Сред многобройните класификации на типове реакции, например тези, които се определят от топлинния ефект (екзотермичен и ендотермичен), от промените в степента на окисление на веществата (редокс), от броя на компонентите, участващи в тях (разлагане, съединения ), и така нататък, реакции, протичащи в две взаимни посоки, наречени иначе обратими . Алтернатива на обратимите реакции са реакциите необратимо, при което се образува крайният продукт (утайка, газообразно вещество, вода). Сред тези реакции са следните:
Обменни реакции между солни разтвори, по време на които се образува или неразтворима утайка - CaCO 3:
Ca(OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KON (1)
или газообразно вещество - CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H 2 O (2)
или се получава леко дисоциируемо вещество - H 2 O:
2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H 2О(3)
Ако разгледаме обратима реакция, тогава тя протича не само в посока напред (в реакции 1,2,3 отляво надясно), но и в обратна посока. Пример за такава реакция е синтезът на амоняк от газообразни вещества - водород и азот:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)
по този начин химическата реакция се нарича обратима, ако протича не само в права посока (→), но и в обратна посока (←) и се обозначава със символа (↔).
Основната характеристика на този тип реакция е, че реакционните продукти се образуват от изходните вещества, но в същото време изходните реагенти се образуват от същите продукти. Ако разгледаме реакция (4), тогава в относителна единица време, едновременно с образуването на два мола амоняк, тяхното разлагане ще настъпи с образуването на три мола водород и един мол азот. Нека обозначим скоростта на директната реакция (4) със символа V 1, тогава изразът за тази скорост ще приеме формата:
V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)
където стойността "k" се определя като константа на скоростта на дадена реакция, стойностите [H 2 ] 3 и съответстват на концентрациите на изходните вещества, повишени до степени, съответстващи на коефициентите в уравнението на реакцията. В съответствие с принципа на обратимостта скоростта на обратната реакция ще приеме израза:
V 2 = kˑ 2 (6)
В началния момент скоростта на предната реакция придобива най-голяма стойност. Но постепенно концентрациите на изходните реагенти намаляват и скоростта на реакцията се забавя. В същото време скоростта на обратната реакция започва да се увеличава. Когато скоростите на правата и обратната реакция станат еднакви (V 1 = V 2), състояние на равновесие , при което вече няма промяна в концентрациите както на първоначалния, така и на получения реагент.
Трябва да се отбележи, че някои необратими реакции не трябва да се приемат буквално. Нека дадем пример за най-често цитираната реакция на взаимодействие на метал с киселина, по-специално цинк със солна киселина:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (7)
Всъщност цинкът се разтваря в киселина, за да образува сол: цинков хлорид и водороден газ, но след известно време скоростта на директната реакция се забавя, тъй като концентрацията на сол в разтвора се увеличава. Когато реакцията практически спре, известно количество солна киселина ще присъства в разтвора заедно с цинков хлорид, така че реакцията (7) трябва да се даде в следната форма:
2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)
Или в случай на образуване на неразтворима утайка, получена чрез сливане на разтвори на Na 2 SO 4 и BaCl 2:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)
утаената сол BaSO 4, макар и в малка степен, ще се дисоциира на йони:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Следователно понятията необратими и необратими реакции са относителни. Но въпреки това, както в природата, така и в практическата дейност на хората, тези реакции са от голямо значение. Например процеси на изгаряне на въглеводороди или по-сложни органични вещества, като алкохол:
CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O (11)
2C 2 H 5 OH + 5O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O (12)
са абсолютно необратими процеси. Щеше да се счита за щастлива мечта на човечеството, ако реакциите (11) и (12) бяха обратими! Тогава би било възможно да се синтезират газ, бензин и алкохол отново от CO 2 и H 2 O! От друга страна, обратими реакции като (4) или окисление на серен диоксид:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
са основни при производството на амониеви соли, азотна киселина, сярна киселина и други неорганични и органични съединения. Но тези реакции са обратими! И за да се получат крайните продукти: NH3 или SO3, е необходимо да се използват такива технологични методи като: промяна на концентрациите на реагентите, промяна на налягането, повишаване или намаляване на температурата. Но това вече ще бъде предмет на следващата тема: „Изместване на химичното равновесие“.
уебсайт, при пълно или частично копиране на материал се изисква връзка към източника.
Какво е обратима реакция? Това е химичен процес, протичащ в две взаимно противоположни посоки. Нека разгледаме основните характеристики на такива трансформации, както и техните отличителни параметри.
Каква е същността на баланса?
Обратимите химични реакции не произвеждат специфични продукти. Например, когато серен оксид (4) се окислява едновременно с производството на серен оксид (6), оригиналните компоненти се образуват отново.
Необратимите процеси включват пълна трансформация на взаимодействащи вещества; такава реакция е придружена от производството на един или повече реакционни продукти.
Примери за необратими взаимодействия са реакциите на разлагане. Например, когато калиевият перманганат се нагрява, се образува метален манганат, манганов оксид (4), и също се отделя кислороден газ.
Обратимата реакция не включва образуване на утаяване или отделяне на газове. Именно в това е основната му разлика от необратимото взаимодействие.
Химичното равновесие е състояние на взаимодействаща система, при което е възможно обратимо протичане на една или повече химични реакции, при условие че скоростите на процесите са еднакви.
Ако системата е в динамично равновесие, няма промяна в температурата, концентрацията на реагентите или други параметри за даден период от време.
Условия за изместване на равновесието
Равновесието на обратима реакция може да се обясни с помощта на правилото на Le Chatelier. Същността му се състои в това, че при външно въздействие върху система, която първоначално е в динамично равновесие, се наблюдава промяна в реакцията в посока, обратна на въздействието. Всяка обратима реакция, използваща този принцип, може да бъде изместена в желаната посока в случай на промени в температурата, налягането и концентрацията на взаимодействащи вещества.
Принципът на Льо Шателие „работи” само за газообразни реагенти; твърдите и течните вещества не се вземат предвид. Съществува взаимно обратна връзка между налягане и обем, определена от уравнението на Менделеев-Клапейрон. Ако обемът на първоначалните газообразни компоненти е по-голям от реакционните продукти, тогава за промяна на равновесието надясно е важно да се увеличи налягането на сместа.
Например, когато въглероден оксид (2) се трансформира във въглероден диоксид, 2 мола въглероден оксид и 1 мол кислород влизат в реакцията. Това произвежда 2 мола въглероден окис (4).
Ако според условията на проблема тази обратима реакция трябва да се измести надясно, е необходимо да се увеличи налягането.
Съществено влияние върху хода на процеса оказва и концентрацията на реагиращите вещества. Според принципа на Льо Шателие, ако концентрацията на изходните компоненти се увеличи, равновесието на процеса се измества към продукта на тяхното взаимодействие.
В този случай редукцията (отстраняването от реакционната смес) на получения продукт насърчава протичането на директния процес.
В допълнение към налягането и концентрацията, промените в температурата също оказват значително влияние върху възникването на обратна или директна реакция. При нагряване на първоначалната смес се наблюдава изместване на равновесието към ендотермичния процес.
Примери за обратими реакции
Нека разгледаме, използвайки специфичен процес, начини за изместване на равновесието към образуването на реакционни продукти.
2СО+О 2 -2СО 2
Тази реакция е хомогенен процес, тъй като всички вещества са в едно и също (газообразно) състояние.
От лявата страна на уравнението има 3 обема компоненти, след взаимодействие този показател намалява, образуват се 2 обема. За да протича директният процес, е необходимо да се увеличи налягането на реакционната смес.
