من بين التصنيفات العديدة لأنواع التفاعلات، على سبيل المثال تلك التي يتم تحديدها من خلال التأثير الحراري (الطارد للحرارة وماص للحرارة)، والتغيرات في حالات أكسدة المواد (الأكسدة والاختزال)، وعدد المكونات المشاركة فيها (التحلل، المركبات) وهكذا، ردود الفعل التي تحدث في اتجاهين متبادلين، وتسمى كذلك تفريغ . البديل للتفاعلات العكسية هو التفاعلات لا رجعة فيه، يتم خلالها تكوين المنتج النهائي (الراسب، المادة الغازية، الماء). ومن هذه التفاعلات ما يلي:
التفاعلات التبادلية بين المحاليل الملحية، والتي يتم خلالها تكوين راسب غير قابل للذوبان - CaCO 3:
Ca(OH) 2 + K 2 CO 3 → كربونات الكالسيوم 3↓ + 2KON (1)
أو مادة غازية - CO 2:
3 ك 2 كو 3 + 2 ح 3 رو 4 → 2 ك 3 رو 4 + 3 ثاني أكسيد الكربون 2+ 3H2O (2)
أو يتم الحصول على مادة قابلة للفصل قليلاً - H 2 O:
2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 ح 2يا(3)
إذا نظرنا في رد فعل عكسي، فإنه لا يستمر فقط في الاتجاه الأمامي (في ردود الفعل 1،2،3 من اليسار إلى اليمين)، ولكن أيضًا في الاتجاه المعاكس. مثال على هذا التفاعل هو تخليق الأمونيا من المواد الغازية - الهيدروجين والنيتروجين:
3 ح 2 + ن 2 ↔ 2 نه 3 (4)
هكذا، يُسمى التفاعل الكيميائي عكوسًا إذا لم يتم فقط في الاتجاه الأمامي (←)، ولكن أيضًا في الاتجاه العكسي (←) ويشار إليه بالرمز (↔).
السمة الرئيسية لهذا النوع من التفاعل هي أن منتجات التفاعل تتشكل من المواد الأولية، ولكن في نفس الوقت، يتم تشكيل كواشف البداية من نفس المنتجات. إذا نظرنا إلى التفاعل (4)، ففي وحدة زمنية نسبية، بالتزامن مع تكوين مولين من الأمونيا، سيحدث تحللهما بتكوين ثلاثة مولات من الهيدروجين ومول واحد من النيتروجين. ولنرمز إلى معدل التفاعل المباشر (4) بالرمز V 1، فيأخذ التعبير عن هذا المعدل الصورة:
V 1 = kˑ [Н 2 ] 3ˑ , (5)
حيث يتم تعريف القيمة “k” على أنها ثابت معدل تفاعل معين، والقيم [H 2 ] 3 وتتوافق مع تراكيز المواد البادئة مرفوعة إلى قوى مقابلة للمعاملات في معادلة التفاعل. وفقًا لمبدأ الانعكاس، فإن معدل التفاعل العكسي سيأخذ التعبير:
الخامس 2 = كˑ 2 (6)
في اللحظة الأولى من الزمن، يأخذ معدل التفاعل الأمامي القيمة الأكبر. ولكن تدريجيًا تنخفض تركيزات الكواشف البادئة ويتباطأ معدل التفاعل. وفي الوقت نفسه، يبدأ معدل التفاعل العكسي في الزيادة. عندما تصبح معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية واحدة (V 1 = V 2)، حالة التوازن ، حيث لم يعد هناك تغيير في تركيزات كل من الكواشف الأولية والكواشف الناتجة.
تجدر الإشارة إلى أن بعض ردود الفعل التي لا رجعة فيها لا ينبغي أن تؤخذ حرفيا. دعونا نعطي مثالا على التفاعل الأكثر شيوعا بين المعدن والحمض، وعلى وجه الخصوص، الزنك مع حمض الهيدروكلوريك:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2 (7)
في الواقع، يشكل الزنك عند ذوبانه في الحمض ملحًا: كلوريد الزنك وغاز الهيدروجين، ولكن بعد مرور بعض الوقت يتباطأ معدل التفاعل المباشر مع زيادة تركيز الملح في المحلول. عندما يتوقف التفاعل عملياً، ستتواجد كمية معينة من حمض الهيدروكلوريك في المحلول مع كلوريد الزنك، لذلك يجب أن يكون التفاعل (7) على الصورة التالية:
2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)
أو في حالة تكوين راسب غير قابل للذوبان يتم الحصول عليه عن طريق دمج محاليل Na 2 SO 4 و BaCl 2:
Na2SO4 + BaCl 2 = BaSO4 ↓ + 2NaCl (9)
الملح المترسب BaSO 4، وإن كان بدرجة صغيرة، سوف يتفكك إلى أيونات:
باسو 4 ↔ با 2+ + SO 4 2- (10)
ولذلك، فإن مفاهيم ردود الفعل التي لا رجعة فيها والتي لا رجعة فيها نسبية. ولكن مع ذلك، سواء في الطبيعة أو في الأنشطة العملية للناس، فإن ردود الفعل هذه لها أهمية كبيرة. على سبيل المثال، عمليات احتراق الهيدروكربونات أو المواد العضوية الأكثر تعقيدًا، مثل الكحول:
CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O (11)
2C 2 H 5 OH + 5O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O (12)
هي عمليات لا رجعة فيها تماما. سيكون بمثابة حلم سعيد للبشرية لو تم عكس ردود الفعل (11) و (12)! عندها سيكون من الممكن تصنيع الغاز والبنزين والكحول مرة أخرى من ثاني أكسيد الكربون وH2O! ومن ناحية أخرى فإن التفاعلات العكسية مثل (4) أو أكسدة ثاني أكسيد الكبريت:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
وهي أساسية في إنتاج أملاح الأمونيوم، وحامض النيتريك، وحامض الكبريتيك، وغيرها من المركبات العضوية وغير العضوية. لكن ردود الفعل هذه قابلة للعكس! ومن أجل الحصول على المنتجات النهائية: NH 3 أو SO 3، من الضروري استخدام طرق تكنولوجية مثل: تغيير تركيزات الكواشف، تغيير الضغط، زيادة أو خفض درجة الحرارة. ولكن هذا سيكون بالفعل موضوع الموضوع التالي: "التحول في التوازن الكيميائي".
موقع الويب، عند نسخ المادة كليًا أو جزئيًا، يلزم وجود رابط للمصدر.
ما هو رد الفعل العكسي؟ هذه عملية كيميائية تحدث في اتجاهين متعاكسين. دعونا ننظر في الخصائص الرئيسية لهذه التحولات، فضلا عن معالمها المميزة.
ما هو جوهر التوازن؟
التفاعلات الكيميائية العكسية لا تنتج منتجات محددة. على سبيل المثال، عند أكسدة أكسيد الكبريت (4) في نفس الوقت مع إنتاج أكسيد الكبريت (6)، تتشكل المكونات الأصلية مرة أخرى.
تتضمن العمليات التي لا رجعة فيها التحول الكامل للمواد المتفاعلة، ويصاحب هذا التفاعل إنتاج واحد أو أكثر من منتجات التفاعل.
ومن أمثلة التفاعلات التي لا رجعة فيها هي تفاعلات التحلل. على سبيل المثال، عند تسخين برمنجنات البوتاسيوم، يتكون معدن المنجنات، وهو أكسيد المنغنيز (4)، وينطلق أيضًا غاز الأكسجين.
التفاعل العكسي لا يتضمن تكوين هطول أو إطلاق غازات. وهذا هو بالضبط ما يكمن الفرق الرئيسي بينه وبين التفاعل الذي لا رجعة فيه.
التوازن الكيميائي هو حالة من النظام المتفاعل يكون فيها حدوث تفاعل كيميائي واحد أو أكثر ممكنًا، بشرط أن تكون معدلات العمليات متساوية.
إذا كان النظام في حالة توازن ديناميكي، فلن يكون هناك تغيير في درجة الحرارة، أو تركيز الكواشف، أو غيرها من العوامل في فترة زمنية معينة.
شروط تحول التوازن
يمكن تفسير توازن التفاعل العكسي باستخدام قاعدة لو شاتيليه. يكمن جوهرها في حقيقة أنه عندما يتم ممارسة تأثير خارجي على نظام يكون في البداية في حالة توازن ديناميكي، يلاحظ تغير في التفاعل في الاتجاه المعاكس للتأثير. يمكن تحويل أي تفاعل عكسي باستخدام هذا المبدأ في الاتجاه المطلوب في حالة حدوث تغيرات في درجة الحرارة والضغط وتركيز المواد المتفاعلة.
"يعمل" مبدأ لو شاتيليه فقط مع الكواشف الغازية، ولا يؤخذ في الاعتبار المواد الصلبة والسائلة. هناك علاقة عكسية بين الضغط والحجم، والتي تحددها معادلة مندليف-كلابيرون. إذا كان حجم المكونات الغازية الأولية أكبر من منتجات التفاعل، فمن أجل تغيير التوازن إلى اليمين، من المهم زيادة ضغط الخليط.
على سبيل المثال، عندما يتحول أول أكسيد الكربون (2) إلى ثاني أكسيد الكربون، يدخل 2 مول من أول أكسيد الكربون و1 مول من الأكسجين في التفاعل. وهذا ينتج 2 مول من أول أكسيد الكربون (4).
إذا، وفقا لظروف المشكلة، يجب أن يتم تحويل هذا التفاعل العكسي إلى اليمين، فمن الضروري زيادة الضغط.
تركيز المواد المتفاعلة له أيضًا تأثير كبير على سير العملية. وفقا لمبدأ لوشاتيليه، إذا زاد تركيز المكونات الأولية، فإن توازن العملية يتحول نحو منتج تفاعلها.
في هذه الحالة، فإن التخفيض (الإزالة من خليط التفاعل) للمنتج الناتج يعزز حدوث العملية المباشرة.
بالإضافة إلى الضغط والتركيز، فإن التغيرات في درجات الحرارة لها أيضًا تأثير كبير على حدوث تفاعل عكسي أو مباشر. عندما يتم تسخين الخليط الأولي، يلاحظ تحول في التوازن نحو عملية ماصة للحرارة.
أمثلة على ردود الفعل عكسها
دعونا نفكر، باستخدام عملية محددة، في طرق تحويل التوازن نحو تكوين منتجات التفاعل.
2СО+О 2 -2СО 2
ويعتبر هذا التفاعل عملية متجانسة، حيث أن جميع المواد تكون في نفس الحالة (الغازية).
