Blandt de talrige klassifikationer af typer reaktioner, for eksempel dem, der er bestemt af den termiske virkning (exoterm og endoterm), af ændringer i stoffernes oxidationstilstande (redox), af antallet af komponenter, der deltager i dem (nedbrydning, forbindelser) og så videre, reaktioner, der forekommer i to gensidige retninger, ellers kaldet reversibel . Et alternativ til reversible reaktioner er reaktioner irreversibel, hvorved slutproduktet (bundfald, gasformigt stof, vand) dannes. Blandt disse reaktioner er følgende:
Udvekslingsreaktioner mellem saltopløsninger, hvor der enten dannes et uopløseligt bundfald - CaCO 3:
Ca(OH)2 + K2CO3 → CaCO 3↓ + 2KON (1)
eller et gasformigt stof - CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H2O (2)
eller der opnås et let dissocierbart stof - H 2 O:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H 2O(3)
Hvis vi betragter en reversibel reaktion, så fortsætter den ikke kun i fremadgående retning (i reaktioner 1,2,3 fra venstre mod højre), men også i den modsatte retning. Et eksempel på en sådan reaktion er syntesen af ammoniak fra gasformige stoffer - brint og nitrogen:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)
Dermed, en kemisk reaktion kaldes reversibel, hvis den ikke kun forløber i fremadgående retning (→), men også i den modsatte retning (←) og er angivet med symbolet (↔).
Hovedtræk ved denne type reaktion er, at reaktionsprodukterne dannes ud fra udgangsstofferne, men samtidig dannes udgangsreagenserne ud fra de samme produkter. Hvis vi betragter reaktion (4), så vil deres nedbrydning i en relativ tidsenhed, samtidig med dannelsen af to mol ammoniak, ske med dannelsen af tre mol brint og et mol nitrogen. Lad os betegne hastigheden af direkte reaktion (4) med symbolet V 1, så vil udtrykket for denne hastighed have formen:
V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)
hvor værdien "k" er defineret som hastighedskonstanten for en given reaktion, værdierne [H 2 ] 3 og svarer til koncentrationerne af udgangsstofferne hævet til potenser svarende til koefficienterne i reaktionsligningen. I overensstemmelse med princippet om reversibilitet vil hastigheden af den omvendte reaktion tage udtrykket:
V 2 = kˑ 2 (6)
I det indledende tidspunkt får hastigheden af den fremadrettede reaktion den største værdi. Men gradvist falder koncentrationerne af startreagenserne, og reaktionshastigheden aftager. Samtidig begynder hastigheden af den omvendte reaktion at stige. Når hastighederne for fremadgående og tilbagegående reaktioner bliver de samme (V 1 = V 2), ligevægtstilstand , hvor der ikke længere er en ændring i koncentrationerne af både de initiale og de resulterende reagenser.
Det skal bemærkes, at nogle irreversible reaktioner ikke skal tages bogstaveligt. Lad os give et eksempel på den hyppigst citerede reaktion af et metal med en syre, især zink med saltsyre:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (7)
Faktisk danner zink, når det er opløst i syre, et salt: zinkchlorid og brintgas, men efter nogen tid aftager hastigheden af den direkte reaktion, når koncentrationen af salt i opløsningen stiger. Når reaktionen praktisk talt stopper, vil en vis mængde saltsyre være til stede i opløsningen sammen med zinkchlorid, så reaktion (7) skal gives i følgende form:
2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)
Eller i tilfælde af dannelsen af et uopløseligt bundfald opnået ved sammensmeltning af opløsninger af Na 2 SO 4 og BaCl 2:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2 NaCl (9)
det udfældede salt BaSO 4, omend i et lille omfang, vil dissociere til ioner:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Derfor er begreberne irreversible og irreversible reaktioner relative. Men ikke desto mindre, både i naturen og i menneskers praktiske aktiviteter, er disse reaktioner af stor betydning. For eksempel forbrændingsprocesser af kulbrinter eller mere komplekse organiske stoffer, såsom alkohol:
CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O (11)
2C 2 H 5 OH + 5O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O (12)
er absolut irreversible processer. Det ville blive betragtet som en lykkelig drøm for menneskeheden, hvis reaktionerne (11) og (12) var reversible! Så ville det være muligt at syntetisere gas og benzin og alkohol igen fra CO 2 og H 2 O! På den anden side reversible reaktioner såsom (4) eller oxidation af svovldioxid:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
er basiske i produktionen af ammoniumsalte, salpetersyre, svovlsyre og andre uorganiske og organiske forbindelser. Men disse reaktioner er reversible! Og for at opnå de endelige produkter: NH 3 eller SO 3, er det nødvendigt at bruge sådanne teknologiske metoder som: ændring af koncentrationen af reagenser, ændring af tryk, forøgelse eller reduktion af temperaturen. Men dette vil allerede være emnet for det næste emne: "Skift i kemisk ligevægt."
hjemmeside, ved kopiering af materiale helt eller delvist kræves et link til kilden.
Hvad er en reversibel reaktion? Dette er en kemisk proces, der foregår i to indbyrdes modsatte retninger. Lad os overveje de vigtigste egenskaber ved sådanne transformationer såvel som deres karakteristiske parametre.
Hvad er essensen af balance?