Като се има предвид, че реакцията е екзотермична, температурата се понижава, за да се получи въглероден диоксид.
Равновесието на процеса ще се измести към образуването на реакционния продукт с увеличаване на концентрацията на едно от изходните вещества: кислород или въглероден оксид.
Заключение
Обратимите и необратими реакции играят важна роля в човешкия живот. Метаболитните процеси, протичащи в нашето тяло, са свързани със системна промяна в химичното равновесие. В химическото производство се използват оптимални условия за насочване на реакцията в правилната посока.
Всички химични реакции могат да бъдат разделени на две групи: необратими и обратими реакции. Необратимите реакции протичат до завършване - до пълното изразходване на един от реагентите. Обратимите реакции не протичат до завършване: при обратима реакция никой от реагентите не се изразходва напълно. Тази разлика се дължи на факта, че необратима реакция може да възникне само в една посока. Обратима реакция може да възникне както в права, така и в обратна посока.
Нека разгледаме два примера.
Пример 1. Взаимодействието между цинк и концентрирана азотна киселина протича по уравнението:
При достатъчно количество азотна киселина реакцията ще приключи само когато целият цинк се разтвори. Освен това, ако се опитате да проведете тази реакция в обратна посока - преминаване на азотен диоксид през разтвор на цинков нитрат, тогава металният цинк и азотната киселина няма да работят - тази реакция не може да продължи в обратна посока. По този начин взаимодействието на цинка с азотната киселина е необратима реакция.
Пример 2. Синтезът на амоняк протича съгласно уравнението:
Ако смесите един мол азот с три мола водород, създадете условия в системата, които са благоприятни за протичане на реакцията, и след достатъчно време анализирайте газовата смес, резултатите от анализа ще покажат, че не само реакцията продукт (амоняк) ще присъства в системата, но също и изходните вещества (азот и водород). Ако сега, при същите условия, като изходно вещество не се постави смес азот-водород, а амоняк, тогава ще бъде възможно да се установи, че част от амоняка ще се разложи на азот и водород и крайното съотношение между количествата и на трите вещества ще бъдат същите, както в този случай, когато се започне от смес от азот и водород. По този начин синтезът на амоняк е обратима реакция.
В уравнения на обратими реакции могат да се използват стрелки вместо знак за равенство; те символизират реакцията, протичаща както в права, така и в обратна посока.
На фиг. Фигура 68 показва промяната в скоростите на правата и обратната реакция във времето. Първоначално при смесване на изходните вещества скоростта на правата реакция е висока, а скоростта на обратната реакция е нула. С протичането на реакцията изходните вещества се изразходват и техните концентрации спадат.
ориз. 63. Промяна в скоростта на правата и обратната реакция във времето.
В резултат на това скоростта на предната реакция намалява. В същото време се появяват реакционни продукти и тяхната концентрация се увеличава. В резултат на това започва да протича обратна реакция и нейната скорост постепенно се увеличава. Когато скоростите на правата и обратната реакция се изравнят, настъпва химично равновесие. Така в последния пример се установява равновесие между азот, водород и амоняк.
Химичното равновесие се нарича динамично равновесие. Това подчертава, че при равновесие протичат както права, така и обратна реакция, но техните скорости са еднакви, в резултат на което промените в системата не се забелязват.
Количествена характеристика на химичното равновесие е стойност, наречена константа на химичното равновесие. Нека го разгледаме на примера на реакцията на йодид-водороден синтез:
Съгласно закона за действието на масите скоростите на правата и обратната реакция се изразяват с уравненията:
При равновесие скоростите на правата и обратната реакция са равни една на друга, следователно
Съотношението на константите на скоростта на правата и обратната реакция също е константа. Нарича се равновесна константа на тази реакция (K):
Оттук накрая
От лявата страна на това уравнение са тези концентрации на взаимодействащи вещества, които са установени в равновесие - равновесни концентрации. Дясната страна на уравнението е константна (при постоянна температура) величина.
Може да се покаже, че в общия случай на обратима реакция
равновесната константа се изразява с уравнението:
Тук големите букви показват формулите на веществата, а малките букви показват коефициентите в уравнението на реакцията.
Така при постоянна температура равновесната константа на обратима реакция е постоянна стойност, показваща съотношението между концентрациите на реакционните продукти (числител) и изходните вещества (знаменател), което се установява при равновесие.
Уравнението на равновесната константа показва, че при равновесни условия концентрациите на всички вещества, участващи в реакцията, са свързани една с друга. Промяна в концентрацията на някое от тези вещества води до промени в концентрациите на всички други вещества; в резултат се установяват нови концентрации, но съотношението между тях отново съответства на равновесната константа.
Числената стойност на равновесната константа, в първо приближение, характеризира добива на дадена реакция. Например, когато добивът на реакцията е висок, защото в този случай
тоест при равновесие концентрациите на реакционните продукти са много по-големи от концентрациите на изходните вещества и това означава, че добивът на реакцията е висок. Когато (по подобна причина) добивът на реакцията е нисък.
В случай на хетерогенни реакции изразът на константата на равновесието, както и изразът на закона за масовото действие (виж § 58), включва концентрациите само на онези вещества, които са в газова или течна фаза. Например за реакцията
равновесната константа има формата:
Стойността на равновесната константа зависи от природата на реагиращите вещества и от температурата. Не зависи от наличието на катализатори. Както вече беше споменато, равновесната константа е равна на отношението на скоростните константи на правата и обратната реакция. Тъй като катализаторът променя енергията на активиране както на правата, така и на обратната реакция с еднакво количество (виж § 60), той не влияе на съотношението на техните константи на скоростта.
Следователно катализаторът не влияе върху стойността на равновесната константа и следователно не може нито да увеличи, нито да намали добива на реакцията. Може само да ускори или забави настъпването на равновесие.
преквалификация на образователни работници.
Катедра по природни науки
Тема: „Обратими и необратими реакции.
Химически баланс. Принцип на Льо Шателие.
Завършена работа:
Х група слушател – 1
Учител по химия Общинско учебно заведение СОУ No6
Димитровград
Уляновска област
Лепихова Татяна Василиевна.
Научен ръководител:
Началник отдел
природни науки
Ахметов Марат Анварович
Уляновск 2009 г
Обратими и необратими химични реакции.
Химически баланс.
Принцип на Льо Шателие.
Цел на работата: 1) Изучаване на характеристиките и моделите на протичане на химични реакции, като продължение на формирането на идеи за различни видове химични реакции, основани на обратимостта.
2) Обобщаване и конкретизиране на знанията за закономерностите на химичните реакции, формиране на умения за определяне, обяснение на характеристиките и произтичащите от това условия, необходими за протичането на определена реакция. 3) Разширете и задълбочете знанията за разнообразието от химични процеси, научете учениците да сравняват, анализират, обясняват, правят изводи и обобщения. 4) Разгледайте този раздел на химическата наука като най-важен в приложния аспект и разгледайте идеите за химическото равновесие като специален случай на единния закон на естественото равновесие, желанието за компенсация, стабилността на равновесието в единство с основната форма на съществуване на материя, движение, динамика.
Задачи.
Обмислете темата: „Обратими и необратими реакции“, като използвате конкретни примери, като използвате предишни идеи за скоростта на химичните реакции.
Продължете да изучавате характеристиките на обратимите химични реакции и да развивате идеи за химичното равновесие като динамично състояние на реагираща система.