على الجانب الأيسر من المعادلة هناك 3 مجلدات من المكونات، بعد التفاعل انخفض هذا المؤشر، يتم تشكيل مجلدين. ولكي تحدث العملية المباشرة، من الضروري زيادة ضغط خليط التفاعل.
وبما أن التفاعل طارد للحرارة، تنخفض درجة الحرارة لإنتاج ثاني أكسيد الكربون.
سوف يتحول توازن العملية نحو تكوين منتج التفاعل مع زيادة تركيز إحدى المواد الأولية: الأكسجين أو أول أكسيد الكربون.
خاتمة
تلعب ردود الفعل القابلة للانعكاس والتي لا رجعة فيها دورًا مهمًا في حياة الإنسان. ترتبط العمليات الأيضية التي تحدث في أجسامنا بتحول منهجي في التوازن الكيميائي. في الإنتاج الكيميائي، يتم استخدام الظروف المثلى لتوجيه التفاعل في الاتجاه الصحيح.
يمكن تقسيم جميع التفاعلات الكيميائية إلى مجموعتين: تفاعلات لا رجعة فيها وتفاعلات عكسية. تستمر التفاعلات التي لا رجعة فيها حتى اكتمالها - حتى يتم استهلاك أحد المواد المتفاعلة بالكامل. التفاعلات العكسية لا تستمر حتى الاكتمال: في التفاعل العكسي، لا يتم استهلاك أي من المواد المتفاعلة بشكل كامل. يرجع هذا الاختلاف إلى حقيقة أن التفاعل الذي لا رجعة فيه لا يمكن أن يستمر إلا في اتجاه واحد. يمكن أن يحدث رد فعل عكسي في الاتجاهين الأمامي والخلفي.
دعونا ننظر إلى مثالين.
مثال 1. يتم التفاعل بين الزنك وحمض النيتريك المركز وفقا للمعادلة:
ومع وجود كمية كافية من حمض النيتريك، لن ينتهي التفاعل إلا عندما يذوب الزنك بالكامل. بالإضافة إلى ذلك، إذا حاولت تنفيذ هذا التفاعل في الاتجاه المعاكس - تمرير ثاني أكسيد النيتروجين من خلال محلول نترات الزنك، فلن يعمل الزنك المعدني وحمض النيتريك - لا يمكن أن يستمر هذا التفاعل في الاتجاه المعاكس. وبالتالي فإن تفاعل الزنك مع حامض النيتريك هو تفاعل لا رجعة فيه.
مثال 2. يتم تصنيع الأمونيا وفقا للمعادلة:
إذا قمت بخلط مول واحد من النيتروجين مع ثلاثة مولات من الهيدروجين، فقم بتهيئة الظروف في النظام الملائمة لحدوث التفاعل، وبعد وقت كافٍ، قم بتحليل خليط الغاز، ستظهر نتائج التحليل أنه ليس التفاعل فقط سيكون المنتج (الأمونيا) موجودًا في النظام، ولكن أيضًا المواد الأولية (النيتروجين والهيدروجين). إذا لم يتم الآن، في ظل نفس الظروف، وضع خليط من النيتروجين والهيدروجين، ولكن الأمونيا كمادة أولية، فسيكون من الممكن العثور على جزء من الأمونيا سوف يتحلل إلى نيتروجين وهيدروجين، والنسبة النهائية بين الكميات جميع المواد الثلاث ستكون هي نفسها كما في هذه الحالة، عند البدء من خليط من النيتروجين والهيدروجين. وبالتالي، فإن تخليق الأمونيا هو تفاعل عكسي.
في معادلات التفاعلات العكسية، يمكن استخدام الأسهم بدلاً من علامة التساوي؛ فهي ترمز إلى التفاعل الذي يحدث في الاتجاهين الأمامي والخلفي.
في التين. ويبين الشكل 68 التغير في معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية مع مرور الوقت. في البداية عند خلط المواد البادئة تكون سرعة التفاعل الأمامي مرتفعة، وسرعة التفاعل العكسي صفر، ومع سير التفاعل تستهلك المواد البادئة وينخفض تركيزها.
أرز. 63. التغير في سرعة ردود الفعل الأمامية والخلفية مع مرور الوقت.
ونتيجة لذلك، ينخفض معدل التفاعل الأمامي. في نفس الوقت تظهر منتجات التفاعل ويزداد تركيزها. ونتيجة لذلك، يبدأ حدوث رد فعل عكسي، وتزداد سرعته تدريجياً. عندما تتساوى معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية، يحدث التوازن الكيميائي. وهكذا، في المثال الأخير، يتم إنشاء التوازن بين النيتروجين والهيدروجين والأمونيا.
يسمى التوازن الكيميائي بالتوازن الديناميكي. وهذا يؤكد أنه في حالة التوازن تحدث تفاعلات أمامية وعكسية، ولكن معدلاتها هي نفسها، ونتيجة لذلك لا تكون التغيرات في النظام ملحوظة.
السمة الكمية للتوازن الكيميائي هي قيمة تسمى ثابت التوازن الكيميائي. لنفكر في الأمر باستخدام مثال تفاعل تخليق اليوديد والهيدروجين:
وفقًا لقانون عمل الكتلة، يتم التعبير عن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية بالمعادلات:
في حالة التوازن، تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية، وبالتالي
إن نسبة ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية هي أيضًا ثابتة. ويسمى ثابت التوازن لهذا التفاعل (K):
من هنا أخيرا
على الجانب الأيسر من هذه المعادلة توجد تركيزات المواد المتفاعلة التي تم تحديدها عند تركيزات التوازن. الجانب الأيمن من المعادلة هو كمية ثابتة (عند درجة حرارة ثابتة).
يمكن إثبات ذلك في الحالة العامة للتفاعل العكسي
سيتم التعبير عن ثابت التوازن بالمعادلة:
تشير الأحرف الكبيرة هنا إلى صيغ المواد، وتشير الأحرف الصغيرة إلى المعاملات في معادلة التفاعل.
وبالتالي، عند درجة حرارة ثابتة، يكون ثابت التوازن للتفاعل العكسي قيمة ثابتة توضح النسبة بين تركيزات منتجات التفاعل (البسط) والمواد البادئة (المقام) التي يتم تحديدها عند التوازن.
توضح معادلة ثابت التوازن أنه في ظل ظروف التوازن، ترتبط تركيزات جميع المواد المشاركة في التفاعل ببعضها البعض. والتغير في تركيز أي من هذه المواد يستلزم تغيرات في تركيز جميع المواد الأخرى؛ ونتيجة لذلك، يتم إنشاء تركيزات جديدة، ولكن النسبة بينهما تتوافق مرة أخرى مع ثابت التوازن.
القيمة العددية لثابت التوازن، للتقريب الأول، تميز ناتج تفاعل معين. على سبيل المثال، عندما يكون عائد التفاعل مرتفعا، لأنه في هذه الحالة
أي أنه عند التوازن تكون تراكيز نواتج التفاعل أكبر بكثير من تراكيز المواد البادئة، وهذا يعني أن مردود التفاعل مرتفع. عندما (لسبب مماثل) يكون ناتج التفاعل منخفضًا.
في حالة التفاعلات غير المتجانسة، يشمل التعبير عن ثابت التوازن، وكذلك التعبير عن قانون عمل الكتلة (انظر الفقرة 58)، تركيزات تلك المواد الموجودة في الطور الغازي أو السائل فقط. على سبيل المثال، لرد الفعل
ثابت التوازن له الشكل:
تعتمد قيمة ثابت التوازن على طبيعة المواد المتفاعلة وعلى درجة الحرارة. لا يعتمد على وجود المحفزات. وكما ذكرنا سابقًا، فإن ثابت التوازن يساوي نسبة ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية. بما أن المحفز يغير طاقة التنشيط لكل من التفاعلات الأمامية والعكسية بنفس المقدار (انظر الفقرة 60)، فإنه لا يؤثر على نسبة ثوابت معدلها.
ولذلك، فإن المحفز لا يؤثر على قيمة ثابت التوازن، وبالتالي لا يمكنه زيادة أو تقليل ناتج التفاعل. يمكنه فقط تسريع أو إبطاء بداية التوازن.
إعادة تدريب العاملين في مجال التعليم.
قسم العلوم الطبيعية
الموضوع: "ردود الفعل العكسية وغير القابلة للانعكاس.
التوازن الكيميائي. مبدأ لو شاتيليه.
انتهى العمل:
مستمع المجموعة X – 1
مدرس كيمياء المؤسسة التعليمية البلدية المدرسة الثانوية رقم 6
ديميتروفغراد
منطقة أوليانوفسك
ليبيكوفا تاتيانا فاسيليفنا.
المستشار العلمي:
رئيس القسم
علوم طبيعية
أحمدوف مارات أنفاروفيتش
أوليانوفسك 2009
التفاعلات الكيميائية العكوسة وغير العكوسة.
التوازن الكيميائي.
مبدأ لو شاتيليه.
الهدف من العمل: 1) دراسة ملامح وأنماط تدفق التفاعلات الكيميائية، كاستمرار لتكوين أفكار حول أنواع مختلفة من التفاعلات الكيميائية على أساس القابلية العكسية.
2) تعميم وتجسيد المعرفة حول قوانين التفاعلات الكيميائية، وتشكيل المهارات اللازمة لتحديد وشرح الميزات والظروف الناتجة اللازمة لحدوث تفاعل معين. 3) توسيع وتعميق المعرفة حول مجموعة متنوعة من العمليات الكيميائية، وتعليم الطلاب المقارنة والتحليل والشرح واستخلاص الاستنتاجات والتعميمات. 4) اعتبار هذا القسم من العلوم الكيميائية هو الأهم في الجانب التطبيقي واعتبار الأفكار المتعلقة بالتوازن الكيميائي حالة خاصة من القانون الموحد للتوازن الطبيعي، الرغبة في التعويض، استقرار التوازن بالوحدة مع الشكل الأساسي للتوازن الطبيعي. وجود المادة والحركة والديناميات.
مهام.
خذ موضوع: "التفاعلات العكسية وغير العكسية" باستخدام أمثلة محددة، باستخدام الأفكار السابقة حول معدل التفاعلات الكيميائية.
مواصلة دراسة ميزات التفاعلات الكيميائية العكسية وتطوير أفكار حول التوازن الكيميائي كحالة ديناميكية لنظام التفاعل.
دراسة مبادئ إزاحة التوازن الكيميائي وتعليم الطلاب كيفية تحديد شروط إزاحة التوازن الكيميائي.
إعطاء الطلاب فكرة عن أهمية هذا الموضوع ليس فقط للإنتاج الكيميائي، ولكن أيضًا للأداء الطبيعي للكائن الحي والطبيعة ككل.