Reversible kemiske reaktioner producerer ikke specifikke produkter. For eksempel, når svovloxid (4) oxideres samtidig med produktionen af svovloxid (6), dannes de oprindelige komponenter igen.
Irreversible processer involverer fuldstændig omdannelse af interagerende stoffer en sådan reaktion ledsages af produktionen af et eller flere reaktionsprodukter.
Eksempler på irreversible interaktioner er nedbrydningsreaktioner. For eksempel, når kaliumpermanganat opvarmes, dannes et metalmanganat, manganoxid (4), og der frigives også iltgas.
En reversibel reaktion involverer ikke dannelse af nedbør eller frigivelse af gasser. Det er netop her dens væsentligste forskel fra irreversibel interaktion ligger.
Kemisk ligevægt er en tilstand af et interagerende system, hvor den reversible forekomst af en eller flere kemiske reaktioner er mulig, forudsat at hastighederne af processerne er ens.
Hvis systemet er i dynamisk ligevægt, er der ingen ændring i temperatur, koncentration af reagenser eller andre parametre i en given tidsperiode.
Betingelser for at skifte ligevægt
Ligevægten for en reversibel reaktion kan forklares ved hjælp af Le Chateliers regel. Dens essens ligger i, at når der udøves en ydre påvirkning på et system, der oprindeligt er i dynamisk ligevægt, observeres en ændring i reaktionen i den modsatte retning af påvirkningen. Enhver reversibel reaktion ved brug af dette princip kan forskydes i den ønskede retning i tilfælde af ændringer i temperatur, tryk og koncentration af interagerende stoffer.
Le Chateliers princip "virker" kun for gasformige reagenser, der ikke tages i betragtning. Der er et gensidigt omvendt forhold mellem tryk og volumen, bestemt af Mendeleev-Clapeyron-ligningen. Hvis volumenet af de oprindelige gasformige komponenter er større end reaktionsprodukterne, så er det vigtigt at øge trykket af blandingen for at ændre ligevægten til højre.
Når carbonmonoxid (2) for eksempel omdannes til carbondioxid, indgår 2 mol carbonmonoxid og 1 mol oxygen i reaktionen. Dette producerer 2 mol carbonmonoxid (4).
Hvis denne reversible reaktion i henhold til problemets betingelser skal flyttes til højre, er det nødvendigt at øge trykket.
Koncentrationen af reagerende stoffer har også en væsentlig indflydelse på processens forløb. Ifølge Le Chateliers princip, hvis koncentrationen af de oprindelige komponenter stiger, skifter ligevægten i processen mod produktet af deres interaktion.
I dette tilfælde fremmer reduktionen (fjernelse fra reaktionsblandingen) af det resulterende produkt forekomsten af den direkte proces.
Udover tryk og koncentration har temperaturændringer også en væsentlig indflydelse på forekomsten af en omvendt eller direkte reaktion. Når den oprindelige blanding opvarmes, observeres et skift i ligevægt mod den endoterme proces.
Eksempler på reversible reaktioner
Lad os overveje, ved hjælp af en specifik proces, måder at flytte ligevægten mod dannelsen af reaktionsprodukter.
2СО+О 2 -2СО 2
Denne reaktion er en homogen proces, da alle stoffer er i samme (gasformige) tilstand.
På venstre side af ligningen er der 3 volumener af komponenter, efter interaktion faldt denne indikator, 2 volumener dannes. For at den direkte proces kan finde sted, er det nødvendigt at øge trykket af reaktionsblandingen.
Da reaktionen er eksoterm, sænkes temperaturen for at producere kuldioxid.
Ligevægten i processen vil skifte mod dannelsen af reaktionsproduktet med en stigning i koncentrationen af et af udgangsstofferne: ilt eller carbonmonoxid.
Konklusion
Reversible og irreversible reaktioner spiller en vigtig rolle i menneskelivet. De metaboliske processer, der forekommer i vores krop, er forbundet med et systematisk skift i kemisk ligevægt. Ved kemisk produktion bruges optimale forhold til at lede reaktionen i den rigtige retning.
Alle kemiske reaktioner kan opdeles i to grupper: irreversible og reversible reaktioner. Irreversible reaktioner fortsætter til afslutning - indtil en af reaktanterne er fuldstændig opbrugt. Reversible reaktioner fortsætter ikke til afslutning: I en reversibel reaktion er ingen af reaktanterne fuldstændigt forbrugt. Denne forskel skyldes det faktum, at en irreversibel reaktion kun kan forløbe i én retning. En reversibel reaktion kan forekomme i både fremadgående og baglæns retning.
Lad os se på to eksempler.
Eksempel 1. Interaktionen mellem zink og koncentreret salpetersyre forløber ifølge ligningen:
Med en tilstrækkelig mængde salpetersyre vil reaktionen først afsluttes, når al zinken er opløst. Desuden, hvis du forsøger at udføre denne reaktion i den modsatte retning - at føre nitrogendioxid gennem en opløsning af zinknitrat, så vil metallisk zink og salpetersyre ikke fungere - denne reaktion kan ikke fortsætte i den modsatte retning. Således er interaktionen mellem zink og salpetersyre en irreversibel reaktion.
