας? 1 βαθμός
Για αντίδραση αλληλεπίδρασης οξικό οξύμε τη μεθανόλη με το σχηματισμό αιθέρα και νερού, μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αριστερά θα συμβάλει
κατάλληλος καταλύτης
προσθέτοντας πυκνό θειικό οξύ
χρήση αφυδατωμένων πρώτων υλών
προσθήκη αιθέρα? 1,5 βαθμοί
Δοκιμές για την εξάλειψη περιττών πραγμάτων (αν δείτε κάτι περιττό, αφαιρέστε το)
Η αλλαγή ισορροπίας επηρεάζεται από
αλλαγή πίεσης
χρήση καταλύτη
αλλαγή στις συγκεντρώσεις των ουσιών που εμπλέκονται στην αντίδραση
αλλαγή θερμοκρασίας? 1 βαθμός
Μια αύξηση ή μείωση της πίεσης επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας στις αντιδράσεις
κινείται με απελευθέρωση θερμότητας
αντιδράσεις που περιλαμβάνουν αέριες ουσίες
αντιδράσεις που συμβαίνουν με μείωση του όγκου
αντιδράσεις που συμβαίνουν με αύξηση του όγκου. 1,5 βαθμοί
Η αντίδραση είναι μη αναστρέψιμη
αναμμενα καρβουνα
καύση φωσφόρου
σύνθεση αμμωνίας από άζωτο και υδρογόνο
καύση μεθανίου? 1,5 βαθμοί
Ομαδοποίηση τεστπεριλαμβάνει μια λίστα προτεινόμενων τύπων, εξισώσεων, όρων που θα πρέπει να κατανεμηθούν σύμφωνα με καθορισμένα χαρακτηριστικά
Με ταυτόχρονη αύξηση της θερμοκρασίας και μείωση της πίεσης, η χημική ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά στο σύστημα
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 βαθμοί
Η αντίδραση υδρογόνωσης του προπενίου είναι εξώθερμη. Για να μετατοπιστεί η χημική ισορροπία προς τα δεξιά είναι απαραίτητο
πτώση της θερμοκρασίας
αύξηση της πίεσης
μείωση της συγκέντρωσης υδρογόνου
μείωση της συγκέντρωσης προπενίου. 1 βαθμός
Εργασίες συμμόρφωσης.
Κατά την εκτέλεση δοκιμών, το υποκείμενο καλείται να καθορίσει την αντιστοιχία των στοιχείων δύο λιστών, με πολλές πιθανές απαντήσεις.
Η ισορροπία της αντίδρασης μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Φέρτε σε συμμόρφωση.
Β) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Με την αύξηση της θερμοκρασίας
Β) CO2+C(στερεό)↔2CO-Q 3) Όταν η πίεση μειωθεί
Δ) N2O(g)+S(s)↔2N2(g) 4) Με αυξανόμενη επιφάνεια επαφής. 2 βαθμοί
Η ισορροπία της αντίδρασης μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης. Φέρτε σε συμμόρφωση.
Β) 2H2+O2↔2H2O(g)+Q 2) Με την αύξηση της θερμοκρασίας
Β) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Όταν η πίεση μειωθεί
Δ) N2+O2↔2NO-Q 4) Κατά την προσθήκη αιθέρα
5) Κατά την προσθήκη αλκοόλ? 2 βαθμοί
Δοκιμές ανοιχτού τύπου ή δωρεάν απόκρισης, στην οποία το υποκείμενο χρειάζεται να προσθέσει έννοιες στον ορισμό μιας εξίσωσης ή να προσφέρει μια ανεξάρτητη κρίση με αποδεικτικό τρόπο.
Οι εργασίες αυτού του τύπου αποτελούν το τελικό, το πιο αξιολογημένο μέρος των τεστ της Ενιαίας Κρατικής Εξετάσεων στη Χημεία.
Εργασίες προσθήκης.
Το υποκείμενο πρέπει να διατυπώσει απαντήσεις λαμβάνοντας υπόψη τους περιορισμούς που προβλέπονται στην εργασία.