مقدمة
في الطبيعة، في الكائنات الحية، في عملية النشاط الفسيولوجي البشري، في أفعاله لتهيئة الظروف على مستويات مختلفة: المحلية، والدفاعية، والصناعية، والتقنية، والبيئية وغيرها، تحدث أو تحدث الآلاف والملايين من التفاعلات المختلفة تمامًا والتي يمكن النظر إليها من وجهات نظر وتصنيفات مختلفة. سننظر في التفاعلات الكيميائية من وجهة نظر انعكاسها وعدم انعكاسها.
من الصعب المبالغة في تقدير أهمية هذه المفاهيم: طالما أن الشخص المفكر موجود، فإن الفكر الإنساني حول عكس العمليات التي تحدث في جسده وعدم رجعتها، والمشكلة الأبدية المتمثلة في إطالة عمر الشخص، ومشكلة عدم رجعة الحياة. عواقب نشاط حياته، موقف طائش تجاه الطبيعة.
أريد أن أفكر في مفهوم انعكاس التفاعلات الكيميائية وعدم رجعتها، ومفهوم التوازن الكيميائي وشروط تحوله في الاتجاه "المفيد". تقديم الأساس النظري مع الاختبار اللاحق، والاختبار الذاتي للمعرفة حول هذا الموضوع، باستخدام اختبارات الأنواع المختلفة. أفترض أنه من خلال "اجتياز المسار" من المهام البسيطة إلى المهام الأكثر تعقيدًا، سيكون لدى الطلاب معرفة واضحة وجيدة ليس فقط حول هذا الموضوع، بل سيعملون أيضًا على تعميق معرفتهم بالكيمياء.
التفاعلات الكيميائية هي ظواهر تتحول فيها مادة (أو بعض) المواد إلى مواد أخرى، والدليل على ذلك التغيرات المرئية وغير المرئية. مرئية: تغيرات في اللون والرائحة والطعم والترسيب وتغير في لون المؤشر وامتصاص وإطلاق الحرارة. غير مرئي: التغيرات في تركيبة المادة التي يمكن تحديدها باستخدام التفاعلات النوعية والتحليلية. يمكن تقسيم كل هذه التفاعلات إلى نوعين: تفاعلات عكسية وغير قابلة للانعكاس.
ردود فعل لا رجعة فيها. التفاعلات التي تتم في اتجاه واحد فقط وتنتهي بالتحويل الكامل للمواد المتفاعلة الأولية إلى المواد النهائية تسمى تفاعلات لا رجعة فيها.
مثال على هذا التفاعل هو تحلل كلورات البوتاسيوم (ملح بيرثوليت) عند تسخينه:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
سيتوقف التفاعل عندما يتم تحويل كل كلورات البوتاسيوم إلى كلوريد البوتاسيوم والأكسجين. ليس هناك الكثير من ردود الفعل التي لا رجعة فيها.
إذا تم دمج المحاليل الحمضية والقلوية، يتكون الملح والماء، على سبيل المثال،
HCl + NaOH = NaCl + H2O، وإذا أخذت المواد بالنسب المطلوبة يكون للمحلول تفاعل متعادل ولا يبقى فيه حتى آثار حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم. إذا حاولت إجراء تفاعل في محلول بين المواد الناتجة - كلوريد الصوديوم والماء، فلن يتم العثور على أي تغييرات. في مثل هذه الحالات يقولون أن تفاعل الحمض مع القلوي لا رجعة فيه، أي. لا يوجد رد فعل عنيف. العديد من التفاعلات لا يمكن عكسها عمليا في درجة حرارة الغرفة، على سبيل المثال،
H2 + Cl2 = 2HCl، 2H2 + O2 = 2H2O، إلخ.
ردود فعل عكسية. التفاعلات العكسية هي تلك التي تحدث في وقت واحد في اتجاهين متعاكسين.
معظم ردود الفعل قابلة للعكس. في معادلات التفاعلات العكسية، يتم وضع سهمين يشيران في اتجاهين متعاكسين بين الجانبين الأيسر والأيمن. مثال على هذا التفاعل هو تخليق الأمونيا من الهيدروجين والنيتروجين:
,
∆H = -46.2 كيلوجول/مول
في التكنولوجيا، عادة ما تكون التفاعلات العكسية غير مواتية. ولذلك، فإن الطرق المختلفة (التغيرات في درجة الحرارة والضغط وما إلى ذلك) تجعلها غير قابلة للرجوع فيها عمليا.
التفاعلات التي لا رجعة فيها هي تلك التفاعلات التي تحدث:
1) تترك المنتجات الناتجة مجال التفاعل - فهي تترسب وتنطلق على شكل غاز، على سبيل المثال
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) يتكون مركب قليل التفكك مثل الماء:
حمض الهيدروكلوريك + NaOH = H2O + NaCl
3) يصاحب التفاعل إطلاق كمية كبيرة من الطاقة، على سبيل المثال احتراق المغنيسيوم
Mg+ 1 / 2 O 2 = MgO، ∆H = -602.5 كيلو جول / مول
في معادلات التفاعلات غير العكسية، يتم وضع علامة يساوي أو سهم بين الجانبين الأيسر والأيمن.
العديد من التفاعلات قابلة للعكس حتى في الظروف العادية، مما يعني أن التفاعل العكسي يحدث إلى حد ملحوظ. على سبيل المثال، إذا حاولت تحييد محلول مائي من حمض هيبوكلوروس ضعيف جدًا باستخدام مادة قلوية، فقد يتبين أن تفاعل التعادل لا يستمر حتى الاكتمال وأن المحلول يحتوي على بيئة قلوية قوية. وهذا يعني أن التفاعل HClO + NaOH NaClO + H 2 O قابل للعكس، أي. منتجات هذا التفاعل، التي تتفاعل مع بعضها البعض، تتحول جزئيا إلى المركبات الأصلية. ونتيجة لذلك، فإن الحل لديه رد فعل قلوي. تفاعل تكوين الاسترات قابل للعكس (التفاعل العكسي يسمى التصبن): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O، والعديد من العمليات الأخرى.
مثل العديد من المفاهيم الأخرى في الكيمياء، فإن مفهوم القابلية العكسية هو مفهوم تعسفي إلى حد كبير. عادة، يعتبر التفاعل لا رجعة فيه إذا كانت تركيزات المواد الأولية، بعد الانتهاء، منخفضة للغاية بحيث لا يمكن اكتشافها (وبالطبع، يعتمد هذا على حساسية الأساليب التحليلية). عندما تتغير الظروف الخارجية (درجة الحرارة والضغط في المقام الأول)، يمكن أن يصبح التفاعل الذي لا رجعة فيه قابلاً للانعكاس والعكس صحيح. وهكذا، عند الضغط الجوي ودرجات الحرارة أقل من 1000 درجة مئوية، لا يزال من الممكن اعتبار التفاعل 2H 2 + O 2 = 2H 2 O غير قابل للانعكاس، بينما عند درجة حرارة 2500 درجة مئوية وما فوق، ينفصل الماء إلى هيدروجين وأكسجين بنسبة 4٪ تقريبًا. وعند درجة حرارة 3000 درجة مئوية – بالفعل بنسبة 20%.
في نهاية القرن التاسع عشر. درس الكيميائي الفيزيائي الألماني ماكس بودنشتاين (1871-1942) بالتفصيل عمليات التكوين والتفكك الحراري ليوديد الهيدروجين: H 2 + I 2 2 HI. من خلال تغيير درجة الحرارة، يمكنه تحقيق حدوث تفضيلي للتفاعل الأمامي فقط أو التفاعل العكسي فقط، ولكن في الحالة العامة، يتم تنفيذ كلا التفاعلين في وقت واحد في اتجاهين متعاكسين. هناك العديد من الأمثلة المماثلة. ومن أشهرها تفاعل تخليق الأمونيا 3H 2 + N 2 2NH 3؛ العديد من التفاعلات الأخرى قابلة للعكس أيضًا، على سبيل المثال، أكسدة ثاني أكسيد الكبريت 2SO 2 + O 2 2SO 3، وتفاعلات الأحماض العضوية مع الكحوليات، وما إلى ذلك.
يسمى التفاعل عكسيًا إذا كان اتجاهه يعتمد على تركيزات المواد المشاركة في التفاعل. على سبيل المثال، في حالة التفاعل التحفيزي غير المتجانس N2 + 3H2 = 2NH3 (1) عند تركيز منخفض من الأمونيا في الغاز وتركيزات عالية من النيتروجين والهيدروجين، تتشكل الأمونيا؛ على العكس من ذلك، عند تركيزات عالية من الأمونيا تتحلل، ويستمر التفاعل في الاتجاه المعاكس. عند الانتهاء من التفاعل العكسي، أي عند الوصول إلى التوازن الكيميائي، يحتوي النظام على كل من المواد الأولية ومنتجات التفاعل. يسمى التفاعل لا رجعة فيه إذا كان يمكن أن يحدث فقط في اتجاه واحد وينتهي بالتحويل الكامل للمواد الأولية إلى منتجات؛ ومن الأمثلة على ذلك تحلل المتفجرات. نفس التفاعل، اعتمادًا على الظروف (درجة الحرارة والضغط)، يمكن أن يكون قابلاً للعكس بشكل كبير أو غير قابل للانعكاس عمليًا. يتكون التفاعل الانعكاسي البسيط (مرحلة واحدة) من تفاعلين أوليين يحدثان في وقت واحد، ويختلفان عن بعضهما البعض فقط في اتجاه التحول الكيميائي. يتم تحديد اتجاه التفاعل النهائي الذي يمكن الوصول إليه من خلال المراقبة المباشرة من خلال أي من هذه التفاعلات العكسية لها سرعة أعلى. على سبيل المثال، التفاعل البسيط N2O4 Û 2NO2 (2) يتكون من التفاعلات الأولية N2O4 – 2NO2 و 2NO2 – N2O4. من أجل عكس تفاعل معقد (متعدد المراحل)، على سبيل المثال التفاعل (1)، من الضروري أن تكون جميع مكوناته المراحل قابلة للعكس.? إم آي تيومكين.
التوازن الكيميائي.
التوازن الكيميائي- حالة النظام الذي يكون فيه معدل التفاعل الأمامي (V 1) مساوياً لمعدل التفاعل العكسي (V 2). في حالة التوازن الكيميائي، يبقى تركيز المواد دون تغيير. التوازن الكيميائي ديناميكي بطبيعته: التفاعلات الأمامية والخلفية لا تتوقف عند التوازن.