Eksempel 2. Ammoniaksyntese forløber ifølge ligningen:
Hvis man blander et mol nitrogen med tre mol brint, skaber betingelser i systemet, der er gunstige for, at reaktionen kan ske, og efter tilstrækkelig tid analyserer gasblandingen, vil analysens resultater vise, at ikke kun reaktionen produkt (ammoniak) vil være til stede i systemet, men også startstofferne (nitrogen og brint). Hvis nu under de samme forhold ikke en kvælstof-brint blanding, men ammoniak sættes som udgangsstof, så vil man kunne konstatere, at en del af ammoniakken vil nedbrydes til kvælstof og brint, og det endelige forhold mellem mængderne af alle tre stoffer vil være det samme som i så fald , når man tager udgangspunkt i en blanding af nitrogen og brint. Ammoniaksyntese er således en reversibel reaktion.
I ligninger af reversible reaktioner kan pile bruges i stedet for lighedstegnet; de symboliserer reaktionen, der forekommer i både fremadgående og baglæns retning.
I fig. Figur 68 viser ændringen i raterne af fremadrettede og omvendte reaktioner over tid. Først, når man blander udgangsstofferne, er hastigheden af den fremadrettede reaktion høj, og hastigheden af den omvendte reaktion er nul. Efterhånden som reaktionen skrider frem, forbruges udgangsstofferne, og deres koncentrationer falder.
Ris. 63. Ændring i hastigheden af fremadgående og tilbagegående reaktioner over tid.
Som et resultat falder hastigheden af den fremadrettede reaktion. Samtidig opstår reaktionsprodukter og deres koncentration stiger. Som et resultat begynder en omvendt reaktion at forekomme, og dens hastighed stiger gradvist. Når hastighederne for fremadgående og omvendte reaktioner bliver lige store, opstår der kemisk ligevægt. I det sidste eksempel er der således etableret en ligevægt mellem nitrogen, brint og ammoniak.
Kemisk ligevægt kaldes dynamisk ligevægt. Dette understreger, at der ved ligevægt forekommer både fremadrettede og omvendte reaktioner, men deres hastigheder er de samme, hvilket resulterer i, at ændringer i systemet ikke er mærkbare.
En kvantitativ karakteristik af kemisk ligevægt er en værdi kaldet den kemiske ligevægtskonstant. Lad os overveje det ved at bruge eksemplet på jodid-hydrogen-syntesereaktionen:
Ifølge loven om massehandling udtrykkes hastighederne for fremadgående og omvendte reaktioner ved ligningerne:
Ved ligevægt er hastighederne for fremadrettede og omvendte reaktioner derfor lig med hinanden
Forholdet mellem hastighedskonstanterne for de fremadrettede og omvendte reaktioner er også en konstant. Det kaldes ligevægtskonstanten for denne reaktion (K):
Herfra endelig
På venstre side af denne ligning er de koncentrationer af interagerende stoffer, der er etableret ved ligevægt - ligevægtskoncentrationer. Den højre side af ligningen er en konstant (ved konstant temperatur) størrelse.
Det kan påvises, at i det generelle tilfælde af en reversibel reaktion
ligevægtskonstanten vil blive udtrykt ved ligningen:
Her angiver store bogstaver formler for stoffer, og små bogstaver angiver koefficienter i reaktionsligningen.
Ved en konstant temperatur er ligevægtskonstanten for en reversibel reaktion således en konstant værdi, der viser forholdet mellem koncentrationerne af reaktionsprodukter (tæller) og udgangsstoffer (nævner), der etableres ved ligevægt.
Ligevægtskonstantligningen viser, at under ligevægtsbetingelser er koncentrationerne af alle stoffer, der deltager i reaktionen, relateret til hinanden. En ændring i koncentrationen af et af disse stoffer medfører ændringer i koncentrationerne af alle andre stoffer; som følge heraf etableres nye koncentrationer, men forholdet mellem dem svarer igen til ligevægtskonstanten.
Den numeriske værdi af ligevægtskonstanten, til en første tilnærmelse, karakteriserer udbyttet af en given reaktion. For eksempel når reaktionsudbyttet er højt, fordi i dette tilfælde
det vil sige, at ved ligevægt er koncentrationerne af reaktionsprodukterne meget større end koncentrationerne af udgangsstofferne, og det betyder, at udbyttet af reaktionen er højt. Når (af en lignende årsag) udbyttet af reaktionen er lavt.
Ved heterogene reaktioner omfatter udtrykket af ligevægtskonstanten såvel som udtrykket for massevirkningsloven (se § 58) kun koncentrationerne af de stoffer, der er i gas- eller væskefasen. For eksempel for reaktionen
ligevægtskonstanten har formen:
Værdien af ligevægtskonstanten afhænger af arten af de reagerende stoffer og af temperaturen. Det afhænger ikke af tilstedeværelsen af katalysatorer. Som allerede nævnt er ligevægtskonstanten lig med forholdet mellem hastighedskonstanterne for de fremadrettede og omvendte reaktioner. Da katalysatoren ændrer aktiveringsenergien af både fremadgående og omvendte reaktioner med samme mængde (se § 60), påvirker den ikke forholdet mellem deres hastighedskonstanter.
Derfor påvirker katalysatoren ikke værdien af ligevægtskonstanten og kan derfor hverken øge eller mindske reaktionens udbytte. Det kan kun fremskynde eller bremse begyndelsen af ligevægt.
omskoling af uddannelsesarbejdere.
Institut for Naturvidenskab
Emne: “Reversible og irreversible reaktioner.
Kemisk balance. Le Chateliers princip.