Изучете принципите на изместване на химичното равновесие и научете учениците да определят условията за изместване на химичното равновесие.
Да даде на учениците представа за значението на тази тема не само за химическото производство, но и за нормалното функциониране на живия организъм и природата като цяло.
Въведение
В природата, в организмите на живите същества, в процеса на физиологичната дейност на човека, в неговите действия за създаване на условия на различни нива: битово, отбранително, промишлено, техническо, екологично и други, възникват или протичат хиляди, милиони напълно различни реакции. извършени, които могат да се разглеждат от различни гледни точки и класификации. Ще разгледаме химичните реакции от гледна точка на тяхната обратимост и необратимост.
Трудно е да се надцени значението на тези понятия: докато съществува мислещ човек, човешката мисъл за обратимостта и необратимостта на процесите, протичащи в тялото му, вечният проблем за удължаването на живота на човека, проблемът за необратимостта на последиците от неговата жизнена дейност, безмислено отношение към природата.
Искам да разгледам концепцията за обратимостта и необратимостта на химичните реакции, концепцията за химичното равновесие и условията за неговото изместване в „полезна“ посока. Представете теоретична основа с последващо тестване, самопроверка на знанията по тази тема, като използвате тестване на различни типологии. Предполагам, че „изминавайки пътя” от прости към по-сложни задачи, учениците ще имат ясни, добри познания не само по тази тема, но и ще задълбочат знанията си по химия.
Химичните реакции са явления, при които едно (или няколко) вещества се трансформират в други, доказателство за това са видими и невидими промени. Видими: промени в цвета, мириса, вкуса, утаяване, промяна в цвета на индикатора, абсорбция и отделяне на топлина. Невидими: промени в състава на веществото, които могат да бъдат определени чрез качествени и аналитични реакции. Всички тези реакции могат да бъдат разделени на два вида: обратими и необратими реакции.
Необратими реакции. Реакциите, които протичат само в една посока и завършват с пълно превръщане на първоначалните реагенти в крайни вещества, се наричат необратими.
Пример за такава реакция е разлагането на калиев хлорат (бертолетова сол) при нагряване:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Реакцията ще спре, когато целият калиев хлорат се превърне в калиев хлорид и кислород. Няма много необратими реакции.
Ако се комбинират киселинни и алкални разтвори, се образуват сол и вода, например,
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O и ако веществата са взети в необходимите пропорции, разтворът има неутрална реакция и в него не остават дори следи от солна киселина и натриев хидроксид. Ако се опитате да проведете реакция в разтвор между получените вещества - натриев хлорид и вода, тогава няма да се намерят промени. В такива случаи казват, че реакцията на киселина с алкали е необратима, т.е. няма люфт. Много реакции са практически необратими при стайна температура, напр.
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O и т.н.
Обратими реакции. Обратимите реакции са тези, които протичат едновременно в две взаимно противоположни посоки.
Повечето реакции са обратими. В уравненията на обратимите реакции между лявата и дясната страна са поставени две стрелки, сочещи в противоположни посоки. Пример за такава реакция е синтезът на амоняк от водород и азот:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
В технологията обратимите реакции обикновено са неблагоприятни. Следователно различни методи (промени в температурата, налягането и др.) ги правят практически необратими.
Необратимите реакции са тези реакции, които възникват:
1) получените продукти напускат реакционната сфера - те се утаяват, отделят се под формата на газ, напр.
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) образува се леко дисоциирано съединение, например вода:
HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) реакцията е придружена от голямо освобождаване на енергия, например изгаряне на магнезий
Mg+ 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
В уравненията на необратими реакции между лявата и дясната страна се поставя знак за равенство или стрелка.
Много реакции са обратими дори при нормални условия, което означава, че обратната реакция се проявява в забележима степен. Например, ако се опитате да неутрализирате воден разтвор на много слаба хипохлорна киселина с основа, се оказва, че реакцията на неутрализация не протича докрай и разтворът има силно алкална среда. Това означава, че реакцията HClO + NaOH NaClO + H 2 O е обратима, т.е. Продуктите от тази реакция, реагирайки един с друг, частично се трансформират в първоначалните съединения. В резултат на това разтворът има алкална реакция. Реакцията на образуване на естери е обратима (обратната реакция се нарича осапунване): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, много други процеси.
Подобно на много други концепции в химията, концепцията за обратимост е до голяма степен произволна. Обикновено реакцията се счита за необратима, ако след завършване концентрациите на изходните вещества са толкова ниски, че не могат да бъдат открити (разбира се, това зависи от чувствителността на аналитичните методи). Когато външните условия се променят (предимно температура и налягане), необратима реакция може да стане обратима и обратно. По този начин, при атмосферно налягане и температури под 1000 ° C, реакцията 2H 2 + O 2 = 2H 2 O все още може да се счита за необратима, докато при температура от 2500 ° C и над водата се дисоциира на водород и кислород с приблизително 4%, а при температура 3000 °C – вече с 20%.
В края на 19в. Германският физикохимик Макс Боденщайн (1871–1942) изучава подробно процесите на образуване и термична дисоциация на йодоводород: H 2 + I 2 2HI. Чрез промяна на температурата той можеше да постигне преимуществено протичане само на пряката или само на обратната реакция, но в общия случай и двете реакции протичаха едновременно в противоположни посоки. Има много подобни примери. Една от най-известните е реакцията на синтез на амоняк 3H 2 + N 2 2NH 3; Много други реакции също са обратими, например окислението на серен диоксид 2SO 2 + O 2 2SO 3, реакции на органични киселини с алкохоли и др.
Реакцията се нарича обратима, ако нейната посока зависи от концентрациите на веществата, участващи в реакцията. Например, в случай на хетерогенна каталитична реакция N2 + 3H2 = 2NH3 (1) при ниска концентрация на амоняк в газа и високи концентрации на азот и водород се образува амоняк; напротив, при висока концентрация на амоняк той се разлага, реакцията протича в обратна посока. При завършване на обратима реакция, т.е. при достигане на химично равновесие, системата съдържа както изходни материали, така и реакционни продукти. Реакцията се нарича необратима, ако може да протече само в една посока и завършва с пълно превръщане на изходните вещества в продукти; пример е разлагането на експлозиви. Същата реакция, в зависимост от условията (температура, налягане), може да бъде значително обратима или практически необратима. Една проста (едностепенна) обратима реакция се състои от две елементарни реакции, протичащи едновременно, които се различават една от друга само по посока на химическата трансформация. Посоката на крайната реакция, достъпна за пряко наблюдение, се определя от това коя от тези взаимно обратни реакции има по-висока скорост. Например, простата реакция N2O4 Û 2NO2 (2) се състои от елементарни реакции N2O4 ? 2NO2 и 2NO2 ? етапите са обратими.? М. И. Тьомкин.
ХИМИЧНО РАВНОВЕСИЕ.
Химично равновесие- състояние на системата, при което скоростта на правата реакция (V 1) е равна на скоростта на обратната реакция (V 2). При химично равновесие концентрациите на веществата остават непроменени. Химичното равновесие е динамично по природа: правата и обратната реакция не спират при равновесие.
Състоянието на химичното равновесие се характеризира количествено с равновесна константа, която е съотношението на константите на правата (K 1) и обратната (K 2) реакции.