تتميز حالة التوازن الكيميائي كميًا بثابت التوازن، وهو نسبة ثوابت التفاعلات الأمامية (K 1) والعكسية (K 2).
بالنسبة للتفاعل mA + nB pC + dD فإن ثابت التوازن يساوي
ك = ك 1 / ك 2 = ([ج] ص [د] د) / ([أ] م [ب] ن)
يعتمد ثابت التوازن على درجة الحرارة وطبيعة المواد المتفاعلة. كلما زاد ثابت التوازن، زاد تحول التوازن نحو تكوين منتجات التفاعل المباشر. في حالة التوازن، لا تتوقف الجزيئات عن التصادم، ولا تتوقف التفاعلات بينها، ولكن يبقى تركيز المواد ثابتا. وتسمى هذه التركيزات بالتوازن.
|
تركيز التوازن- تركيز المادة المشاركة في تفاعل كيميائي عكسي وصل إلى حالة التوازن. |
يتم تحديد تركيز التوازن من خلال صيغة المادة، بين قوسين معقوفين، على سبيل المثال:
معالتوازن (H 2) = أو رالتوازن (HI) = .
مثل أي تركيز آخر، يتم قياس تركيز التوازن بالمول لكل لتر.
إذا أخذنا في الأمثلة التي تناولناها تراكيز أخرى من المواد الأولية، فبعد الوصول إلى التوازن كنا قد حصلنا على قيم مختلفة لتركيزات التوازن. وستكون هذه القيم الجديدة (المشار إليها بالنجمة) مرتبطة بالقيم القديمة على النحو التالي:
.
بشكل عام، لرد فعل عكسها
أأ+ بب دد+ F F
في حالة التوازن عند درجة حرارة ثابتة، يتم ملاحظة العلاقة
وتسمى هذه النسبة قانون العمل الجماعي، والتي صيغت على النحو التالي:
عند درجة حرارة ثابتة، تكون نسبة حاصل ضرب تراكيز نواتج التفاعل المتوازنة، مأخوذة بقوى تساوي معاملاتها، إلى حاصل ضرب تراكيز المواد المتوازنة، مأخوذة بقوى تساوي معاملاتها، قيمة ثابتة .
قيمة ثابتة ( ل مع) يسمى توازن ثابترد الفعل هذا. يشير الحرف "c" في تسمية هذه القيمة إلى أنه تم استخدام التركيزات لحساب الثابت.
إذا كان ثابت التوازن كبيرا، فإن التوازن ينتقل نحو منتجات التفاعل المباشر، وإذا كان صغيرا، فإلى المواد الأولية. إذا كان ثابت التوازن كبيرا جدا يقال أن التفاعل " لا رجعة فيه تقريبا"إذا كان ثابت التوازن صغيرا جدا، فإن التفاعل " عمليا لا يعمل."
ثابت التوازن - لكل تفاعل عكسي، تكون القيمة ثابتة فقط عند درجة حرارة ثابتة. ولنفس التفاعل عند درجات حرارة مختلفة، يأخذ ثابت التوازن قيمًا مختلفة.
التعبير المعطى لقانون الفعل الجماعي صالح فقط للتفاعلات التي يكون جميع المشاركين فيها إما غازات أو مواد مذابة. وفي حالات أخرى، تتغير معادلة ثابت التوازن قليلاً.
على سبيل المثال، في تفاعل عكسي يحدث عند درجة حرارة عالية
C (ز) + CO 2 2CO (ز)
ويشارك الجرافيت الصلب C (g). رسميًا، باستخدام قانون فعل الكتلة، نكتب تعبيرًا عن ثابت التوازن لهذا التفاعل، نشير إليه ل":
يتفاعل الجرافيت الصلب الموجود في قاع المفاعل فقط من السطح، ولا يعتمد "تركيزه" على كتلة الجرافيت ويكون ثابتًا لأي نسبة من المواد الموجودة في خليط الغاز.
لنضرب طرفي المعادلة الأيمن والأيسر في هذا الثابت:
القيمة الناتجة هي ثابت التوازن لهذا التفاعل:
وبالمثل، بالنسبة لتوازن تفاعل عكسي آخر، يحدث أيضًا عند درجة حرارة عالية،
كربونات الكالسيوم 3 (كر) كاو (كر) + CO 2 (ز)،
نحصل على ثابت التوازن
ل مع = .
في هذه الحالة، فإنه يساوي ببساطة تركيز التوازن لثاني أكسيد الكربون.
من وجهة النظر المترولوجية، ثابت التوازن ليس كمية فيزيائية واحدة. هذه مجموعة من الكميات ذات وحدات قياس مختلفة اعتمادًا على التعبير المحدد للثابت من حيث تركيزات التوازن. على سبيل المثال، بالنسبة للتفاعل العكسي للجرافيت مع ثاني أكسيد الكربون [ ك ج] = 1 مول/لتر، نفس وحدة قياس ثابت التوازن لتفاعل التحلل الحراري لكربونات الكالسيوم، وثابت التوازن لتفاعل تخليق يوديد الهيدروجين هو كمية بلا أبعاد. على العموم [ ك ج] = 1 (مول/لتر) ن .
التحول في التوازن الكيميائي. مبدأ لو شاتيليه
تسمى عملية نقل النظام الكيميائي المتوازن من حالة توازن إلى أخرى إزاحة (تحول) التوازن الكيميائي، والتي يتم تنفيذها عن طريق تغيير المعلمات الديناميكية الحرارية للنظام - درجة الحرارة والتركيز والضغط. عندما يتم إزاحة التوازن في الاتجاه الأمامي، يتم تحقيق زيادة في إنتاجية المنتجات، وعندما يتم إزاحته في الاتجاه المعاكس - انخفاض في درجة تحويل الكاشف يتحقق. كلاهما يمكن أن يكون مفيدا في التكنولوجيا الكيميائية. نظرًا لأن جميع التفاعلات تقريبًا قابلة للعكس بدرجة أو بأخرى، تنشأ مشكلتان في الصناعة والممارسات المخبرية: كيفية الحصول على منتج التفاعل "المفيد" بأقصى قدر من العائد وكيفية تقليل إنتاجية منتجات التفاعل "الضار". وفي كلتا الحالتين هناك حاجة إلى تحويل التوازن إما نحو منتجات التفاعل أو نحو المواد الأولية. لمعرفة كيفية القيام بذلك، عليك أن تعرف ما الذي يعتمد عليه موضع التوازن لأي تفاعل عكسي.
يعتمد وضع التوازن على:
1) على قيمة ثابت التوازن (أي على طبيعة المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة)،
2) على تركيز المواد المشاركة في التفاعل و
3) الضغط (بالنسبة لأنظمة الغاز يتناسب مع تركيزات المواد).
لإجراء تقييم نوعي للتأثير على التوازن الكيميائي لجميع هذه العوامل المختلفة جدًا، يعد إجراءً عالميًا بطبيعته مبدأ لو شاتيليه(صاغها الكيميائي الفيزيائي وعالم المعادن الفرنسي هنري لويس لو شاتيليه في عام 1884)، والتي تنطبق على أي أنظمة توازن، وليس فقط الأنظمة الكيميائية.
إذا تأثر نظام في حالة توازن من الخارج، فإن التوازن في النظام سوف يتحول في الاتجاه الذي يتم فيه تعويض هذا التأثير جزئيًا.
وكمثال على التأثير على موضع التوازن لتركيزات المواد المشاركة في التفاعل، دعونا نفكر في التفاعل العكسي لإنتاج يوديد الهيدروجين
ح 2 (ز) + أنا 2 (ز) 2HI (ز).
وفقا لقانون العمل الجماعي في حالة التوازن
.
لنفترض حدوث توازن في مفاعل بحجم 1 لتر عند درجة حرارة ثابتة معينة تكون فيها تركيزات جميع المشاركين في التفاعل متماثلة وتساوي 1 مول/لتر ( = 1 مول/لتر؛ = 1 مول/ لتر) ل؛ = 1 مول/لتر). لذلك، في درجة الحرارة هذه ل مع= 1. بما أن حجم المفاعل هو 1 لتر، ن(ح 2) = 1 مول، ن(I2) = 1 مول و ن(مرحبا) = 1 مول. في الوقت t 1، نقوم بإدخال 1 مول آخر من HI في المفاعل، وسيصبح تركيزه مساويًا لـ 2 مول/لتر. لكن من أجل ل معإذا ظلت ثابتة، يجب أن تزيد تركيزات الهيدروجين واليود، وهذا ممكن فقط بسبب تحلل جزء من يوديد الهيدروجين حسب المعادلة
2HI (ز) = ح 2 (ز) + أنا 2 (ز).
دع t 2 يتحلل بحلول الوقت الذي يتم فيه الوصول إلى حالة التوازن الجديدة سمول من HI وبالتالي 0.5 إضافية سمول H2 وI2. تركيزات التوازن الجديدة للمشاركين في التفاعل: = (1 + 0.5 س) مول/لتر؛ = (1 + 0.5 س) مول/لتر؛ = (2 - س) مول/لتر. بالتعويض بالقيم العددية للكميات في التعبير عن قانون عمل الكتلة نحصل على المعادلة
أين س= 0.667. وبالتالي، = 1.333 مول/لتر؛ = 1.333 مول/لتر؛ = 1.333 مول/لتر.
سرعة رد الفعل والتوازن.