Arbejde udført:
Gruppe X lytter – 1
Kemilærer Kommunal Uddannelsesinstitution Gymnasieskole nr. 6
Dimitrovgrad
Ulyanovsk-regionen
Lepikhova Tatyana Vasilievna.
Videnskabelig rådgiver:
Leder af afdelingen
naturvidenskab
Akhmetov Marat Anvarovich
Ulyanovsk 2009
Reversible og irreversible kemiske reaktioner.
Kemisk balance.
Le Chateliers princip.
Målet med arbejdet: 1) Undersøgelse af træk og mønstre i strømmen af kemiske reaktioner, som en fortsættelse af idédannelsen om forskellige typer kemiske reaktioner baseret på reversibilitet.
2) Generalisering og konkretisering af viden om lovene for kemiske reaktioner, dannelsen af færdigheder til at bestemme, forklare funktionerne og de resulterende betingelser, der er nødvendige for forekomsten af en bestemt reaktion. 3) Udvide og uddybe viden om mangfoldigheden af kemiske processer, lære eleverne at sammenligne, analysere, forklare, drage konklusioner og generaliseringer. 4) Betragt denne del af kemisk videnskab som den vigtigste i det anvendte aspekt og betragte ideer om kemisk ligevægt som et specialtilfælde af den forenede lov om naturlig ligevægt, ønsket om kompensation, stabiliteten af ligevægt i enhed med den grundlæggende form for eksistens af stof, bevægelse, dynamik.
Opgaver.
Overvej emnet: "Reversible og irreversible reaktioner" ved hjælp af specifikke eksempler, ved hjælp af tidligere ideer om hastigheden af kemiske reaktioner.
Fortsæt med at studere træk ved reversible kemiske reaktioner og udvikle ideer om kemisk ligevægt som en dynamisk tilstand af et reagerende system.
Studer principperne for at skifte kemisk ligevægt og lær eleverne at bestemme betingelserne for at skifte kemisk ligevægt.
At give eleverne en idé om betydningen af dette emne ikke kun for kemisk produktion, men også for den normale funktion af en levende organisme og naturen som helhed.
Introduktion
I naturen, i levende væseners organismer, i processen med menneskelig fysiologisk aktivitet, i hans handlinger for at skabe betingelser på forskellige niveauer: husholdnings-, forsvars-, industri-, tekniske, miljømæssige og andre, tusinder, millioner af helt forskellige reaktioner forekommer eller er udføres, som kan anskues fra forskellige synsvinkler og klassifikationer. Vi vil overveje kemiske reaktioner ud fra deres reversibilitet og irreversibilitet.
Det er svært at overvurdere betydningen af disse begreber: så længe en tænkende person eksisterer, tænker mennesket om reversibiliteten og irreversibiliteten af de processer, der finder sted i hans krop, det evige problem med at forlænge en persons liv, problemet med irreversibiliteten af konsekvenserne af hans livsaktivitet, en tankeløs holdning til naturen.
Jeg vil overveje begrebet reversibilitet og irreversibilitet af kemiske reaktioner, begrebet kemisk ligevægt og betingelserne for dets skift i en "nyttig" retning. Præsenter et teoretisk grundlag med efterfølgende test, selvtest af viden om dette emne, ved hjælp af test af forskellige typologier. Jeg antager, at eleverne ved at "gå vejen" fra simple til mere komplekse opgaver har en klar, god viden ikke kun om dette emne, men vil også uddybe deres viden om kemi.
Kemiske reaktioner er fænomener, hvor et (eller nogle) stoffer omdannes til andre, bevis på dette er synlige og usynlige ændringer. Synlig: ændringer i farve, lugt, smag, nedbør, ændring i indikatorfarve, absorption og frigivelse af varme. Usynlig: ændringer i sammensætningen af et stof, der kan bestemmes ved hjælp af kvalitative og analytiske reaktioner. Alle disse reaktioner kan opdeles i to typer: reversible og irreversible reaktioner.
Irreversible reaktioner. Reaktioner, der kun forløber i én retning og ender med den fuldstændige omdannelse af de oprindelige reaktanter til de endelige stoffer, kaldes irreversible.
Et eksempel på en sådan reaktion er nedbrydningen af kaliumchlorat (Bertholette salt) ved opvarmning:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Reaktionen stopper, når alt kaliumchlorat er omdannet til kaliumchlorid og oxygen. Der er ikke mange irreversible reaktioner.
Hvis syre- og alkaliopløsninger kombineres, dannes salt og vand, f.eks.
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, og hvis stofferne blev taget i de nødvendige proportioner, har opløsningen en neutral reaktion, og der er ikke engang spor af saltsyre og natriumhydroxid tilbage i den. Hvis du forsøger at udføre en reaktion i en opløsning mellem de resulterende stoffer - natriumchlorid og vand, vil der ikke blive fundet nogen ændringer. I sådanne tilfælde siger de, at reaktionen af en syre med en alkali er irreversibel, dvs. der er ingen modreaktion. Mange reaktioner er praktisk talt irreversible ved stuetemperatur, f.eks.
H2 + Cl2 = 2HCI, 2H2 + O2 = 2H2O osv.
Reversible reaktioner. Reversible reaktioner er dem, der samtidig opstår i to indbyrdes modsatte retninger.