Συμπληρώστε την εξίσωση των αντιδράσεων που είναι αναστρέψιμες και ταυτόχρονα εξώθερμες
Β) Υδρογόνο + Ιώδιο
Β) Άζωτο + Υδρογόνο
Δ) Διοξείδιο του θείου + Οξυγόνο
Ε) Διοξείδιο του άνθρακα + Άνθρακας 2 βαθμοί
Γράψτε την εξίσωση αντίδρασης σύμφωνα με το διάγραμμα, από αυτές επιλέξτε εκείνες τις αναστρέψιμες αντιδράσεις στις οποίες μια αύξηση της θερμοκρασίας θα προκαλέσει μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 βαθμοί
Δοκιμές για δωρεάν εργασίες παρουσίασης.
Το υποκείμενο πρέπει να διατυπώσει ανεξάρτητα τις απαντήσεις, καθώς δεν του επιβάλλονται περιορισμοί στην εργασία.
31) Καταγράψτε τους παράγοντες που μετατοπίζουν την ισορροπία προς τα δεξιά στο σύστημα:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 βαθμοί
32) Καταγράψτε τους παράγοντες που μετατοπίζουν την ισορροπία προς το σχηματισμό αρχικών ουσιών στο σύστημα:
C (sol) + 2H2(g)↔CH4(g) + Q 2 βαθμοί
Απαντήσεις σε τεστ.
Αριθμός τεστ Σωστή απάντηση
Β-1
G-3.4
Α-2,3
G-2
В- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
πρώτη αντίδραση
CO+2H2↔CH3OH+Q
μείωση της θερμοκρασίας
αυξανόμενη πίεση
αύξηση της συγκέντρωσης CO
αύξηση της συγκέντρωσης Η2
μείωση της συγκέντρωσης αλκοόλ
C+2H2↔CH4+Q
2) μείωση της πίεσης
3) μείωση της συγκέντρωσης υδρογόνου
4) αύξηση της συγκέντρωσης μεθανίου.
Βιβλιογραφία
Akhmetov, M.A.Σύστημα εργασιών και ασκήσεων οργανική χημείασε δοκιμαστική μορφή [Κείμενο] / M.A. Akhmetov, I.N. Prokhorov.-Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, O.S.Σύγχρονη διδακτική της σχολικής χημείας, διάλεξη αρ. 6 [Κείμενο] / O.S. Gabrielyan, V.G. Krasnova, S.T. Sladkov. // Εφημερίδα για καθηγητές χημείας και φυσικών επιστημών (Εκδοτικός οίκος "Πρώτη Σεπτεμβρίου") - 2007.- Αρ. 22. -σελ.4-13.
Καβερίνα, Α.Α.Εκπαιδευτικό και εκπαιδευτικό υλικό για την προετοιμασία για τις ενιαίες κρατικές εξετάσεις. Χημεία [Κείμενο] / A.A. Kaverina et al. - M.: Intellect Center, 2004.-160 p.
Καβερίνα, Α.Α. Unified State Exam 2009. Chemistry [Κείμενο] / A.A. Kaverina, A.S. Koroshchenko, D.Yu. Dobrotin / FIPI.-M.: Intellect Center, 2009.-272 p.
Leenson, Ι.Α.Χημικές αντιδράσεις, θερμική επίδραση, ισορροπία, ταχύτητα [Κείμενο] /I.A.Leenson.M.: Astrel, 2002.-190p.
Radetsky, A.M. Δοκιμαστική εργασίαστη χημεία στις τάξεις 8-11: ένα εγχειρίδιο για δασκάλους [Κείμενο] / A.M. Radetsky. Μ.: Εκπαίδευση, 2009.-272 σελ.
Ryabinina, Ο.Α.Επίδειξη της δράσης της αρχής του Le Chatelier [Κείμενο] / O.O. Ryabinina, A. Illarionov // Η Χημεία στο σχολείο. - 2008. - Αρ. 7. - σελ. 64-67.
Tushina.Ε.Ν.Η αρχή του Le Chatelier και μερικές μέθοδοι θεραπείας [Κείμενο] / E.N. Tushina.// Χημεία στο σχολείο.-1993. Νο 2.-σελ.54.
Shelinsky, G.I.Βασικές αρχές της θεωρίας των χημικών διεργασιών [Κείμενο] / G.I. Shelinsky. Μ.: Εκπαίδευση, 1989.-234 σελ.