ليكن هناك تفاعل عكسي A + B C + D. إذا افترضنا أن التفاعلات الأمامية والعكسية تحدث في مرحلة واحدة، فإن معدلات هذه التفاعلات ستكون متناسبة طرديًا مع تراكيز الكواشف: معدل التفاعل الأمامي الخامس 1 = ك 1 [أ] [ب]، سرعة رد الفعل العكسي الخامس 2 = ك 2 [C] [D] (تشير الأقواس المربعة إلى التركيزات المولية للكواشف). يمكن ملاحظة أنه مع استمرار التفاعل المباشر، ينخفض تركيز المواد البادئة A وB، وينخفض معدل التفاعل المباشر وفقًا لذلك. معدل التفاعل العكسي، الذي يكون صفرًا في اللحظة الأولية (لا يوجد منتجان C وD)، يزداد تدريجيًا. عاجلاً أم آجلاً، ستأتي لحظة تصبح فيها معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية. بعد ذلك، لا تتغير تركيزات جميع المواد - A وB وC وD بمرور الوقت. وهذا يعني أن التفاعل قد وصل إلى وضع التوازن، وتسمى تركيزات المواد التي لا تتغير مع مرور الوقت بالتوازن. ولكن، على عكس التوازن الميكانيكي، الذي تتوقف فيه كل الحركة، في التوازن الكيميائي، يستمر كلا التفاعلين - المباشر والعكس - في الحدوث، لكن سرعتهما متساوية وبالتالي يبدو أنه لا تحدث أي تغييرات في النظام. هناك طرق عديدة لإثبات حدوث التفاعلات الأمامية والعكسية بعد تحقيق التوازن. على سبيل المثال، إذا تم إدخال القليل من نظير الهيدروجين، الديوتيريوم D2، في خليط من الهيدروجين والنيتروجين والأمونيا، وهو في وضع التوازن، فإن التحليل الحساس سيكتشف على الفور وجود ذرات الديوتيريوم في جزيئات الأمونيا. والعكس صحيح، إذا قمت بإدخال القليل من الأمونيا المخففة NH 2 D في النظام، فسيظهر الديوتيريوم على الفور في المواد الأولية على شكل جزيئات HD و D 2. تم إجراء تجربة مذهلة أخرى في كلية الكيمياء بجامعة موسكو الحكومية. تم وضع طبق من الفضة في محلول نترات الفضة، ولم يلاحظ أي تغيرات. ثم تم إدخال كمية صغيرة من أيونات الفضة المشعة في المحلول، وبعد ذلك أصبحت اللوحة الفضية مشعة. ولا يمكن لشطف اللوحة بالماء أو غسلها بحمض الهيدروكلوريك أن "يغسل" هذا النشاط الإشعاعي. فقط الحفر باستخدام حمض النيتريك أو معالجة السطح ميكانيكيًا باستخدام ورق الصنفرة الناعم جعله غير نشط. يمكن تفسير هذه التجربة بطريقة واحدة فقط: هناك تبادل مستمر لذرات الفضة بين المعدن والمحلول، أي. يوجد في النظام تفاعل عكسي Ag(s) – e – = Ag +. ولذلك، فإن إضافة أيونات Ag + المشعة إلى المحلول أدى إلى "دمجها" في اللوحة على شكل ذرات محايدة كهربائيًا، ولكنها لا تزال مشعة. وبالتالي، ليست التفاعلات الكيميائية بين الغازات أو المحاليل فقط في حالة توازن، ولكن أيضًا عمليات تحلل المعادن والرواسب. على سبيل المثال، سوف تذوب المادة الصلبة بسرعة أكبر إذا تم وضعها في مذيب نقي عندما يكون النظام بعيدًا عن التوازن، وهو في هذه الحالة محلول مشبع. تدريجيا، يتناقص معدل الذوبان، وفي الوقت نفسه يزيد معدل العملية العكسية - انتقال المادة من المحلول إلى الترسبات البلورية. وعندما يصبح المحلول مشبعا، يصل النظام إلى حالة التوازن، حيث تتساوى معدلات الذوبان والتبلور، ولا تتغير كتلة الراسب مع مرور الوقت. كيف يمكن للنظام "مواجهة" التغيرات في الظروف الخارجية؟ على سبيل المثال، إذا زادت درجة حرارة خليط التوازن عن طريق التسخين، فإن النظام نفسه، بالطبع، لا يمكنه "إضعاف" التسخين الخارجي، ولكن التوازن فيه يتغير بطريقة تؤدي إلى تسخين نظام التفاعل إلى درجة حرارة معينة يتطلب كمية أكبر من الحرارة مما كانت عليه في حالة عدم تحول التوازن. وفي هذه الحالة ينزاح التوازن بحيث يتم امتصاص الحرارة، أي: نحو رد فعل ماص للحرارة. ويمكن تفسير ذلك على أنه "رغبة النظام في إضعاف النفوذ الخارجي". من ناحية أخرى، إذا كان هناك عدد غير متساو من الجزيئات الغازية على الجانبين الأيسر والأيمن من المعادلة، فيمكن إزاحة التوازن في مثل هذا النظام عن طريق تغيير الضغط. مع زيادة الضغط، ينتقل التوازن إلى الجانب الذي يكون فيه عدد الجزيئات الغازية أقل (وبهذه الطريقة، "يقاوم" الضغط الخارجي). إذا لم يتغير عدد الجزيئات الغازية أثناء التفاعل
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr، CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2)، فإن الضغط لا يؤثر على موضع التوازن. تجدر الإشارة إلى أنه عندما تتغير درجة الحرارة، يتغير ثابت توازن التفاعل أيضًا، بينما عندما يتغير الضغط فقط، يظل ثابتًا.
عدة أمثلة لاستخدام مبدأ لو شاتيليه للتنبؤ بالتحولات في التوازن الكيميائي. التفاعل 2SO 2 + O 2 2SO 3 (g) طارد للحرارة. إذا زادت درجة الحرارة، فإن التفاعل الماص للحرارة لتحلل ثاني أكسيد الكبريت (SO 3) سيستفيد وسيتحول التوازن إلى اليسار. إذا خفضت درجة الحرارة، فإن التوازن سوف ينتقل إلى اليمين. وهكذا، يتم أخذ خليط من SO 2 وO 2 بنسبة متكافئة قدرها 2:1 ( سم . ستويتشيوميريس) عند درجة حرارة 400 درجة مئوية ويتحول الضغط الجوي إلى SO 3 بإنتاجية تبلغ حوالي 95٪ أي. يتم تحويل حالة التوازن في ظل هذه الظروف بالكامل تقريبًا نحو SO 3 . عند 600 درجة مئوية، يحتوي خليط التوازن بالفعل على 76% SO 3، وعند 800 درجة مئوية - 25% فقط. وهذا هو السبب في أنه عندما يتم حرق الكبريت في الهواء، يتكون بشكل أساسي ثاني أكسيد الكبريت (SO 2) وحوالي 4٪ فقط من ثاني أكسيد الكبريت (SO 3). ويترتب على معادلة التفاعل أيضًا أن زيادة الضغط الكلي في النظام سوف ينقل التوازن إلى اليمين، ومع انخفاض الضغط سوف يتحول التوازن إلى اليسار.
تفاعل استخلاص الهيدروجين من الهكسان الحلقي لتكوين البنزين
يتم تنفيذ C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 في الطور الغازي، وفي وجود محفز أيضًا. يحدث هذا التفاعل مع استهلاك الطاقة (ماص للحرارة)، ولكن مع زيادة في عدد الجزيئات. ولذلك فإن تأثير درجة الحرارة والضغط عليه سيكون عكس ما لوحظ في حالة تخليق الأمونيا. وهي: زيادة تركيز التوازن للبنزين في الخليط يتم تسهيلها من خلال زيادة درجة الحرارة وانخفاض الضغط، لذلك يتم التفاعل في الصناعة عند ضغوط منخفضة (2-3 ضغط جوي) ودرجات حرارة عالية (450-500) درجة مئوية). هنا تكون الزيادة في درجة الحرارة "مواتية بشكل مضاعف": فهي لا تزيد من معدل التفاعل فحسب، بل تساهم أيضًا في تحول التوازن نحو تكوين المنتج المستهدف. وبطبيعة الحال، فإن الانخفاض الأكبر في الضغط (على سبيل المثال، إلى 0.1 ضغط جوي) من شأنه أن يؤدي إلى مزيد من التحول في التوازن إلى اليمين، ولكن في هذه الحالة سيكون هناك كمية قليلة جدًا من المادة في المفاعل، كما سينخفض معدل التفاعل أيضًا ، بحيث لا تزيد الإنتاجية الإجمالية، بل تنخفض. يوضح هذا المثال مرة أخرى أن التوليف الصناعي السليم اقتصاديًا هو مناورة ناجحة بين "Scylla وCharybdis".
يعمل مبدأ لو شاتيلير أيضًا في ما يسمى بدورة الهالوجين، والتي تستخدم لإنتاج التيتانيوم والنيكل والهافنيوم والفاناديوم والنيوبيوم والتنتالوم وغيرها من المعادن عالية النقاء. تفاعل المعدن مع الهالوجين، على سبيل المثال، Ti + 2I 2 TiI 4، يطلق الحرارة وبالتالي، مع زيادة درجة الحرارة، يتحول التوازن إلى اليسار. وهكذا، عند 600 درجة مئوية، يشكل التيتانيوم بسهولة اليوديد المتطاير (ينزاح التوازن إلى اليمين)، وعند 110 درجة مئوية، يتحلل اليوديد (ينزاح التوازن إلى اليسار) مع إطلاق معدن نقي للغاية. تعمل هذه الدورة أيضًا في مصابيح الهالوجين، حيث يتبخر التنجستن من الملف ويستقر على الجدران الباردة مكونًا مركبات متطايرة مع الهالوجينات، والتي تتفكك مرة أخرى على الملف الساخن، وينتقل التنجستن إلى مكانه الأصلي.
بالإضافة إلى تغير درجة الحرارة والضغط، هناك طريقة أخرى فعالة للتأثير على وضع التوازن. دعونا نتخيل ذلك من خليط التوازن
A + B C + D تفرز مادة. وفقا لمبدأ Le Chatelier، فإن النظام سوف "يستجيب" على الفور لمثل هذا التأثير: سيبدأ التوازن في التحول بطريقة تعوض عن فقدان مادة معينة. على سبيل المثال، إذا تمت إزالة المادة C أو D (أو كليهما في وقت واحد) من منطقة التفاعل، فسوف ينتقل التوازن إلى اليمين، وإذا تمت إزالة المادتين A أو B، فسوف ينتقل إلى اليسار. إن إدخال أي مادة إلى النظام سيؤدي أيضًا إلى تغيير التوازن، ولكن في الاتجاه الآخر.
يمكن إزالة المواد من منطقة التفاعل بطرق مختلفة. على سبيل المثال، إذا كان هناك ثاني أكسيد الكبريت في وعاء ماء مغلق بإحكام، فسيحدث توازن بين ثاني أكسيد الكبريت الغازي والمذاب والمتفاعل:
O 2 (ز) SO 2 (ع) + H 2 O H 2 SO 3. إذا تم فتح الوعاء، فسيبدأ ثاني أكسيد الكبريت في التبخر تدريجيًا ولن يكون قادرًا على المشاركة في العملية - سيبدأ التوازن في التحول إلى اليسار، حتى يتحلل حمض الكبريتيك تمامًا. يمكن ملاحظة عملية مماثلة في كل مرة تفتح فيها زجاجة من عصير الليمون أو المياه المعدنية: ينزاح التوازن CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 إلى اليسار مع تبخر CO 2.