De fleste reaktioner er reversible. I ligninger af reversible reaktioner er to pile, der peger i modsatte retninger, placeret mellem venstre og højre side. Et eksempel på en sådan reaktion er syntesen af ammoniak fra hydrogen og nitrogen:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
Inden for teknologi er reversible reaktioner normalt ufordelagtige. Derfor gør forskellige metoder (ændringer i temperatur, tryk osv.) dem praktisk talt irreversible.
Irreversible reaktioner er de reaktioner, der opstår:
1) de resulterende produkter forlader reaktionssfæren - de udfælder, frigives i form af gas, f.eks.
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2 HCl = 2 NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) der dannes en let dissocieret forbindelse, for eksempel vand:
HCl + NaOH = H2O + NaCl
3) reaktionen er ledsaget af en stor frigivelse af energi, for eksempel forbrænding af magnesium
Mg+ 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
I ligninger af irreversible reaktioner placeres et lighedstegn eller en pil mellem venstre og højre side.
Mange reaktioner er reversible selv under normale forhold, hvilket betyder, at den omvendte reaktion opstår i et mærkbart omfang. For eksempel, hvis du forsøger at neutralisere en vandig opløsning af meget svag hypoklorsyre med en alkali, viser det sig, at neutraliseringsreaktionen ikke fortsætter til afslutning, og opløsningen har et stærkt alkalisk miljø. Det betyder, at reaktionen HClO + NaOH NaClO + H 2 O er reversibel, dvs. Produkterne fra denne reaktion, der reagerer med hinanden, omdannes delvist til de oprindelige forbindelser. Som et resultat har opløsningen en alkalisk reaktion. Reaktionen for dannelsen af estere er reversibel (den omvendte reaktion kaldes forsæbning): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, mange andre processer.
Som mange andre begreber inden for kemi er begrebet reversibilitet stort set vilkårligt. Typisk betragtes en reaktion som irreversibel, hvis koncentrationerne af udgangsstofferne efter afslutning er så lave, at de ikke kan påvises (det afhænger naturligvis af analysemetodernes følsomhed). Når ydre forhold ændrer sig (primært temperatur og tryk), kan en irreversibel reaktion blive reversibel og omvendt. Ved atmosfærisk tryk og temperaturer under 1000 °C kan reaktionen 2H 2 + O 2 = 2H 2 O således stadig betragtes som irreversibel, mens vandet ved en temperatur på 2500 °C og derover dissocierer til brint og oxygen med cirka 4 %, og ved en temperatur på 3000 °C – allerede med 20 %.
I slutningen af det 19. århundrede. Den tyske fysiske kemiker Max Bodenstein (1871-1942) studerede detaljeret processerne for dannelse og termisk dissociation af hydrogeniodid: H 2 + I 2 2HI. Ved at ændre temperaturen kunne han opnå præferentiel forekomst af kun den fremadrettede eller kun den omvendte reaktion, men i det generelle tilfælde forløb begge reaktioner samtidigt i modsatte retninger. Der er mange lignende eksempler. En af de mest berømte er reaktionen af ammoniaksyntese 3H 2 + N 2 2NH 3; Mange andre reaktioner er også reversible, for eksempel oxidation af svovldioxid 2SO 2 + O 2 2SO 3, reaktioner af organiske syrer med alkoholer osv.
En reaktion kaldes reversibel, hvis dens retning afhænger af koncentrationerne af de stoffer, der deltager i reaktionen. For eksempel, i tilfælde af den heterogene katalytiske reaktion N2 + 3H2 = 2NH3 (1) ved en lav koncentration af ammoniak i gassen og høje koncentrationer af nitrogen og hydrogen, dannes ammoniak; tværtimod, ved en høj koncentration af ammoniak nedbrydes den, reaktionen forløber i den modsatte retning. Efter afslutning af en reversibel reaktion, dvs. ved opnåelse af kemisk ligevægt, indeholder systemet både udgangsmaterialer og reaktionsprodukter. En reaktion kaldes irreversibel, hvis den kun kan ske i én retning og ender med den fuldstændige omdannelse af udgangsstofferne til produkter; et eksempel er nedbrydning af sprængstoffer. Den samme reaktion kan, afhængigt af betingelserne (temperatur, tryk), være væsentlig reversibel eller praktisk talt irreversibel. En simpel (et-trins) reversibel reaktion består af to elementære reaktioner, der forekommer samtidigt, som kun adskiller sig fra hinanden i retning af den kemiske omdannelse. Retningen af den endelige reaktion, der er tilgængelig for direkte observation, bestemmes af, hvilken af disse gensidigt omvendte reaktioner, der har en højere hastighed. For eksempel består den simple reaktion N2O4 Û 2NO2 (2) af de elementære reaktioner N2O4 2NO2 og 2NO2 ? stadier er reversible.? M. I. Tyomkin.
KEMISK LIGGEVIND.
Kemisk ligevægt- tilstand af systemet, hvor hastigheden af den fremadrettede reaktion (V 1) er lig med hastigheden af den omvendte reaktion (V 2). I kemisk ligevægt forbliver koncentrationerne af stoffer uændrede. Kemisk ligevægt er dynamisk af natur: fremadgående og omvendte reaktioner stopper ikke ved ligevægt.
Tilstanden af kemisk ligevægt er kvantitativt karakteriseret ved en ligevægtskonstant, som er forholdet mellem konstanterne for de fremadrettede (K 1) og omvendte (K 2) reaktioner.