Στρέμπλερ, Γ.Ι.Προετοιμασία προφίλ στη χημεία [Κείμενο]
Θέματα κωδικοποιητή: αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις. Χημική ισορροπία. Μετατόπιση της χημικής ισορροπίας υπό την επίδραση διαφόρων παραγόντων.
Εάν είναι δυνατή μια αντίστροφη αντίδραση, οι χημικές αντιδράσεις χωρίζονται σε αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες.
Αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις είναι αντιδράσεις των οποίων τα προϊόντα υπό δεδομένες συνθήκες μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους.
Μη αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι αντιδράσεις των οποίων τα προϊόντα δεν μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους υπό δεδομένες συνθήκες.
Περισσότερες λεπτομέρειες για ταξινόμηση χημικών αντιδράσεωνμπορεί να διαβαστεί.
Η πιθανότητα αλληλεπίδρασης προϊόντος εξαρτάται από τις συνθήκες της διαδικασίας.
Έτσι, εάν το σύστημα Άνοιξε, δηλ. ανταλλαγές με περιβάλλοντόσο η ύλη όσο και η ενέργεια, στη συνέχεια οι χημικές αντιδράσεις στις οποίες, για παράδειγμα, σχηματίζονται αέρια, θα είναι μη αναστρέψιμες. Για παράδειγμα , κατά την πύρωση στερεού διττανθρακικού νατρίου:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Το αέριο διοξείδιο του άνθρακα θα απελευθερωθεί και θα εξατμιστεί από τη ζώνη αντίδρασης. Επομένως, αυτή η αντίδραση θα είναι μη αναστρεψιμουπό αυτές τις συνθήκες. Αν αναλογιστούμε κλειστό σύστημα , οι οποίες δεν μπορώανταλλάσσουν μια ουσία με το περιβάλλον (για παράδειγμα, ένα κλειστό κουτί στο οποίο συμβαίνει η αντίδραση), τότε το διοξείδιο του άνθρακα δεν θα μπορεί να διαφύγει από τη ζώνη αντίδρασης και θα αλληλεπιδράσει με το νερό και το ανθρακικό νάτριο, τότε η αντίδραση θα είναι αναστρέψιμη υπό αυτές τις προϋποθέσεις:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Ας σκεφτούμε αναστρέψιμες αντιδράσεις. Αφήστε την αναστρέψιμη αντίδραση να προχωρήσει σύμφωνα με το σχήμα:
aA + bB = cC + dD
Η ταχύτητα της μπροστινής αντίδρασης σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας καθορίζεται από την έκφραση: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b, η ταχύτητα της αντίστροφης αντίδρασης: v 2 =k 2 ·C С с ·C D d . Εάν κατά την αρχική στιγμή της αντίδρασης δεν υπάρχουν ουσίες C και D στο σύστημα, τότε τα σωματίδια Α και Β κυρίως συγκρούονται και αλληλεπιδρούν και εμφανίζεται μια κυρίως άμεση αντίδραση. Σταδιακά, η συγκέντρωση των σωματιδίων C και D θα αρχίσει επίσης να αυξάνεται, επομένως, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης θα αυξηθεί. Σε κάποιο σημείο ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης θα είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης. Αυτή η κατάσταση ονομάζεται χημική ισορροπία .
Ετσι, χημική ισορροπία είναι μια κατάσταση του συστήματος στην οποία οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι .
Επειδή οι ρυθμοί των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι, ο ρυθμός σχηματισμού των ουσιών είναι ίσος με τον ρυθμό κατανάλωσής τους και το ρεύμα οι συγκεντρώσεις των ουσιών δεν αλλάζουν . Τέτοιες συγκεντρώσεις ονομάζονται ισορροπία .
Σημειώστε ότι σε ισορροπία υπάρχουν και άμεσες και αντίστροφες αντιδράσεις, δηλαδή τα αντιδρώντα αλληλεπιδρούν μεταξύ τους, αλλά και τα προϊόντα αλληλεπιδρούν με την ίδια ταχύτητα. Ταυτόχρονα, εξωτερικοί παράγοντες μπορούν να επηρεάσουν εκτοπίζωχημική ισορροπία προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση. Επομένως, η χημική ισορροπία ονομάζεται κινητή ή δυναμική.