يمكن إزالة الكاشف من النظام ليس فقط من خلال تكوين مواد غازية، ولكن أيضًا عن طريق ربط كاشف أو آخر لتكوين مركب غير قابل للذوبان يترسب. على سبيل المثال، إذا تم إدخال كمية زائدة من ملح الكالسيوم في محلول مائي من ثاني أكسيد الكربون، فإن أيونات Ca 2+ ستشكل راسبًا من CaCO 3 عن طريق التفاعل مع حمض الكربونيك؛ سينزاح التوازن CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 إلى اليمين حتى لا يتبقى أي غاز مذاب في الماء.
يمكن أيضًا تغيير التوازن بإضافة كاشف. وبالتالي، عندما يتم الجمع بين المحاليل المخففة لـ FeCl 3 وKSCN، يظهر لون برتقالي محمر نتيجة لتكوين ثيوسيانات الحديد (الرودانيد):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. إذا تمت إضافة FeCl 3 أو KSCN إضافية إلى المحلول، فإن لون المحلول سيزداد، مما يشير إلى تحول في التوازن إلى اليمين (كما لو كان إضعاف التأثير الخارجي). إذا أضفت كمية زائدة من كلوريد البوتاسيوم إلى المحلول، فسوف ينتقل التوازن إلى اليسار مع ضعف اللون إلى اللون الأصفر الفاتح.
ليس من قبيل الصدفة أن تشير صياغة مبدأ لو شاتيليه إلى أنه من الممكن التنبؤ بنتائج التأثيرات الخارجية فقط للأنظمة التي تكون في حالة توازن. إذا تم إهمال هذه التعليمات، فمن السهل التوصل إلى استنتاجات خاطئة تماما. على سبيل المثال، من المعروف أن القلويات الصلبة (KOH، NaOH) تذوب في الماء مع إطلاق كمية كبيرة من الحرارة - يسخن المحلول تقريبًا بنفس القدر الذي يحدث عند خلط حمض الكبريتيك المركز بالماء. إذا نسينا أن المبدأ ينطبق فقط على أنظمة التوازن، فيمكننا استخلاص استنتاج غير صحيح مفاده أنه مع زيادة درجة الحرارة، يجب أن تنخفض قابلية ذوبان KOH في الماء، نظرًا لأن هذا التحول في التوازن بين الراسب والمحلول المشبع هو الذي يؤدي إلى "إضعاف التأثير الخارجي". ومع ذلك، فإن عملية إذابة KOH في الماء ليست عملية توازن على الإطلاق، حيث أن القلويات اللامائية متضمنة فيها، في حين أن الراسب المتوازن مع محلول مشبع هو هيدرات KOH (أساسًا KOH 2H 2 O). إن انتقال هذه الهيدرات من الرواسب إلى المحلول هو عملية ماصة للحرارة، أي. لا يكون مصحوبًا بالتسخين، بل بتبريد المحلول، بحيث يتم استيفاء مبدأ لو شاتيليه لعملية التوازن في هذه الحالة أيضًا. بنفس الطريقة، عندما تذوب الأملاح اللامائية - CaCl 2، CuSO 4، وما إلى ذلك في الماء، يسخن المحلول، وعندما تذوب الهيدرات البلورية CuSO 4 · 5H 2 O، CaCl 2 · 6H 2 O، فإنها تبرد.
في الكتب المدرسية والأدب الشعبي، يمكنك العثور على مثال آخر مثير للاهتمام ومفيد للاستخدام الخاطئ لمبدأ Le Chatelier. إذا قمت بوضع خليط متوازن من ثاني أكسيد النيتروجين البني NO 2 ورباعي أكسيد عديم اللون N 2 O 4 في حقنة غاز شفافة، ثم ضغطت الغاز بسرعة باستخدام المكبس، فسوف تتكثف شدة اللون على الفور، وبعد مرور بعض الوقت (عشرات الثواني) ) سوف يضعف مرة أخرى، على الرغم من أنه لن يصل إلى الأصل. عادة ما يتم شرح هذه التجربة على هذا النحو. يؤدي ضغط الخليط بسرعة إلى زيادة الضغط وبالتالي زيادة تركيز كلا المكونين، وبالتالي يصبح الخليط أغمق. لكن زيادة الضغط، وفقًا لمبدأ لوشاتيليه، تؤدي إلى إزاحة التوازن في النظام 2NO 2 N 2 O 4 نحو N 2 O 4 عديم اللون (ينخفض عدد الجزيئات)، وبالتالي يصبح الخليط أخف تدريجيًا، ويقترب من توازن جديد الموقف الذي يتوافق مع زيادة الضغط.
تنبع مغالطة هذا التفسير من حقيقة أن كلا التفاعلين - تفكك N 2 O 4 وتصغير NO 2 - يحدثان بسرعة كبيرة، بحيث يتم تحقيق التوازن على أي حال في أجزاء من المليون من الثانية، لذلك من المستحيل ادفع المكبس بسرعة حتى يخل بالتوازن. يمكن تفسير هذه التجربة بشكل مختلف: يؤدي ضغط الغاز إلى زيادة كبيرة في درجة الحرارة (كل من اضطر إلى نفخ إطار بمضخة دراجة هو على دراية بهذه الظاهرة). ووفقًا لنفس مبدأ Le Chatelier، يتحول التوازن على الفور نحو التفاعل الماص للحرارة، والذي يحدث مع امتصاص الحرارة، أي. نحو تفكك N 2 O 4 - يصبح الخليط داكنًا. ثم تبرد الغازات الموجودة في المحقنة ببطء إلى درجة حرارة الغرفة، ويتحول التوازن مرة أخرى نحو رباعي أكسيد - يصبح الخليط أخف وزنا.
يعمل مبدأ Le Chatelier أيضًا بشكل جيد في الحالات التي لا علاقة لها بالكيمياء. في الاقتصاد الذي يعمل بشكل طبيعي، يكون المبلغ الإجمالي للأموال المتداولة في حالة توازن مع السلع التي يمكن شراؤها بهذه الأموال. ماذا سيحدث إذا تبين أن "النفوذ الخارجي" هو رغبة الحكومة في طباعة المزيد من النقود لسداد ديونها؟ وبالتوافق الصارم مع مبدأ لو شاتيليه، فإن التوازن بين السلع والمال سوف يتحول بطريقة تؤدي إلى إضعاف متعة المواطنين في الحصول على المزيد من المال. أي أن أسعار السلع والخدمات سوف ترتفع، وبهذه الطريقة سيتم تحقيق توازن جديد. مثال آخر. في إحدى المدن الأمريكية تقرر التخلص من الاختناقات المرورية المستمرة من خلال توسيع الطرق السريعة وبناء تقاطعات النقل. وقد ساعد ذلك لفترة من الوقت، ولكن بعد ذلك بدأ السكان السعداء في شراء المزيد من السيارات، وسرعان ما عادت الاختناقات المرورية إلى الظهور - ولكن مع "توازن" جديد بين الطرق والمزيد من السيارات.
لذلك، دعونا نستخلص الاستنتاجات الرئيسية حول طرق تغيير التوازن الكيميائي.
مبدأ لو شاتيليه. إذا حدث تأثير خارجي على نظام في حالة توازن (التركيز، درجة الحرارة، تغيرات الضغط)، فإنه يفضل حدوث أي من التفاعلين المتضادين يضعف هذا التأثير
|
الخامس 1 | ||
|
أ+ب |
|
في |
|
الخامس 2 |
1. الضغط. تؤدي الزيادة في الضغط (بالنسبة للغازات) إلى تحويل التوازن نحو تفاعل يؤدي إلى انخفاض في الحجم (أي تكوين عدد أقل من الجزيئات).
2. تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى إزاحة موضع التوازن نحو تفاعل ماص للحرارة (أي نحو تفاعل يحدث مع امتصاص الحرارة)
3. تؤدي الزيادة في تركيز المواد الأولية وإزالة المنتجات من مجال التفاعل إلى تحويل التوازن نحو التفاعل المباشر. زيادة تراكيز المواد البادئة [A] أو [B] أو [A] و [B]: V 1 > V 2.
المحفزات لا تؤثر على موقف التوازن.
مبدأ لو شاتيليه في الطبيعة.
عند دراسة هذا الموضوع، أريد دائما أن أعطي مثالا على رغبة جميع الكائنات الحية في التوازن والتعويض. على سبيل المثال: التغير في عدد الفئران - سنة الجوز - هناك الكثير من الطعام للفئران، وينمو عدد الفئران بسرعة. مع زيادة عدد الفئران، تقل كمية الطعام، ونتيجة لتراكم القوارض، تبدأ الأمراض المعدية المختلفة في النمو بين الفئران، وبالتالي يحدث انخفاض تدريجي في حجم أعداد القوارض. بعد فترة زمنية معينة، يحدث توازن ديناميكي في عدد الفئران التي تولد وتموت، ويمكن أن يحدث تحول في هذا التوازن في اتجاه أو آخر تحت تأثير الظروف الخارجية أو المواتية أو غير المواتية.
تحدث العمليات البيوكيميائية في جسم الإنسان، والتي يمكن أيضًا تنظيمها وفقًا لمبدأ لو شاتيليه. في بعض الأحيان، نتيجة لهذا التفاعل، يبدأ الجسم في إنتاج مواد سامة تسبب مرضا أو آخر. كيفية منع هذه العملية؟
دعونا نتذكر طريقة العلاج مثل المعالجة المثلية. وتتكون الطريقة من استخدام جرعات صغيرة جدًا من تلك الأدوية التي تسبب الجرعات الكبيرة ظهور علامات لبعض الأمراض لدى الشخص السليم. كيف يعمل دواء السم في هذه الحالة؟ يتم إدخال ناتج تفاعل غير مرغوب فيه إلى الجسم، ووفقًا لمبدأ لو شاتيليه، يتحول التوازن نحو المواد الأولية. تتلاشى العملية التي تسبب اضطرابات مؤلمة في الجسم.
الجزء العملي.
يتم مراقبة مستوى إتقان الموضوع المدروس في شكل اختبارات. نظام اختبار لمهام موحدة ومُصاغة بإيجاز ودقة، والتي يجب أن تُعطى خلال فترة زمنية محدودة، وإجابات مختصرة ودقيقة، يتم تقييمها وفقًا لنظام النقاط. عند تجميع الاختبارات، ركزت على المستويات التالية:
الإنجابية - يعتمد أداء الطلاب في هذا المستوى بشكل أساسي على الذاكرة.
إنتاجي – يتطلب تحقيق هذا المستوى من الطلاب فهم الصياغات والمفاهيم والقوانين المدروسة والقدرة على إقامة العلاقات فيما بينها.
الإبداع - القدرة على التنبؤ بناءً على المعرفة الموجودة والتصميم والتحليل واستخلاص الاستنتاجات والمقارنات والتعميمات.