За реакцията mA + nB pC + dD равновесната константа е равна на
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Равновесната константа зависи от температурата и естеството на реагентите. Колкото по-голяма е константата на равновесието, толкова повече равновесието се измества към образуването на директни реакционни продукти. В състояние на равновесие молекулите не спират да се сблъскват и взаимодействията между тях не спират, но концентрациите на веществата остават постоянни. Тези концентрации се наричат равновесни.
|
Равновесна концентрация- концентрация на вещество, участващо в обратима химична реакция, достигнало състояние на равновесие. |
Равновесната концентрация се обозначава с формулата на веществото, взета в квадратни скоби, например:
сравновесие (H 2) = или rравновесие (HI) = .
Както всяка друга концентрация, равновесната концентрация се измерва в молове на литър.
Ако в примерите, които разгледахме, бяхме взели други концентрации на изходните вещества, тогава след достигане на равновесие щяхме да получим различни стойности на равновесните концентрации. Тези нови стойности (обозначени със звездички) ще бъдат свързани със старите, както следва:
.
Като цяло за обратима реакция
а A+ bб d D+ fЕ
в състояние на равновесие при постоянна температура се наблюдава връзката
Това съотношение се нарича закон за масовото действие, който се формулира по следния начин:
при постоянна температура съотношението на произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти, взети в степени, равни на техните коефициенти, към произведението на равновесните концентрации на изходните вещества, взети в степени, равни на техните коефициенти, е постоянна стойност .
Постоянна стойност ( ДО СЪС) се нарича равновесна константатази реакция. Долният индекс "c" в обозначението на тази стойност показва, че за изчисляване на константата са използвани концентрации.
Ако равновесната константа е голяма, тогава равновесието се измества към продуктите на директната реакция, ако е малка, тогава към изходните вещества. Ако равновесната константа е много голяма, тогава се казва, че реакцията е " почти необратимо"ако равновесната константа е много малка, тогава реакцията " на практика не работи."
Константа на равновесие - за всяка обратима реакция стойността е постоянна само при постоянна температура. За една и съща реакция при различни температури константата на равновесие приема различни стойности.
Даденият израз за закона за действието на масите е валиден само за реакции, в които всички участници са или газове, или разтворени вещества. В други случаи уравнението за равновесната константа се променя леко.
Например при обратима реакция, протичаща при висока температура
C (g) + CO 2 2CO (g)
участва твърд графит C (g). Формално, използвайки закона за масовото действие, записваме израз за равновесната константа на тази реакция, като я обозначаваме ДО":
Твърдият графит, лежащ на дъното на реактора, реагира само от повърхността и неговата „концентрация“ не зависи от масата на графита и е постоянна за всяко съотношение на веществата в газовата смес.
Нека умножим дясната и лявата страна на уравнението по тази константа:
Получената стойност е равновесната константа на тази реакция:
По подобен начин, за равновесието на друга обратима реакция, също протичаща при висока температура,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
получаваме равновесната константа
ДО СЪС = .
В този случай тя просто е равна на равновесната концентрация на въглероден диоксид.
От метрологична гледна точка константата на равновесие не е едно физическо количество. Това е група от величини с различни мерни единици, в зависимост от конкретния израз на константата по отношение на равновесните концентрации. Например, за обратима реакция на графит с въглероден диоксид [ К c] = 1 mol/l, същата мерна единица за равновесната константа на реакцията на термично разлагане на калциев карбонат, а равновесната константа на реакцията на синтез на йодоводород е безразмерна величина. В общ случай [ К c] = 1 (mol/l) п .
Промяна в химичното равновесие. Принцип на Льо Шателие
Преминаването на равновесна химическа система от едно равновесно състояние в друго се нарича изместване (изместване) на химичното равновесие, което се осъществява чрез изменение на термодинамичните параметри на системата - температура, концентрация, налягане При изместване на равновесието в права посока се постига увеличаване на добива на продукти, а при изместване в обратна посока - намаляване. в постигнатата степен на превръщане на реагента. И двете могат да бъдат полезни в химическата технология. Тъй като почти всички реакции са обратими в една или друга степен, в индустрията и лабораторната практика възникват два проблема: как да се получи продуктът на „полезна“ реакция с максимален добив и как да се намали добивът на продукти от „вредна“ реакция. И в двата случая е необходимо равновесието да се измести или към реакционните продукти, или към изходните вещества. За да научите как да направите това, трябва да знаете от какво зависи равновесното положение на всяка обратима реакция.
Равновесното положение зависи от:
1) от стойността на равновесната константа (т.е. от естеството на реагентите и температурата),
2) върху концентрацията на веществата, участващи в реакцията и
3) върху налягането (за газовите системи то е пропорционално на концентрациите на веществата).
За качествена оценка на влиянието върху химичното равновесие на всички тези много различни фактори, по своята същност универсален Принцип на Льо Шателие(Френският физикохимик и металург Анри Луи Льо Шателие го формулира през 1884 г.), който е приложим за всякакви равновесни системи, не само за химическите.
Ако една система в равновесие бъде повлияна отвън, тогава равновесието в системата ще се измести в посоката, в която това влияние е частично компенсирано.
Като пример за влияние върху равновесното положение на концентрациите на веществата, участващи в реакцията, нека разгледаме обратимата реакция за получаване на йодоводород
H 2(g) + I 2(g) 2HI (g).
Според закона за действието на масите в състояние на равновесие
.
Нека в реактор с обем 1 литър при определена постоянна температура се установи равновесие, при което концентрациите на всички участници в реакцията са еднакви и равни на 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol/ l; = 1 mol/l). Следователно при тази температура ДО СЪС= 1. Тъй като обемът на реактора е 1 литър, п(H 2) = 1 mol, п(I 2) = 1 mol и п(HI) = 1 mol. В момент t 1 въвеждаме още 1 mol HI в реактора, концентрацията му ще стане равна на 2 mol/l. Но да ДО СЪСостават постоянни, концентрациите на водород и йод трябва да се повишат и това е възможно само поради разлагането на част от йодоводорода съгласно уравнението
2HI (g) = H2 (g) + I2 (g).