Η έρευνα στον τομέα της κινητής ισορροπίας ξεκίνησε τον 19ο αιώνα. Τα έργα του Henri Le Chatelier έθεσαν τα θεμέλια της θεωρίας, την οποία γενίκευσε αργότερα ο επιστήμονας Karl Brown. Η αρχή της κινητής ισορροπίας, ή η αρχή Le Chatelier-Brown, δηλώνει:
Αν επηρεαστεί ένα σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας εξωτερικός παράγοντας, το οποίο αλλάζει οποιαδήποτε από τις συνθήκες ισορροπίας, τότε εντείνονται στο σύστημα διαδικασίες που στοχεύουν στην αντιστάθμιση των εξωτερικών επιρροών.
Με άλλα λόγια: όταν υπάρχει εξωτερική επιρροή στο σύστημα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί έτσι ώστε να αντισταθμιστεί αυτή η εξωτερική επίδραση.
Αυτή η αρχή, η οποία είναι πολύ σημαντική, λειτουργεί για οποιαδήποτε φαινόμενα ισορροπίας (όχι μόνο χημικές αντιδράσεις). Ωστόσο, τώρα θα το εξετάσουμε σε σχέση με τις χημικές αλληλεπιδράσεις. Στην περίπτωση των χημικών αντιδράσεων, οι εξωτερικές επιδράσεις οδηγούν σε αλλαγές στις συγκεντρώσεις ισορροπίας των ουσιών.
Οι χημικές αντιδράσεις σε κατάσταση ισορροπίας μπορούν να επηρεαστούν από τρεις κύριους παράγοντες - τη θερμοκρασία, την πίεση και τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ή προϊόντων.
1. Όπως είναι γνωστό, οι χημικές αντιδράσεις συνοδεύονται από θερμική επίδραση. Εάν η άμεση αντίδραση συμβαίνει με την απελευθέρωση θερμότητας (εξώθερμη, ή +Q), τότε η αντίστροφη αντίδραση συμβαίνει με την απορρόφηση θερμότητας (ενδόθερμη, ή -Q) και αντίστροφα. Αν σηκώσεις θερμοκρασία στο σύστημα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί έτσι ώστε να αντισταθμιστεί αυτή η αύξηση. Είναι λογικό ότι σε μια εξώθερμη αντίδραση η αύξηση της θερμοκρασίας δεν μπορεί να αντισταθμιστεί. Έτσι, όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, η ισορροπία στο σύστημα μετατοπίζεται προς την απορρόφηση θερμότητας, δηλ. προς τις ενδόθερμες αντιδράσεις (-Q); με φθίνουσα θερμοκρασία - προς εξώθερμη αντίδραση (+Q).
2. Στην περίπτωση των αντιδράσεων ισορροπίας, όταν τουλάχιστον μία από τις ουσίες βρίσκεται στην αέρια φάση, η ισορροπία επηρεάζεται επίσης σημαντικά από μια αλλαγή πίεσηστο σύστημα. Καθώς η πίεση αυξάνεται, το χημικό σύστημα προσπαθεί να αντισταθμίσει αυτό το αποτέλεσμα και αυξάνει τον ρυθμό αντίδρασης, κατά τον οποίο η ποσότητα των αερίων ουσιών μειώνεται. Καθώς η πίεση μειώνεται, το σύστημα αυξάνει την ταχύτητα αντίδρασης, η οποία παράγει περισσότερα μόρια αερίων ουσιών. Έτσι: με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τη μείωση του αριθμού των μορίων αερίου και με τη μείωση της πίεσης - προς την αύξηση του αριθμού των μορίων αερίου.
Σημείωση! Συστήματα όπου ο αριθμός των μορίων των αντιδρώντων αερίων και των προϊόντων είναι ο ίδιος δεν επηρεάζονται από την πίεση! Επίσης, οι αλλαγές στην πίεση δεν έχουν ουσιαστικά καμία επίδραση στην ισορροπία στα διαλύματα, δηλ. σε αντιδράσεις όπου δεν υπάρχουν αέρια.