اختبارات مغلقةأو الاختبارات التي يجب على المتقدم للاختبار فيها اختيار الإجابة الصحيحة من الخيارات المحددة.
أ) المستوى الإنجابي: اختبارات ذات إجابات بديلة يجب على الفرد فيها الإجابة بنعم أو لا. يسجل 1 نقطة.
تفاعل احتراق الفوسفور -
أ) نعم ب) لا
رد فعل التحلل
رد فعل عكسي
أ) نعم ب) لا
زيادة درجة الحرارة
أكسيد الزئبق الثاني لكل زئبق
والأكسجين
أ) نعم ب) لا
في الأنظمة الحية
وعمليات لا رجعة فيها
أ) نعم ب) لا.
اختبارات مع اختيار إجابة واحدة صحيحة
في أي نظام ينتقل التوازن الكيميائي إلى اليمين مع زيادة الضغط؟
2HI(ز)↔H2(ز)+I2(ز)
ج (تلفزيون)+S2(ز)↔CS2(ز)
C3H6(ز)+H2(ز)↔С3H8(ز)
H2(ز)+F2(ز)↔2HF(ز) 1 نقطة
ارتفاع درجة الحرارة
باستخدام محفز
انخفاض في درجة الحرارة. 1 نقطة
عن حالة التوازن الكيميائي في النظام
لا يؤثر
زيادة في الضغط
زيادة تركيز اليود
زيادة درجة الحرارة
انخفاض في درجة الحرارة. 1 نقطة
في أي نظام تؤدي زيادة تركيز الهيدروجين إلى تحول التوازن الكيميائي إلى اليسار؟
C(s)+2H2(ز)↔СH4(ز)
2NH3(ز)↔N2(ز)+3H2(ز)
2H2(ز)+O2(ز)↔2H2O(ز)
FeO(s)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 نقطة
في أي نظام لا تؤثر زيادة الضغط على تغير التوازن الكيميائي؟
H2(ز)+J2(ز)↔2HJ(ز)
SO2(ز)+H2O(ل)↔H2SO3(ز)
CH4(ز)+H2O(ز)↔CO(ز)+3H2(ز)
4HCl(g)+O2(g)↔2H2O(g)+2Сl2(g) 1 نقطة
على التوازن الكيميائي في النظام
ليس له أي تأثير
زيادة درجة الحرارة
زيادة في الضغط
إزالة الأمونيا من منطقة التفاعل
استخدام المحفز 1 نقطة
التوازن الكيميائي في النظام
يتحول نحو تكوين منتج التفاعل عندما
زيادة الضغط
ارتفاع درجة الحرارة
انخفاض في الضغط
تطبيق محفز 1 نقطة
في إنتاج حامض الكبريتيك في مرحلة أكسدة SO2 إلى SO3 لزيادة إنتاجية المنتج
زيادة تركيز الأكسجين
زيادة درجة الحرارة
انخفاض ضغط الدم
يتم تقديم محفز. 1.5 نقطة
ألكين + H2 ↔ ألكان
عند تسخين خليط التفاعل
سوف يتحول التوازن إلى اليمين
سوف يتحول التوازن إلى اليسار
سوف يتدفق التوازن في كلا الاتجاهين باحتمال متساو
هذه المواد ليست في حالة توازن في ظل الظروف المحددة؛ 1.5 نقطة
التوازن الكيميائي في النظام
يتحول نحو تكوين المواد الأولية
1) زيادة الضغط
ارتفاع درجة الحرارة
انخفاض في الضغط
تطبيق المحفز 1 نقطة
على تحول التوازن إلى اليمين في النظام
تأثيرات
انخفاض درجة الحرارة
زيادة في الضغط
استخدام المحفز
زيادة درجة الحرارة؛ 1 نقطة
رد فعل لا رجعة فيه يتوافق مع المعادلة
نيتروجين + هيدروجين = أمونيا
الأسيتيلين+الأكسجين=ثاني أكسيد الكربون+ماء
الهيدروجين + اليود = يوديد الهيدروجين
ثاني أكسيد الكبريت + الأكسجين = أنهيدريد الكبريتيك؛ 1.5 نقطة
اختبارات الاختيار من متعدد، حيث يجب على الموضوع اختيار 1-2 إجابة صحيحة، أو مقارنة شرطين مقترحين عند اختيار الإجابة.
في أي نظام سيتحول التوازن الكيميائي نحو منتجات التفاعل مع زيادة الضغط وانخفاض درجة الحرارة؟
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(تلفزيون)+H2-Q 1.5 نقطة
التوازن الكيميائي في النظام
NH3+H2O↔NH4+OH
سوف يتحول نحو تكوين الأمونيا عند إضافة الأمونيا إلى محلول مائي
كلوريد الصوديوم
هيدروكسيد الصوديوم
من حمض الهيدروكلوريك
كلوريد الألومنيوم 1.5 نقطة
19) تفاعل تميه الإيثيلين CH2=CH2+H2O ↔ له أهمية عملية كبيرة ولكنه قابل للعكس؛ لتحويل توازن التفاعل إلى اليمين فمن الضروري
زيادة درجة الحرارة (> 280 درجة مئوية)
تقليل كمية الماء في خليط التفاعل
زيادة الضغط (أكثر من 80 أجواء)
استبدل المحفز الحمضي بالبلاتين. 1 نقطة
تفاعل نزع الهيدروجين من البيوتان هو تفاعل ماص للحرارة. من الضروري تحويل توازن التفاعل إلى اليمين
استخدم محفزًا أكثر نشاطًا، مثل البلاتين
خفض درجة الحرارة
زيادة ضغط الدم
زيادة درجة الحرارة 1 نقطة
بالنسبة لتفاعل حمض الأسيتيك مع الميثانول لتكوين الأثير والماء، فإن تحول التوازن إلى اليسار سوف يساهم في
المحفز المناسب
إضافة حامض الكبريتيك المركز
استخدام المواد الأولية المجففة
إضافة الأثير. 1.5 نقطة
اختبارات لإزالة الأشياء غير الضرورية (إذا رأيت شيئًا غير ضروري قم بإزالته)
يتأثر تحول التوازن
تغيير الضغط
استخدام المحفز
التغير في تركيزات المواد المشاركة في التفاعل
تغير درجة الحرارة 1 نقطة
تؤثر الزيادة أو النقصان في الضغط على تحول التوازن الكيميائي في التفاعلات
تتحرك مع إطلاق الحرارة
التفاعلات التي تنطوي على مواد غازية
ردود الفعل التي تحدث مع انخفاض في الحجم
ردود الفعل التي تحدث مع زيادة في الحجم. 1.5 نقطة
رد الفعل لا رجعة فيه
حرق الفحم
حرق الفوسفور
تخليق الأمونيا من النيتروجين والهيدروجين
احتراق الميثان. 1.5 نقطة
اختبارات التجميعتضمين قائمة بالصيغ والمعادلات والمصطلحات المقترحة التي ينبغي توزيعها وفقًا لخصائص محددة
مع زيادة متزامنة في درجة الحرارة وانخفاض الضغط، سينزاح التوازن الكيميائي إلى اليمين في النظام
H2(ز)+S(ز)↔H2S(ز)+Q
2SO2(ز)+O2(ز)↔2SO3(ز)+Q
2NH3(ز)↔N2(ز)+3H2(ز)-Q
2HCL(ز)↔H2(ز)+CL2(ز)-Q؛ 2 نقطة
تفاعل هدرجة البروبين هو طارد للحرارة. من الضروري تحويل التوازن الكيميائي إلى اليمين
انخفاض درجة الحرارة
زيادة في الضغط
انخفاض في تركيز الهيدروجين
انخفاض في تركيز البروبين. 1 نقطة
مهام الامتثال.
عند إجراء الاختبارات، يُطلب من الموضوع إثبات تطابق عناصر قائمتين، مع العديد من الإجابات المحتملة.
ينتقل توازن التفاعل إلى اليمين. تحقيق الامتثال.
ب) N2+3H2↔2NH3+Q 2) مع زيادة درجة الحرارة
ب) CO2+C(الصلبة)↔2CO-Q 3) عندما ينخفض الضغط
D) N2O(g)+S(s)↔2N2(g) 4) مع زيادة منطقة الاتصال؛ 2 نقطة
يتحول توازن التفاعل نحو تكوين منتجات التفاعل. تحقيق الامتثال.
ب) 2H2+O2↔2H2O(g)+Q 2) مع زيادة درجة الحرارة
ب) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3) عندما ينخفض الضغط
د) N2+O2↔2NO-Q 4) عند إضافة الأثير
5) عند إضافة الكحول. 2 نقطة
اختبارات مفتوحة أو ذات استجابة حرة، حيث يحتاج الموضوع إلى إضافة مفاهيم إلى تعريف المعادلة أو تقديم حكم مستقل بطريقة إثباتية.
تشكل المهام من هذا النوع الجزء الأخير والأكثر تقييمًا من اختبارات امتحان الدولة الموحدة في الكيمياء.
مهام الإضافة.
يجب على الموضوع صياغة الإجابات مع مراعاة القيود المنصوص عليها في المهمة.
أكمل معادلة التفاعلات العكسية والطاردة للحرارة في نفس الوقت
ب) الهيدروجين + اليود
ب) النيتروجين + الهيدروجين
د) ثاني أكسيد الكبريت + الأكسجين
ه) ثاني أكسيد الكربون + الكربون 2 نقطة
اكتب معادلة التفاعل وفقًا للرسم التخطيطي، وحدد منها التفاعلات العكسية التي تؤدي فيها الزيادة في درجة الحرارة إلى تحول التوازن إلى اليمين:
N2 → NO → NO2 → HNO3 → NH4NO3 2 نقطة
اختبارات لمهام العرض التقديمي المجانية.
يجب على الموضوع صياغة الإجابات بشكل مستقل، حيث لا يتم فرض أي قيود عليهم في المهمة.
31) اذكر العوامل التي تحول التوازن إلى اليمين في النظام:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 نقطة
32) اذكر العوامل التي تحول التوازن نحو تكوين المواد الأولية في النظام:
C (سول) + 2H2(ز)↔CH4(ز) + س 2 نقطة
إجابات الاختبارات.
رقم الاختبار الإجابة الصحيحة
ب-1
ز-3.4
أ-2،3
ز-2
ب- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
رد الفعل الأول
CO+2H2↔CH3OH+Q
انخفاض درجة الحرارة
ضغوط متزايدة
زيادة تركيز ثاني أكسيد الكربون
زيادة تركيز H2
انخفاض في تركيز الكحول
ج+2ح2↔CH4+س
2) انخفاض الضغط
3) انخفاض تركيز الهيدروجين
4) زيادة تركيز غاز الميثان.