For reaktionen mA + nB pC + dD er ligevægtskonstanten lig med
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Ligevægtskonstanten afhænger af temperaturen og arten af reaktanterne. Jo større ligevægtskonstanten er, jo mere forskydes ligevægten mod dannelsen af direkte reaktionsprodukter. I en tilstand af ligevægt stopper molekyler ikke med at kollidere, og interaktioner mellem dem stopper ikke, men koncentrationerne af stoffer forbliver konstante. Disse koncentrationer kaldes ligevægt.
|
Ligevægtskoncentration- koncentration af et stof, der deltager i en reversibel kemisk reaktion, der har nået en ligevægtstilstand. |
Ligevægtskoncentrationen er angivet med formlen for stoffet, taget i firkantede parenteser, for eksempel:
Med ligevægt (H 2) = eller R ligevægt (HI) = .
Som enhver anden koncentration måles ligevægtskoncentrationen i mol pr. liter.
Hvis vi i de eksempler, vi betragtede, havde taget andre koncentrationer af udgangsstofferne, ville vi efter at have nået ligevægt have opnået forskellige værdier af ligevægtskoncentrationerne. Disse nye værdier (angivet med stjerner) vil være relateret til de gamle som følger:
.
Generelt for en reversibel reaktion
-en A+ b B d D+ f F
i ligevægtstilstand ved konstant temperatur observeres sammenhængen
Dette forhold kaldes lov om masseaktion, som er formuleret således:
ved konstant temperatur er forholdet mellem produktet af ligevægtskoncentrationerne af reaktionsprodukter, taget i potenser lig med deres koefficienter, og produktet af ligevægtskoncentrationerne af udgangsstofferne, taget i potenser lig med deres koefficienter, en konstant værdi .
Konstant værdi ( TIL MED) Hedder ligevægtskonstant denne reaktion. Underskriften "c" i betegnelsen for denne værdi indikerer, at koncentrationer blev brugt til at beregne konstanten.
Hvis ligevægtskonstanten er stor, så forskydes ligevægten mod produkterne af den direkte reaktion, hvis den er lille, så mod udgangsstofferne. Hvis ligevægtskonstanten er meget stor, siges reaktionen at være " næsten irreversibel" hvis ligevægtskonstanten er meget lille, så er reaktionen " virker praktisk talt ikke."
Ligevægtskonstant - for hver reversibel reaktion er værdien kun konstant ved en konstant temperatur. For den samme reaktion ved forskellige temperaturer har ligevægtskonstanten forskellige værdier.
Det givne udtryk for massehandlingsloven gælder kun for reaktioner, hvor alle deltagere er enten gasser eller opløste stoffer. I andre tilfælde ændres ligningen for ligevægtskonstanten lidt.
For eksempel i en reversibel reaktion, der forekommer ved høj temperatur
C (g) + CO 2 2CO (g)
hård grafit C(g) er involveret. Formelt, ved hjælp af loven om massehandling, nedskriver vi et udtryk for ligevægtskonstanten for denne reaktion, der angiver den TIL":
Fast grafit, der ligger i bunden af reaktoren, reagerer kun fra overfladen, og dens "koncentration" afhænger ikke af massen af grafit og er konstant for ethvert forhold mellem stoffer i gasblandingen.
Lad os gange højre og venstre side af ligningen med denne konstant:
Den resulterende værdi er ligevægtskonstanten for denne reaktion:
Tilsvarende for ligevægten af en anden reversibel reaktion, der også forekommer ved høj temperatur,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
vi får ligevægtskonstanten
TIL MED = .
I dette tilfælde er det simpelthen lig med ligevægtskoncentrationen af kuldioxid.
Fra et metrologisk synspunkt er ligevægtskonstanten ikke én fysisk størrelse. Dette er en gruppe af størrelser med forskellige måleenheder afhængigt af det specifikke udtryk for konstanten i forhold til ligevægtskoncentrationer. For eksempel, for en reversibel reaktion af grafit med kuldioxid [ K c] = 1 mol/l, den samme måleenhed for ligevægtskonstanten for reaktionen ved termisk nedbrydning af calciumcarbonat, og ligevægtskonstanten for reaktionen af hydrogeniodidsyntese er en dimensionsløs størrelse. Generelt [ K c] = 1 (mol/l) n .
Skift i kemisk ligevægt. Le Chateliers princip
Overførslen af et kemisk ligevægtssystem fra en ligevægtstilstand til en anden kaldes forskydning (forskydning) af kemisk ligevægt, som udføres ved at ændre systemets termodynamiske parametre - temperatur, koncentration, tryk Når ligevægten forskydes i fremadgående retning, opnås en stigning i udbyttet af produkter, og når den forskydes i den modsatte retning, et fald. i graden af omdannelse af reagenset opnås. Begge kan være nyttige i kemisk teknologi. Da næsten alle reaktioner er reversible i en eller anden grad, opstår der to problemer i industri og laboratoriepraksis: hvordan man opnår produktet af en "nyttig" reaktion med maksimalt udbytte, og hvordan man reducerer udbyttet af produkter fra en "skadelig" reaktion. I begge tilfælde er der behov for at flytte ligevægten enten mod reaktionsprodukterne eller mod udgangsstofferne. For at lære, hvordan du gør dette, skal du vide, hvad ligevægtspositionen af enhver reversibel reaktion afhænger af.