3. Επίσης, η ισορροπία στα χημικά συστήματα επηρεάζεται από αλλαγές συγκεντρώσειςαντιδρώντα και προϊόντα. Καθώς η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, το σύστημα προσπαθεί να τα χρησιμοποιήσει και αυξάνει τον ρυθμό της προς τα εμπρός αντίδρασης. Καθώς η συγκέντρωση των αντιδραστηρίων μειώνεται, το σύστημα προσπαθεί να τα παράγει και ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται. Καθώς η συγκέντρωση των προϊόντων αυξάνεται, το σύστημα προσπαθεί επίσης να τα καταναλώσει και αυξάνει τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης. Όταν η συγκέντρωση των προϊόντων μειώνεται, το χημικό σύστημα αυξάνει τον ρυθμό σχηματισμού τους, δηλ. ταχύτητα μπροστινής αντίδρασης.
Αν μέσα χημικό σύστημα ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης αυξάνεται σωστά , προς τη διαμόρφωση προϊόντων Και κατανάλωση αντιδραστηρίου . Αν ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται, λέμε ότι η ισορροπία έχει μετατοπιστεί αριστερά , προς την κατανάλωση τροφίμων Και αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων .
Για παράδειγμα, στην αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q
Η αύξηση της πίεσης οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης, κατά την οποία σχηματίζονται λιγότερα μόρια αερίου, δηλ. άμεση αντίδραση (ο αριθμός των μορίων των αντιδρώντων αερίων είναι 4, ο αριθμός των μορίων αερίου στα προϊόντα είναι 2). Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά, προς τα προϊόντα. Στο άνοδος θερμοκρασίαςη ισορροπία θα αλλάξει στην αντίθετη κατεύθυνση της ενδόθερμης αντίδρασης, δηλ. προς τα αριστερά, προς τα αντιδραστήρια. Η αύξηση της συγκέντρωσης αζώτου ή υδρογόνου θα μετατοπίσει την ισορροπία προς την κατανάλωσή τους, δηλ. προς τα δεξιά, προς τα προϊόντα.
Καταλύτης δεν επηρεάζει την ισορροπία, γιατί επιταχύνει τόσο τις εμπρός όσο και τις αντίστροφες αντιδράσεις.
ΟΡΙΣΜΟΣ
Χημική αντίδρασηονομάζονται μετασχηματισμοί ουσιών στους οποίους συμβαίνει αλλαγή στη σύσταση και (ή) δομή τους.
Η αντίδραση είναι δυνατή με ευνοϊκή αναλογία παραγόντων ενέργειας και εντροπίας. Εάν αυτοί οι παράγοντες ισορροπούν μεταξύ τους, η κατάσταση του συστήματος δεν αλλάζει. Σε τέτοιες περιπτώσεις το σύστημα λέγεται ότι βρίσκεται σε ισορροπία.
Οι χημικές αντιδράσεις που προχωρούν προς μία κατεύθυνση ονομάζονται μη αναστρέψιμες. Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες. Αυτό σημαίνει ότι κάτω από τις ίδιες συνθήκες συμβαίνουν και οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις (ειδικά αν μιλάμε γιαγια κλειστά συστήματα).
Η κατάσταση του συστήματος στο οποίο 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 της αντίδρασης παραμένουν αμετάβλητες (συγκεντρώσεις ισορροπίας).
Σταθερά ισορροπίας
Εξετάστε την αντίδραση για την παραγωγή αμμωνίας:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2 NH 3(g)
Ας γράψουμε εκφράσεις για τον υπολογισμό των ρυθμών των αντιδράσεων προς τα εμπρός (1) και αντίστροφες (2):
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι, επομένως μπορούμε να γράψουμε:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Η αναλογία δύο σταθερών μεγεθών είναι σταθερή ποσότητα. Η σταθερά ισορροπίας είναι η αναλογία των σταθερών ταχύτητας των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων.
K = 2/3
Εάν εκφράζεται σε γενική εικόνα, τότε η σταθερά ισορροπίας είναι:
mA + nB ↔ pC +qD
К = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Η σταθερά ισορροπίας είναι η αναλογία των προϊόντων των συγκεντρώσεων των προϊόντων της αντίδρασης σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αρχικών ουσιών αυξημένες σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους.
Εάν το K εκφράζεται ως συγκεντρώσεις ισορροπίας, τότε συνήθως συμβολίζεται ως Ks. Είναι επίσης δυνατός ο υπολογισμός του K για τα αέρια μέσω των μερικών πιέσεών τους. Στην περίπτωση αυτή, το K συμβολίζεται ως K r. Υπάρχει μια σχέση μεταξύ Kc και Kr:
K p = K s × (RT) Δn,
όπου Δn είναι η μεταβολή στον αριθμό όλων των γραμμομορίων αερίων κατά τη μετάβαση από τα αντιδρώντα σε προϊόντα, το R είναι η καθολική σταθερά του αερίου.