Нека t 2 се разложи до момента, в който се достигне новото равновесно състояние хмол от HI и следователно допълнителни 0,5 х mol H2 и I2. Нови равновесни концентрации на участниците в реакцията: = (1 + 0,5 х) mol/l; х= (1 + 0,5 х) mol/l;
= (2 - х) mol/l. Замествайки числените стойности на количествата в израза на закона за масовото действие, получаваме уравнението
Къде
= 0,667. Следователно = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; 1 = = 1,333 mol/l.Скорост на реакция и баланс. = 1,333 mol/l; 2 = = 1,333 mol/l. 2 [C][D] (квадратните скоби показват моларните концентрации на реагентите). Вижда се, че с протичането на директната реакция концентрациите на изходните вещества А и В намаляват и скоростта на директната реакция съответно намалява. Скоростта на обратната реакция, която в началния момент е нулева (няма продукти C и D), постепенно нараства. Рано или късно ще дойде момент, в който скоростта на правата и обратната реакция ще се изравни. След това концентрациите на всички вещества - A, B, C и D не се променят във времето. Това означава, че реакцията е достигнала равновесно положение и концентрациите на вещества, които не се променят с течение на времето, се наричат равновесни. Но за разлика от механичното равновесие, при което всяко движение спира, при химичното равновесие и двете реакции - и директни, и обратни - продължават да протичат, но техните скорости са еднакви и следователно изглежда, че в системата не настъпват промени. Има много начини да се докаже възникването на права и обратна реакция след постигане на равновесие. Например, ако малко водороден изотоп, деутерий D2, се въведе в смес от водород, азот и амоняк, която е в равновесно положение, тогава чувствителен анализ незабавно ще открие наличието на атоми на деутерий в молекулите на амоняка. И обратно, ако въведете малко деутериран амоняк NH 2 D в системата, тогава деутерият веднага ще се появи в изходните вещества под формата на HD и D 2 молекули. Друг грандиозен експеримент беше проведен в Химическия факултет на Московския държавен университет. Сребърна плоча се поставя в разтвор на сребърен нитрат и не се наблюдават промени. След това в разтвора беше въведено малко количество радиоактивни сребърни йони, след което сребърната плоча стана радиоактивна. Нито изплакването на плочата с вода, нито измиването й със солна киселина може да „отмие“ тази радиоактивност. Само ецването с азотна киселина или механичното третиране на повърхността с фина шкурка я правят неактивна. Този експеримент може да се обясни само по един начин: има непрекъснат обмен на сребърни атоми между метала и разтвора, т.е. в системата протича обратима реакция Ag(s) – e – = Ag +. Следователно добавянето на радиоактивни Ag + йони към разтвора доведе до тяхното „включване“ в плочата под формата на електрически неутрални, но все пак радиоактивни атоми. По този начин не само химичните реакции между газове или разтвори са в равновесие, но и процесите на разтваряне на метали и утайки. Например, твърдо вещество се разтваря най-бързо, ако се постави в чист разтворител, когато системата е далеч от равновесие, в този случай наситен разтвор. Постепенно скоростта на разтваряне намалява и в същото време се увеличава скоростта на обратния процес - преминаването на веществото от разтвор в кристална утайка. Когато разтворът се насити, системата достига състояние на равновесие, при което скоростите на разтваряне и кристализация са равни и масата на утайката не се променя с времето. Как една система може да "противодейства" на промените във външните условия? Ако, например, температурата на равновесна смес се повиши чрез нагряване, самата система, разбира се, не може да "отслаби" външното нагряване, но равновесието в нея се измества по такъв начин, че нагряване на реакционната система до определена температура изисква по-голямо количество топлина, отколкото в случая, ако равновесието не се измести. В този случай равновесието се измества така, че топлината се абсорбира, т.е. към ендотермична реакция. Това може да се тълкува като „желание на системата да отслаби външното влияние“. От друга страна, ако има различен брой газообразни молекули от лявата и дясната страна на уравнението, тогава равновесието в такава система може да бъде изместено чрез промяна на налягането. С увеличаване на налягането равновесието се измества към страната, където броят на газообразните молекули е по-малък (и по този начин, така да се каже, "противодейства" на външното налягане). Ако броят на газообразните молекули не се променя по време на реакцията
Нека има обратима реакция A + B C + D. Ако приемем, че правата и обратната реакция протичат в един етап, тогава скоростите на тези реакции ще бъдат право пропорционални на концентрациите на реагентите: скоростта на правата реакция
v к 1 [A][B], скорост на обратна реакция), при температура от 400 ° C и атмосферно налягане се превръща в SO 3 с добив от около 95%, т.е. равновесното състояние при тези условия е почти напълно изместено към SO 3 . При 600° C равновесната смес вече съдържа 76% SO 3, а при 800° C – само 25%. Ето защо, когато сярата се изгаря във въздуха, се образуват главно SO 2 и само около 4% SO 3 . От уравнението на реакцията също следва, че увеличаването на общото налягане в системата ще измести равновесието надясно, а с намаляване на налягането равновесието ще се измести наляво.
Реакцията на отделяне на водород от циклохексан до образуване на бензен
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 се извършва в газова фаза, също в присъствието на катализатор. Тази реакция протича с разход на енергия (ендотермична), но с увеличаване на броя на молекулите. Следователно влиянието на температурата и налягането върху него ще бъде точно обратното на това, което се наблюдава при синтеза на амоняк. А именно: увеличаването на равновесната концентрация на бензен в смес се улеснява от повишаване на температурата и намаляване на налягането, следователно реакцията се извършва в промишлеността при ниско налягане (2–3 atm) и високи температури (450–500 °C). Тук повишаването на температурата е „двойно благоприятно“: то не само увеличава скоростта на реакцията, но и допринася за изместване на равновесието към образуването на целевия продукт. Разбира се, още по-голямо намаляване на налягането (например до 0,1 atm) ще доведе до допълнително изместване на равновесието надясно, но в този случай ще има твърде малко вещество в реактора и скоростта на реакцията също ще намалее , така че общата производителност няма да се увеличи, а ще намалее. Този пример още веднъж показва, че икономически разумният индустриален синтез е успешна маневра между „Сцила и Харибда”.
Принципът на Le Chatelier работи и в така наречения халогенен цикъл, който се използва за производството на титан, никел, хафний, ванадий, ниобий, тантал и други метали с висока чистота. Реакцията на метал с халоген, например Ti + 2I 2 TiI 4, освобождава топлина и следователно с повишаване на температурата равновесието се измества наляво. Така при 600 ° C титанът лесно образува летлив йодид (равновесието се измества надясно), а при 110 ° C йодидът се разлага (равновесието се измества наляво) с освобождаване на много чист метал. Този цикъл работи и в халогенни лампи, където волфрамът, изпарен от намотката и утаен върху по-студените стени, образува летливи съединения с халогени, които се разпадат отново върху горещата намотка и волфрамът се прехвърля на първоначалното си място.
В допълнение към промяната на температурата и налягането има друг ефективен начин за повлияване на равновесното положение. Нека си представим това от равновесната смес
A + B C + D се отделя вещество. В съответствие с принципа на Льо Шателие, системата незабавно ще „отговори” на такова въздействие: равновесието ще започне да се измества по такъв начин, че да компенсира загубата на дадено вещество. Например, ако вещество C или D (или и двете наведнъж) се отстранят от реакционната зона, равновесието ще се измести надясно, а ако веществата A или B бъдат отстранени, ще се измести наляво. Въвеждането на каквото и да е вещество в системата също ще измести равновесието, но в другата посока.
Веществата могат да бъдат отстранени от реакционната зона по различни начини. Например, ако има серен диоксид в плътно затворен съд с вода, ще се установи равновесие между газообразен, разтворен и реагирал серен диоксид:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Ако съдът се отвори, серният диоксид постепенно ще започне да се изпарява и вече няма да може да участва в процеса - равновесието ще започне да се измества наляво, до пълното разлагане на сярната киселина. Подобен процес може да се наблюдава всеки път, когато отворите бутилка лимонада или минерална вода: равновесието CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 се измества наляво, когато CO 2 се изпарява.
Отстраняването на реагент от системата е възможно не само чрез образуване на газообразни вещества, но и чрез свързване на един или друг реагент за образуване на неразтворимо съединение, което се утаява. Например, ако излишък от калциева сол се въведе във воден разтвор на CO 2, тогава Ca 2+ йони ще образуват CaCO 3 утайка чрез взаимодействие с въглена киселина; равновесието CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 ще се измести надясно, докато във водата не остане разтворен газ.
Равновесието може също да бъде изместено чрез добавяне на реагент. Така, когато се комбинират разредени разтвори на FeCl 3 и KSCN, се появява червеникаво-оранжев цвят в резултат на образуването на железен тиоцианат (роданид):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Ако към разтвора се добави допълнително FeCl3 или KSCN, цветът на разтвора ще се увеличи, което показва изместване на равновесието надясно (като че ли отслабва външното влияние). Ако добавите излишък от KCl към разтвора, равновесието ще се измести наляво с отслабване на цвета до светло жълто.