Ligevægtspositionen afhænger af:
1) på værdien af ligevægtskonstanten (det vil sige på arten af reaktanterne og temperaturen),
2) om koncentrationen af stoffer, der deltager i reaktionen og
3) på tryk (for gassystemer er det proportionalt med koncentrationerne af stoffer).
At kvalitativt vurdere indflydelsen på den kemiske ligevægt af alle disse meget forskellige faktorer, er en iboende universel Le Chateliers princip(Den franske fysiske kemiker og metallurg Henri Louis Le Chatelier formulerede det i 1884), hvilket er anvendeligt på alle ligevægtssystemer, ikke kun kemiske.
Hvis et system i ligevægt påvirkes udefra, så vil ligevægten i systemet forskydes i den retning, hvor denne påvirkning delvist kompenseres.
Som et eksempel på indflydelsen på ligevægtspositionen af koncentrationerne af stoffer, der deltager i reaktionen, lad os betragte den reversible reaktion for fremstilling af hydrogeniodid
H2(g) + 12(g) 2HI (g).
Ifølge loven om masseaktion i en tilstand af ligevægt
.
Lad en ligevægt etableres i en reaktor med et volumen på 1 liter ved en bestemt konstant temperatur, hvor koncentrationerne af alle deltagere i reaktionen er ens og lig med 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol/ l; = 1 mol/l). Derfor ved denne temperatur TIL MED= 1. Da reaktorvolumenet er 1 liter, n(H 2) = 1 mol, n(I 2) = 1 mol og n(HI) = 1 mol. På tidspunktet t 1 indfører vi yderligere 1 mol HI i reaktoren, dens koncentration bliver lig med 2 mol/l. Men til TIL MED forblev konstant, skulle koncentrationerne af brint og jod stige, og det er kun muligt på grund af nedbrydningen af en del af hydrogeniodidet ifølge ligningen
2HI (g) = H2 (g) + 12 (g).
Lad t 2 nedbrydes, når den nye ligevægtstilstand er nået x mol HI og derfor yderligere 0,5 x mol H 2 og I 2. Nye ligevægtskoncentrationer af reaktionsdeltagere: = (1 + 0,5 x) mol/l; = (1 + 0,5 x) mol/l; = (2 - x) mol/l. Ved at erstatte de numeriske værdier af mængderne i udtrykket af massehandlingsloven får vi ligningen
Hvor x= 0,667. Derfor = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Reaktionshastighed og balance.
Lad der være en reversibel reaktion A + B C + D. Hvis vi antager, at de fremadrettede og omvendte reaktioner finder sted i et trin, så vil hastighederne af disse reaktioner være direkte proportionale med koncentrationerne af reagenserne: hastigheden af den fremadrettede reaktion v 1 = k 1 [A][B], omvendt reaktionshastighed v 2 = k 2 [C][D] (firkantede parenteser angiver de molære koncentrationer af reagenserne). Det kan ses, at efterhånden som den direkte reaktion skrider frem, falder koncentrationerne af udgangsstofferne A og B, og hastigheden af den direkte reaktion falder tilsvarende. Hastigheden af den omvendte reaktion, som er nul i det indledende øjeblik (der er ingen produkter C og D), stiger gradvist. Før eller siden vil der komme et øjeblik, hvor raterne for fremadrettede og omvendte reaktioner bliver lige store. Herefter ændres koncentrationerne af alle stoffer - A, B, C og D ikke over tid. Det betyder, at reaktionen har nået en ligevægtsposition, og koncentrationer af stoffer, der ikke ændrer sig over tid, kaldes ligevægt. Men i modsætning til mekanisk ligevægt, hvor al bevægelse stopper, fortsætter begge reaktioner - både direkte og omvendt - i kemisk ligevægt, men deres hastigheder er lige store, og derfor ser det ud til, at der ikke sker ændringer i systemet. Der er mange måder at bevise forekomsten af fremadrettede og omvendte reaktioner efter at ligevægt er opnået. Hvis for eksempel en lille brintisotop, deuterium D2, indføres i en blanding af brint, nitrogen og ammoniak, som er i en ligevægtsposition, så vil en følsom analyse straks påvise tilstedeværelsen af deuteriumatomer i ammoniakmolekyler. Og omvendt, hvis man introducerer lidt deutereret ammoniak NH 2 D i systemet, så vil deuterium straks optræde i udgangsstofferne i form af HD og D 2 molekyler. Et andet spektakulært eksperiment blev udført på det kemiske fakultet ved Moscow State University. En sølvplade blev anbragt i en opløsning af sølvnitrat, og der blev ikke observeret nogen ændringer. Derefter blev en lillebitte mængde radioaktive sølvioner indført i opløsningen, hvorefter sølvpladen blev radioaktiv. Hverken skylning af pladen med vand eller vask med saltsyre kunne "vaske væk" denne radioaktivitet. Kun ætsning med salpetersyre eller mekanisk behandling af overfladen med fint sandpapir gjorde den inaktiv. Dette eksperiment kan kun forklares på én måde: der sker en kontinuerlig udveksling af sølvatomer mellem metallet og opløsningen, dvs. i systemet er der en reversibel reaktion Ag(s) – e – = Ag +. Derfor førte tilsætningen af radioaktive Ag + ioner til opløsningen til deres "inkorporering" i pladen i form af elektrisk neutrale, men stadig radioaktive