Το K δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση, την πίεση, τον όγκο και την παρουσία ενός καταλύτη και εξαρτάται από τη θερμοκρασία και τη φύση των αντιδρώντων. Εάν το Κ είναι πολύ μικρότερο από 1, τότε υπάρχουν περισσότερες πρώτες ύλες στο μείγμα και εάν το Κ είναι πολύ μεγαλύτερο από 1, υπάρχουν περισσότερα προϊόντα στο μείγμα.
Ετερογενής ισορροπία
Σκεφτείτε την αντίδραση
CaCO 3 (τηλεόραση) ↔ CaO (τηλεόραση) + CO 2 (g)
Επομένως, η έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας δεν περιλαμβάνει τις συγκεντρώσεις των συστατικών στη στερεά φάση
Η χημική ισορροπία συμβαίνει παρουσία όλων των συστατικών του συστήματος, αλλά η σταθερά ισορροπίας δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των ουσιών στη στερεά φάση. Η χημική ισορροπία είναι μια δυναμική διαδικασία. Το K δίνει πληροφορίες για την πρόοδο της αντίδρασης και το ΔG δίνει πληροφορίες για την κατεύθυνση της. Συνδέονται μεταξύ τους από τη σχέση:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK
Μετατόπιση στη χημική ισορροπία. Η αρχή του Le Chatelier
Από άποψη τεχνολογικές διαδικασίεςοι αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις δεν είναι ωφέλιμες, καθώς πρέπει να γνωρίζετε πώς να αυξήσετε την απόδοση του προϊόντος της αντίδρασης, π.χ. είναι απαραίτητο να μάθουμε πώς να μετατοπίζουμε τη χημική ισορροπία προς τα προϊόντα της αντίδρασης.
Ας εξετάσουμε μια αντίδραση στην οποία είναι απαραίτητο να αυξηθεί η απόδοση αμμωνίας:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g), ΔΝ< 0
Για να μετατοπιστεί η ισορροπία προς την εμπρόσθια ή την αντίστροφη αντίδραση, είναι απαραίτητο να χρησιμοποιηθεί Η αρχή του Le Chatelier: εάν ένα σύστημα που βρίσκεται σε ισορροπία επηρεάζεται από οποιονδήποτε εξωτερικό παράγοντα (αύξηση ή μείωση θερμοκρασίας, πίεσης, όγκου, συγκέντρωσης ουσιών), τότε το σύστημα εξουδετερώνει αυτήν την επίδραση.
Για παράδειγμα, εάν η θερμοκρασία σε ένα σύστημα ισορροπίας είναι αυξημένη, τότε από 2 πιθανές αντιδράσειςαυτός που θα είναι ενδόθερμος θα πάει? αν αυξήσετε την πίεση, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση με ένας μεγάλος αριθμός mole ουσιών? Εάν ο όγκος στο σύστημα μειωθεί, τότε η μετατόπιση ισορροπίας θα κατευθυνθεί προς μια αύξηση της πίεσης. Εάν αυξήσετε τη συγκέντρωση μιας από τις αρχικές ουσίες, τότε από τις 2 πιθανές αντιδράσεις, θα λάβει χώρα αυτή που θα οδηγήσει σε μείωση της συγκέντρωσης ισορροπίας του προϊόντος.
Έτσι, σε σχέση με την εξεταζόμενη αντίδραση, για να αυξηθεί η απόδοση της αμμωνίας, είναι απαραίτητο να αυξηθούν οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών. χαμηλώστε τη θερμοκρασία, καθώς η άμεση αντίδραση είναι εξώθερμη, αυξήστε την πίεση ή μειώστε τον όγκο.
Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1
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).
Οι χημικές αντιδράσεις που προχωρούν προς μία κατεύθυνση ονομάζονται μη αναστρεψιμο.
Οι περισσότερες χημικές διεργασίες είναι αναστρεπτός. Αυτό σημαίνει ότι υπό τις ίδιες συνθήκες συμβαίνουν και οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις (ειδικά αν μιλάμε για 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