فهرس
أحمدوف، م.نظام المهام والتمارين في الكيمياء العضوية في شكل اختبار [نص] / ماجستير أحمدوف، آي إن بروخوروف - أوليانوفسك: IPKPRO، 2004.
جابرييليان، أو إس.التدريس الحديث للكيمياء المدرسية ، المحاضرة رقم 6 [النص] / O.S. Gabrielyan، V.G. Krasnova، S. T. Sladkov. // جريدة لمدرسي الكيمياء والعلوم الطبيعية (دار النشر "الأول من سبتمبر") - 2007.- العدد 22. -ص 4-13.
كافيرينا، أ.أ.المواد التعليمية والتدريبية للتحضير لامتحان الدولة الموحد. الكيمياء [نص] / أ.أ.كافيرينا وآخرون - م: مركز الفكر، 2004.-160 ص.
كافيرينا، أ.أ.امتحان الدولة الموحدة 2009. الكيمياء [نص] / AA Kaverina، AS Koroshchenko، D.Yu Dobrotin / FIPI.-M.: مركز الفكر، 2009.-272 ص.
لينسون، أ.التفاعلات الكيميائية، التأثير الحراري، التوازن، السرعة [نص] /I.A.Leenson.M.: Astrel, 2002.-190p.
راديتسكي، أ.م.اختبار الكيمياء في الصفوف 8-11: دليل للمعلمين [النص] / أ.م.راديتسكي. م: التربية، 2009.-272 ص.
ريابينينا ، أ.عرض عمل مبدأ لو شاتيليه [نص] / O.O.Ryabinina، A. Illarionov // الكيمياء في المدرسة. - 2008. - رقم 7. - ص 64-67.
توشينا.إي.إن.مبدأ لو شاتيليه وبعض طرق العلاج [نص] / إ.ن.توشينا.// الكيمياء في المدرسة.-1993. رقم 2.-ص.54.
شيلينسكي، جي.أساسيات نظرية العمليات الكيميائية [النص] / جي آي شيلينسكي. م: التربية، 1989.-234 ص.
ستريمبلر، جي.الإعداد المسبق للملف الشخصي في الكيمياء [النص]
يمكن أن تكون التفاعلات الكيميائية قابلة للعكس أو لا رجعة فيها.
أولئك. إذا كان بعض التفاعلات A + B = C + D لا رجعة فيه، فهذا يعني أن التفاعل العكسي C + D = A + B لا يحدث.
على سبيل المثال، إذا كان تفاعل معين A + B = C + D قابل للعكس، فهذا يعني أن كلا من التفاعل A + B → C + D (مباشر) والتفاعل C + D → A + B (عكسي) يحدثان في وقت واحد ).
في الأساس، لأن تحدث كل من التفاعلات المباشرة والعكسية؛ في حالة التفاعلات العكسية، يمكن تسمية كل من المواد الموجودة على الجانب الأيسر من المعادلة والمواد الموجودة على الجانب الأيمن من المعادلة بالكواشف (المواد البادئة). الشيء نفسه ينطبق على المنتجات.
بالنسبة لأي رد فعل عكسي، يكون الوضع ممكنًا عندما تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية. هذا الشرط يسمى حالة التوازن.
في حالة التوازن، يكون تركيز جميع المواد المتفاعلة وجميع المنتجات ثابتًا. تسمى تركيزات المنتجات والمواد المتفاعلة في حالة التوازن تركيزات التوازن.
التحول في التوازن الكيميائي تحت تأثير العوامل المختلفة
بسبب التأثيرات الخارجية على النظام، مثل التغيرات في درجة الحرارة أو الضغط أو تركيز المواد أو المنتجات الأولية، قد يتعطل توازن النظام. ولكن بعد توقف هذا التأثير الخارجي، سينتقل النظام، بعد مرور بعض الوقت، إلى حالة جديدة من التوازن. يسمى هذا الانتقال للنظام من حالة توازن إلى حالة توازن أخرى إزاحة (تحول) التوازن الكيميائي .
لكي نتمكن من تحديد كيفية تحول التوازن الكيميائي تحت نوع معين من التأثير، فمن المناسب استخدام مبدأ لو شاتيليه:
إذا مورس أي تأثير خارجي على نظام في حالة توازن فإن اتجاه التحول في التوازن الكيميائي سوف يتزامن مع اتجاه التفاعل الذي يضعف تأثير التأثير.
تأثير درجة الحرارة على حالة التوازن
عندما تتغير درجة الحرارة، يتغير توازن أي تفاعل كيميائي. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن أي رد فعل له تأثير حراري. علاوة على ذلك، فإن التأثيرات الحرارية للتفاعلات الأمامية والعكسية تكون دائمًا متعارضة بشكل مباشر. أولئك. إذا كان التفاعل الأمامي طاردًا للحرارة ويستمر بتأثير حراري يساوي +Q، فإن التفاعل العكسي يكون دائمًا ماصًا للحرارة وله تأثير حراري يساوي -Q.
وبالتالي، ووفقاً لمبدأ لوشاتيلييه، إذا قمنا بزيادة درجة حرارة نظام ما في حالة توازن، فإن التوازن سوف يتحول نحو التفاعل الذي تنخفض خلاله درجة الحرارة، أي. نحو رد فعل ماص للحرارة. وبالمثل، إذا خفضنا درجة حرارة النظام في حالة التوازن، فإن التوازن سوف يتحول نحو التفاعل، ونتيجة لذلك سترتفع درجة الحرارة، أي. نحو رد فعل طارد للحرارة.
على سبيل المثال، فكر في التفاعل العكسي التالي ووضح أين سيتحول توازنه مع انخفاض درجة الحرارة:
كما يتبين من المعادلة أعلاه، فإن التفاعل الأمامي هو طارد للحرارة، أي. ونتيجة لحدوثه، يتم إطلاق الحرارة. وبالتالي، فإن التفاعل العكسي سيكون ماصًا للحرارة، أي أنه يحدث مع امتصاص الحرارة. وفقا للحالة، تنخفض درجة الحرارة، وبالتالي فإن التوازن سوف يتحول إلى اليمين، أي. نحو رد الفعل المباشر.
تأثير التركيز على التوازن الكيميائي
يجب أن تؤدي الزيادة في تركيز الكواشف وفقًا لمبدأ Le Chatelier إلى تحول في التوازن نحو التفاعل الذي يؤدي إلى استهلاك الكواشف، أي. نحو رد الفعل المباشر.
والعكس صحيح، إذا انخفض تركيز المواد المتفاعلة، فإن التوازن سوف يتحول نحو التفاعل ونتيجة لذلك تتشكل المواد المتفاعلة، أي. جانب التفاعل العكسي (←).
التغيير في تركيز منتجات التفاعل له أيضًا تأثير مماثل. إذا زاد تركيز المنتجات، فإن التوازن سوف يتحول نحو التفاعل الذي يتم من خلاله استهلاك المنتجات، أي. نحو رد الفعل العكسي (←). على العكس من ذلك، إذا انخفض تركيز المنتجات، فإن التوازن سوف يتحول نحو التفاعل المباشر (→)، بحيث يزيد تركيز المنتجات.
تأثير الضغط على التوازن الكيميائي
على عكس درجة الحرارة والتركيز، فإن التغيرات في الضغط لا تؤثر على حالة التوازن لكل تفاعل. لكي يؤدي التغير في الضغط إلى تحول في التوازن الكيميائي، يجب أن يكون مجموع معاملات المواد الغازية على الجانبين الأيمن والأيسر من المعادلة مختلفًا.
أولئك. من تفاعلين:
يمكن أن يؤثر التغير في الضغط على حالة التوازن فقط في حالة التفاعل الثاني. حيث أن مجموع المعاملات أمام صيغ المواد الغازية في حالة المعادلة الأولى على اليسار واليمين هو نفسه (يساوي 2)، وفي حالة المعادلة الثانية يختلف (4 على اليسار و 2 على اليمين).
ومن هنا، على وجه الخصوص، يترتب على ذلك أنه إذا لم تكن هناك مواد غازية بين كل من المواد المتفاعلة والمنتجات، فإن التغيير في الضغط لن يؤثر بأي شكل من الأشكال على حالة التوازن الحالية. على سبيل المثال، لن يؤثر الضغط على حالة توازن التفاعل:
إذا اختلفت كمية المواد الغازية على اليسار واليمين فإن زيادة الضغط تؤدي إلى تحول التوازن نحو التفاعل الذي يقل خلاله حجم الغازات، كما أن انخفاض الضغط يؤدي إلى تحول في التوازن التوازن، ونتيجة لذلك يزداد حجم الغازات.
تأثير المحفز على التوازن الكيميائي
نظرًا لأن المحفز يعمل على تسريع التفاعلات الأمامية والعكسية بشكل متساوٍ، فإن وجوده أو غيابه ليس له أي تأثيرإلى حالة التوازن.
الشيء الوحيد الذي يمكن أن يؤثر عليه المحفز هو معدل انتقال النظام من حالة عدم التوازن إلى حالة التوازن.
تم تلخيص تأثير جميع العوامل المذكورة أعلاه على التوازن الكيميائي أدناه في ورقة الغش، والتي يمكنك الاطلاع عليها في البداية عند تنفيذ مهام التوازن. ومع ذلك، لن يكون من الممكن استخدامها في الامتحان، لذلك بعد تحليل عدة أمثلة بمساعدتها، يجب أن تتعلمها وتتدرب على حل مسائل التوازن دون النظر إليها:
التسميات: ت - درجة حرارة، ص - ضغط، مع - التركيز، - الزيادة، ↓ - النقصان
|
ت |
ت - ينزاح التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة |
| ↓ت - ينزاح التوازن نحو التفاعل الطارد للحرارة | |
|
ص |
ص - ينزاح التوازن نحو التفاعل بمجموع معاملات أقل أمام المواد الغازية |
| ↓ص - ينزاح التوازن نحو التفاعل بمجموع أكبر من المعاملات أمام المواد الغازية | |
|
ج |
ج (الكاشف) - ينزاح التوازن نحو التفاعل المباشر (إلى اليمين) |
| ↓ج (الكاشف) - ينزاح التوازن نحو التفاعل العكسي (إلى اليسار) | |
| ج (المنتج) - ينزاح التوازن نحو التفاعل العكسي (إلى اليسار) | |
| ↓ج (المنتج) – ينزاح التوازن نحو التفاعل المباشر (إلى اليمين) | |
| لا يؤثر على التوازن!!! |