Не напразно формулировката на принципа на Le Chatelier показва, че е възможно да се предвидят резултатите от външни влияния само за системи, които са в състояние на равновесие. Ако тази инструкция бъде пренебрегната, лесно е да се стигне до напълно грешни заключения. Например, известно е, че твърдите алкали (KOH, NaOH) се разтварят във вода с отделяне на голямо количество топлина - разтворът се нагрява почти толкова, колкото при смесване на концентрирана сярна киселина с вода. Ако забравим, че принципът е приложим само за равновесни системи, можем да направим неправилния извод, че с повишаване на температурата разтворимостта на КОН във вода трябва да намалява, тъй като именно това изместване на равновесието между утайката и наситения разтвор води до „отслабване на външното влияние“. Въпреки това, процесът на разтваряне на KOH във вода изобщо не е равновесен процес, тъй като в него участва безводна основа, докато утайката, която е в равновесие с наситен разтвор, е KOH хидрати (главно KOH 2H 2 O). Преходът на този хидрат от утайка към разтвор е ендотермичен процес, т.е. се придружава не от нагряване, а от охлаждане на разтвора, така че принципът на Le Chatelier за равновесен процес е изпълнен и в този случай. По същия начин, когато безводни соли - CaCl 2, CuSO 4 и т.н. се разтварят във вода, разтворът се нагрява, а когато се разтварят кристални хидрати CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O, той се охлажда.
В учебниците и популярната литература можете да намерите още един интересен и поучителен пример за погрешното използване на принципа на Le Chatelier. Ако поставите равновесна смес от кафяв азотен диоксид NO 2 и безцветен тетроксид N 2 O 4 в прозрачна газова спринцовка и след това бързо компресирате газа с помощта на бутало, интензитетът на цвета веднага ще се засили и след известно време (десетки секунди) ) ще отслабне отново, въпреки че няма да достигне първоначалния. Това преживяване обикновено се обяснява по следния начин. Бързото компресиране на сместа води до увеличаване на налягането и следователно концентрацията на двата компонента, така че сместа става по-тъмна. Но увеличаването на налягането, в съответствие с принципа на Le Chatelier, измества равновесието в системата 2NO 2 N 2 O 4 към безцветен N 2 O 4 (броят на молекулите намалява), така че сместа постепенно става по-лека, приближавайки се до ново равновесие позиция, която съответства на повишено налягане.
Погрешността на това обяснение следва от факта, че и двете реакции - дисоциацията на N 2 O 4 и димеризацията на NO 2 - протичат изключително бързо, така че равновесието при всички случаи се установява за милионни части от секундата, така че е невъзможно натиснете буталото толкова бързо, че да нарушите равновесието. Този експеримент може да се обясни по различен начин: компресията на газ предизвиква значително повишаване на температурата (всеки, който е трябвало да помпа гума с велосипедна помпа, е запознат с това явление). И в съответствие със същия принцип на Льо Шателие, равновесието моментално се измества към ендотермичната реакция, която се случва с абсорбцията на топлина, т.е. към дисоциацията на N 2 O 4 - сместа потъмнява. След това газовете в спринцовката бавно се охлаждат до стайна температура и равновесието отново се измества към тетроксида - сместа става по-лека.
Принципът на Льо Шателие работи добре и в случаи, които нямат нищо общо с химията. В една нормално функционираща икономика общото количество пари в обръщение е в равновесие със стоките, които могат да бъдат закупени с тези пари. Какво ще се случи, ако „външното влияние“ се окаже желанието на правителството да печата повече пари, за да изплати дълговете си? В строго съответствие с принципа на Льо Шателие балансът между стоки и пари ще се измести по такъв начин, че да отслаби удоволствието на гражданите да имат повече пари. А именно, цените на стоките и услугите ще се повишат и по този начин ще се постигне ново равновесие. Още един пример. В един от градовете на САЩ беше решено да се отърве от постоянните задръствания чрез разширяване на магистрали и изграждане на транспортни възли. Това помогна за известно време, но след това възхитените жители започнаха да купуват повече коли, така че скоро задръстванията се появиха отново - но с нов „баланс“ между пътищата и повече коли.
И така, нека направим основните изводи за начините за изместване на химичното равновесие.
Принцип на Льо Шателие. Ако външно въздействие се приложи към система, която е в равновесие (концентрация, температура, промени в налягането), то благоприятства протичането на коя от двете противоположни реакции отслабва това влияние
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
IN |
|
V 2 |
1. Натиск. Повишаването на налягането (за газове) измества равновесието към реакция, водеща до намаляване на обема (т.е. образуването на по-малко молекули).
2. Повишаването на температурата измества равновесното положение към ендотермична реакция (т.е. към реакция, протичаща с абсорбцията на топлина)
3. Увеличаването на концентрацията на изходните вещества и отстраняването на продуктите от реакционната сфера измества равновесието към директна реакция. Повишаване на концентрациите на изходните вещества [A] или [B] или [A] и [B]: V 1 > V 2.
Катализаторите не влияят на равновесното положение.
Принципът на Льо Шателие в природата.
Когато изучавам тази тема, винаги искам да дам пример за желанието на всички живи същества за баланс, компенсация. Например: промяна в популацията на мишки - ядкова година - има много храна за мишки, популацията на мишки нараства бързо. С увеличаването на броя на мишките количеството храна намалява; в резултат на натрупването на гризачи започват да растат различни инфекциозни заболявания сред мишките, така че има постепенно намаляване на популацията на гризачите. След определен период от време настъпва динамично равновесие в броя на раждащите се и умиращи мишки, което може да се промени в една или друга посока под влияние на външни благоприятни или неблагоприятни условия.
В човешкото тяло протичат биохимични процеси, които също могат да се регулират според принципа на Льо Шателие. Понякога в резултат на такава реакция тялото започва да произвежда отровни вещества, които причиняват определено заболяване. Как да предотвратим този процес?
Нека си припомним такъв метод на лечение като хомеопатия. Методът се състои в използването на много малки дози от тези лекарства, които в големи дози причиняват признаци на някакво заболяване при здрав човек. Как действа лекарството за отрова в този случай? В тялото се въвежда продукт от нежелана реакция и според принципа на Le Chatelier равновесието се измества към изходните вещества. Процесът, причиняващ болезнени нарушения в тялото, отшумява.
Практическа част.
Контролът на нивото на усвояване на изучаваната тема се извършва под формата на тестове. Тестова система от кратко и точно формулирани и стандартизирани задачи, които се задават в ограничено време, кратки и точни отговори, оценявани по точкова система. При съставянето на тестове се съсредоточих върху следните нива:
Репродуктивен - учениците на това ниво изпълняват основно въз основа на паметта.
Продуктивен – постигането на това ниво изисква от учениците разбиране на изучаваните формулировки, понятия, закони и способност за установяване на връзки между тях.
Творчески - способност за прогнозиране въз основа на съществуващи знания, проектиране, анализиране, правене на изводи, сравнения, обобщения.
Затворени тестовеили тестове, в които участникът трябва да избере верния отговор от дадените опции.
А) Репродуктивно ниво: тестове с алтернативни отговори, в които субектът трябва да отговори с да или не. Резултат 1 точка.
Реакция на горене на фосфор -
а) да б) не
Реакция на разлагане
обратима реакция
а) да б) не
повишаване на температурата
живачен оксид II на живак
и кислород
а) да б) не
В живите системи
и необратими процеси
а) да б) не.
Тестове с избор на един верен отговор
В коя система химичното равновесие ще се измести надясно с увеличаване на налягането?
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 точка
повишаване на температурата
с помощта на катализатор
понижаване на температурата; 1 точка
За състоянието на химичното равновесие в системата
никакъв ефект
повишаване на налягането
повишаване на концентрацията на йод
повишаване на температурата
понижаване на температурата; 1 точка
В коя система увеличаването на концентрацията на водород измества химичното равновесие наляво?
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 точка
В коя система повишаването на налягането не влияе на промяната в химичното равновесие?
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 точка
За химичното равновесие в системата
няма влияние
повишаване на температурата
повишаване на налягането
отстраняване на амоняка от реакционната зона
използване на катализатор 1 точка
Химично равновесие в системата
се измества към образуването на реакционния продукт при
повишено налягане
повишаване на температурата
намаляване на налягането
прилагане на катализатор 1 точка
При производството на сярна киселина на етапа на окисление на SO2 в SO3 за увеличаване на добива на продукта
увеличаване на концентрацията на кислород
повишаване на температурата
понижаване на кръвното налягане
въвежда се катализатор; 1,5 точки
Алкен + H2 ↔ алкан
при нагряване на реакционната смес
балансът ще се измести надясно
балансът ще се измести наляво
равновесието ще тече в двете посоки с еднаква вероятност
тези вещества не са в състояние на равновесие при посочените условия; 1,5 точки
Химично равновесие в системата
се измества към образуването на изходни вещества
1) повишаване на налягането
повишаване на температурата
намаляване на налягането
прилагане на катализатор; 1 точка
Относно изместването на равновесието надясно в системата
въздействия
спад на температурата
повишаване на налягането
използване на катализатор
повишаване на температурата; 1 точка
Необратима реакция съответства на уравнението
азот+водород=амоняк
ацетилен+кислород=въглероден диоксид+вода
водород+йод=йодоводород
серен диоксид + кислород = серен анхидрид; 1,5 точки
Тестове с множество възможности за избор, по време на който субектът трябва да избере 1-2 верни отговора или да сравни 2 предложени условия при избора на отговор.
В коя система химичното равновесие ще се измести към продуктите на реакцията както при повишаване на налягането, така и при понижаване на температурата?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 точки
Химично равновесие в системата
NH3+H2O↔NH4+OH
ще се измести към образуването на амоняк, когато амоняк се добави към воден разтвор
натриев хлорид
натриев хидроксид
солна киселина
алуминиев хлорид; 1,5 точки
19) Реакцията на хидратация на етилен CH2=CH2+H2O ↔ е от голямо практическо значение, но е обратима, за да се измести равновесието на реакцията надясно, е необходимо
повишаване на температурата (>280 градуса C)
намалете количеството вода в реакционната смес
повишаване на налягането (повече от 80 атмосфери)
заменете киселинния катализатор с платина; 1 точка
Реакцията на дехидрогениране на бутана е ендотермична. Необходимо е да се измести равновесието на реакцията надясно
използвайте по-активен катализатор, като платина
намалете температурата
повишаване на кръвното налягане
повишаване на температурата; 1 точка
За реакцията на оцетна киселина с метанол за образуване на етер и вода, изместването на равновесието наляво ще допринесе за
подходящ катализатор
добавяне на концентрирана сярна киселина
използване на дехидратирани изходни материали
добавяне на етер; 1,5 точки
Тестове за премахване на ненужни неща (ако видите нещо ненужно, премахнете го)
Изместването на баланса се влияе от
промяна на налягането
използване на катализатор
промяна в концентрациите на веществата, участващи в реакцията
промяна на температурата; 1 точка
Увеличаването или намаляването на налягането влияе върху промяната на химичното равновесие в реакциите
движещи се с отделяне на топлина
реакции, включващи газообразни вещества
реакции, протичащи с намаляване на обема
реакции, протичащи с увеличаване на обема; 1,5 точки
Реакцията е необратима
горящи въглища
изгаряне на фосфор
синтез на амоняк от азот и водород
изгаряне на метан; 1,5 точки
Групиране на тестовевключват списък с предложени формули, уравнения, термини, които трябва да бъдат разпределени според определени характеристики
При едновременно повишаване на температурата и намаляване на налягането химичното равновесие ще се измести надясно в системата
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 точки
Реакцията на хидрогениране на пропена е екзотермична. Необходимо е да се измести химичното равновесие надясно
спад на температурата
повишаване на налягането
намаляване на концентрацията на водород
намаляване на концентрацията на пропен; 1 точка
Задачи за съответствие.
При извършване на тестове от субекта се иска да установи съответствието на елементите от два списъка с няколко възможни отговора.
Равновесието на реакцията се измества надясно. Приведете в съответствие.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) С повишаване на температурата
B) CO2+C(твърд)↔2CO-Q 3) Когато налягането намалее
D) N2O(g)+S(s)↔2N2(g) 4) С увеличаване на контактната площ; 2 точки
Равновесието на реакцията се измества към образуването на реакционни продукти. Приведете в съответствие.
B) 2H2+O2↔2H2O(g)+Q 2) С повишаване на температурата
B) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Когато налягането намалее
D) N2+O2↔2NO-Q 4) При добавяне на етер
5) При добавяне на алкохол; 2 точки
Отворени тестове или тестове със свободен отговор, в който субектът трябва да добави концепции към дефиницията на уравнение или да предложи независима преценка по доказателствен начин.
Задачите от този тип съставляват крайната, най-високо оценена част от тестовете на Единния държавен изпит по химия.
Задачи за събиране.
Обектът трябва да формулира отговори, като вземе предвид ограниченията, предвидени в задачата.
Попълнете уравнението на реакциите, които са обратими и в същото време екзотермични
Б) Водород + Йод
Б) Азот + Водород
Г) серен диоксид + кислород
E) Въглероден диоксид + въглерод 2 точки
Напишете уравнението на реакцията според диаграмата, от тях изберете онези обратими реакции, при които повишаването на температурата ще доведе до изместване на равновесието надясно:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 точки
Тестове за безплатни презентационни задачи.
Субектът трябва самостоятелно да формулира отговорите, тъй като в задачата не им се налагат ограничения.
31) Избройте факторите, които изместват равновесието надясно в системата:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 точки
32) Избройте факторите, които изместват равновесието към образуването на изходни вещества в системата:
C (sol) + 2H2(g)↔CH4(g) + Q 2 точки
Отговори на тестове.
Номер на теста Верен отговор
Б-1
G-3.4
А-2,3
G-2
В- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
първа реакция
CO+2H2↔CH3OH+Q
намаляваща температура
нарастващ натиск
повишаване на концентрацията на CO
повишаване на концентрацията на H2
намаляване на концентрацията на алкохол
C+2H2↔CH4+Q
2) намаляване на налягането
3) намаляване на концентрацията на водород
4) увеличаване на концентрацията на метан.
Референции
Ахметов, М.А.Система от задачи и упражнения по органична химия в тестова форма [Текст] / М. А. Ахметов, И. Н. Прохоров - Уляновск: ИПКПРО, 2004.
Габриелян, О.С.Съвременна дидактика на училищната химия, лекция № 6 / О. С. Краснова, С. Т. Сладков. -с.4-13.
Каверина, А.А.Учебни и учебни материали за подготовка за единен държавен изпит. Химия [Текст] / А.А.Каверина и др.: Интелект център, 2004.-160 с.
Каверина, А.А.Единен държавен изпит 2009. Химия [Текст] / А.А.Корошченко, Д.Ю.
Leenson, I.A.Химични реакции, топлинен ефект, равновесие, скорост [Текст] /I.A.Leenson.M.: Астрел, 2002.-190с.
Радецки, А.М.Тестова работа по химия в 8-11 клас: наръчник за учители [Текст] / A.M. Radetsky. М.: Образование, 2009.-272 с.
Рябинина, О.А.Демонстрация на действието на принципа на Льо Шателие / О.О. Иларионов // Химия в училище. - № 7. - С.
Тушина.Е.Н.Принципът на Льо Шателие и някои методи на лечение [Текст] / E.N. Tushina.// Химия в училище - 1993. бр.2.-с.54.
Шелински, Г.И.Основи на теорията на химичните процеси [Текст] / G.I. Shelinsky. М.: Образование, 1989.-234 с.
Стремплер, Г.И.Предпрофилна подготовка по химия [Текст]
Химичните реакции могат да бъдат обратими или необратими.
тези. ако някаква реакция A + B = C + D е необратима, това означава, че обратната реакция C + D = A + B не възниква.
т.е., например, ако определена реакция A + B = C + D е обратима, това означава, че както реакцията A + B → C + D (директна), така и реакцията C + D → A + B (обратна) протичат едновременно ).
По същество, защото Възникват както директни, така и обратни реакции; в случай на обратими реакции, както веществата от лявата страна на уравнението, така и веществата от дясната страна на уравнението могат да се нарекат реагенти (изходни вещества). Същото важи и за продуктите.
За всяка обратима реакция е възможна ситуация, когато скоростите на правата и обратната реакция са равни. Това състояние се нарича състояние на баланс.
При равновесие концентрациите както на всички реагенти, така и на всички продукти са постоянни. Концентрациите на продуктите и реагентите в равновесие се наричат равновесни концентрации.
Изместване на химичното равновесие под въздействието на различни фактори
Поради външни влияния върху системата, като промени в температурата, налягането или концентрацията на изходните вещества или продукти, равновесието на системата може да бъде нарушено. Въпреки това, след прекратяване на това външно влияние, системата след известно време ще премине към ново състояние на равновесие. Такъв преход на система от едно равновесно състояние в друго равновесно състояние се нарича изместване (изместване) на химичното равновесие .
За да можете да определите как химичното равновесие се измества при определен тип въздействие, е удобно да използвате принципа на Le Chatelier:
Ако върху система в състояние на равновесие се окаже някакво външно въздействие, тогава посоката на изместване на химичното равновесие ще съвпадне с посоката на реакцията, която отслабва ефекта от влиянието.
Влиянието на температурата върху състоянието на равновесие
Когато температурата се промени, равновесието на всяка химична реакция се измества. Това се дължи на факта, че всяка реакция има топлинен ефект. Освен това топлинните ефекти на правата и обратната реакция винаги са точно противоположни. Тези. ако правата реакция е екзотермична и протича с топлинен ефект, равен на +Q, тогава обратната реакция винаги е ендотермична и има топлинен ефект, равен на –Q.
По този начин, в съответствие с принципа на Le Chatelier, ако увеличим температурата на определена система, която е в състояние на равновесие, тогава равновесието ще се измести към реакцията, по време на която температурата намалява, т.е. към ендотермична реакция. И по същия начин, ако понижим температурата на системата в състояние на равновесие, равновесието ще се измести към реакцията, в резултат на което температурата ще се повиши, т.е. към екзотермична реакция.
Например, разгледайте следната обратима реакция и посочете къде ще се измести нейното равновесие с понижаване на температурата:
Както може да се види от горното уравнение, предната реакция е екзотермична, т.е. В резултат на възникването му се отделя топлина. Следователно обратната реакция ще бъде ендотермична, т.е. протича с абсорбцията на топлина. Според условието температурата се намалява, следователно равновесието ще се измести надясно, т.е. към пряка реакция.
Влияние на концентрацията върху химичното равновесие
Увеличаването на концентрацията на реагентите в съответствие с принципа на Le Chatelier трябва да доведе до изместване на равновесието към реакцията, в резултат на която се изразходват реагентите, т.е. към пряка реакция.
И обратно, ако концентрацията на реагентите се намали, тогава равновесието ще се измести към реакцията, в резултат на която се образуват реагентите, т.е. страна на обратната реакция (←).
Промяната в концентрацията на реакционните продукти също има подобен ефект. Ако концентрацията на продуктите се увеличи, равновесието ще се измести към реакцията, в резултат на която продуктите се изразходват, т.е. към обратната реакция (←). Ако, напротив, концентрацията на продуктите се намали, тогава равновесието ще се измести към директната реакция (→), така че концентрацията на продуктите се увеличава.
Влияние на налягането върху химичното равновесие
За разлика от температурата и концентрацията, промените в налягането не влияят на равновесното състояние на всяка реакция. За да може промяната в налягането да доведе до промяна в химичното равновесие, сумите на коефициентите за газообразни вещества от лявата и дясната страна на уравнението трябва да са различни.
Тези. от две реакции:
промяната в налягането може да повлияе на равновесното състояние само в случай на втората реакция. Тъй като сумата от коефициентите пред формулите на газообразните вещества в случая на първото уравнение вляво и вдясно е една и съща (равна на 2), а в случая на второто уравнение е различна (4 в отляво и 2 отдясно).
От тук по-специално следва, че ако няма газообразни вещества както сред реагентите, така и сред продуктите, тогава промяната в налягането няма да повлияе по никакъв начин на текущото състояние на равновесие. Например налягането няма да повлияе на равновесното състояние на реакцията:
Ако отляво и отдясно количеството на газообразните вещества се различава, тогава увеличаването на налягането ще доведе до изместване на равновесието към реакцията, по време на която обемът на газовете намалява, а намаляването на налягането ще доведе до изместване на равновесие, в резултат на което се увеличава обемът на газовете.
Влияние на катализатора върху химичното равновесие
Тъй като катализаторът ускорява еднакво както предните, така и обратните реакции, неговото присъствие или отсъствие няма ефектдо състояние на равновесие.
Единственото нещо, на което може да повлияе катализаторът, е скоростта на преминаване на системата от неравновесно състояние към равновесно.
Въздействието на всички горепосочени фактори върху химическото равновесие е обобщено по-долу в измамен лист, който можете да разгледате първоначално, когато изпълнявате задачи за равновесие. Въпреки това няма да е възможно да го използвате на изпита, така че след като анализирате няколко примера с негова помощ, трябва да го научите и да практикувате решаването на задачи за равновесие, без да го гледате:
Обозначения: Т - температура, стр - налягане, с – концентрация, – повишаване, ↓ – намаление
|
Т |
Т - равновесието се измества към ендотермичната реакция |
| ↓T - равновесието се измества към екзотермична реакция | |
|
стр |
стр - равновесието се измества към реакцията с по-малка сума от коефициенти пред газообразни вещества |
| ↓стр - равновесието се измества към реакцията с по-голяма сума от коефициенти пред газообразни вещества | |
|
c |
c (реагент) – равновесието се измества към директната реакция (надясно) |
| ↓c (реагент) – равновесието се измества към обратната реакция (наляво) | |
| c (продукт) – равновесието се измества към обратната реакция (наляво) | |
| ↓c (продукт) – равновесието се измества към директната реакция (надясно) | |
| Не нарушава баланса!!! |