atomer. Således er ikke kun kemiske reaktioner mellem gasser eller opløsninger i ligevægt, men også processerne med opløsning af metaller og sedimenter. For eksempel vil et fast stof opløses hurtigst, hvis det placeres i et rent opløsningsmiddel, når systemet er langt fra ligevægt, i dette tilfælde en mættet opløsning. Gradvist falder opløsningshastigheden, og samtidig øges hastigheden af den omvendte proces - overgangen af et stof fra opløsning til et krystallinsk bundfald. Når opløsningen bliver mættet, når systemet en ligevægtstilstand, hvor opløsnings- og krystallisationshastighederne er lige store, og bundfaldets masse ændres ikke over tid. Hvordan kan et system "modvirke" ændringer i ydre forhold? Hvis f.eks. temperaturen i en ligevægtsblanding øges ved opvarmning, kan selve systemet naturligvis ikke "svække" den ydre opvarmning, men ligevægten i den forskydes på en sådan måde, at opvarmning af reaktionssystemet til en bestemt temperatur kræver en større mængde varme end i tilfældet, hvis ligevægten ikke skiftede. I dette tilfælde forskydes ligevægten, så der optages varme, dvs. mod en endoterm reaktion. Dette kan tolkes som "systemets ønske om at svække ekstern indflydelse." På den anden side, hvis der er et ulige antal gasformige molekyler på venstre og højre side af ligningen, så kan ligevægten i et sådant system forskydes ved at ændre trykket. I takt med at trykket stiger, skifter ligevægten til den side, hvor antallet af gasformige molekyler er mindre (og på den måde så at sige "modvirker" det ydre tryk). Hvis antallet af gasformige molekyler ikke ændres under reaktionen
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), så påvirker trykket ikke ligevægtspositionen. Det skal bemærkes, at når temperaturen ændres, ændres ligevægtskonstanten for reaktionen også, hvorimod når kun trykket ændres, forbliver den konstant.
Flere eksempler på brugen af Le Chateliers princip til at forudsige skift i kemisk ligevægt. Reaktionen 2SO 2 + O 2 2SO 3 (g) er eksoterm. Hvis temperaturen øges, vil den endoterme reaktion af SO 3 nedbrydning drage fordel, og ligevægten vil skifte til venstre. Hvis du sænker temperaturen, vil ligevægten skifte til højre. En blanding af SO 2 og O 2 taget i et støkiometrisk forhold på 2:1 ( cm . STOICHIOMERIS), ved en temperatur på 400 °C og atmosfærisk tryk bliver til SO 3 med et udbytte på omkring 95 %, dvs. ligevægtstilstanden under disse forhold er næsten fuldstændig forskudt mod SO 3 . Ved 600°C indeholder ligevægtsblandingen allerede 76% SO 3, og ved 800°C - kun 25%. Det er derfor, når svovl forbrændes i luft, dannes hovedsageligt SO 2 og kun omkring 4% SO 3. Det følger også af reaktionsligningen, at en stigning i det totale tryk i systemet vil forskyde ligevægten til højre, og ved et trykfald vil ligevægten forskydes til venstre.
Reaktionen af hydrogenabstraktion fra cyclohexan til dannelse af benzen
C6H12C6H6 + 3H2 udføres i gasfasen, også i nærvær af en katalysator. Denne reaktion sker med energiforbrug (endotermisk), men med en stigning i antallet af molekyler. Derfor vil effekten af temperatur og tryk på den være nøjagtig den modsatte af den, der observeres i tilfælde af ammoniaksyntese. Nemlig: en stigning i ligevægtskoncentrationen af benzen i en blanding lettes af en stigning i temperatur og et fald i tryk, derfor udføres reaktionen i industrien ved lave tryk (2-3 atm) og høje temperaturer (450-500°C) °C). Her er en temperaturstigning "dobbelt gunstig": den øger ikke kun reaktionshastigheden, men bidrager også til et skift i ligevægt mod dannelsen af målproduktet. Selvfølgelig ville et endnu større trykfald (f.eks. til 0,1 atm) forårsage et yderligere skift i ligevægten til højre, men i dette tilfælde ville der være for lidt stof i reaktoren, og reaktionshastigheden ville også falde , så den samlede produktivitet ikke ville stige, men falde. Dette eksempel viser endnu en gang, at økonomisk forsvarlig industriel syntese er en vellykket manøvre mellem "Scylla og Charybdis".
Le Chateliers princip virker også i det såkaldte halogenkredsløb, som bruges til at fremstille titanium, nikkel, hafnium, vanadium, niobium, tantal og andre højrente metaller. Reaktionen af et metal med et halogen, for eksempel Ti + 2I 2 TiI 4, frigiver varme og derfor, med stigende temperatur, skifter ligevægten til venstre. Således danner titan ved 600°C let flygtigt iodid (ligevægten forskydes til højre), og ved 110°C nedbrydes iodidet (ligevægten forskydes til venstre) med frigivelsen af et meget rent metal. Denne cyklus fungerer også i halogenlamper, hvor wolfram fordampet fra spolen og bundfældet på de koldere vægge danner flygtige forbindelser med halogener, som går i opløsning igen på den varme spiral, og wolfram overføres til sin oprindelige plads.
Ud over at ændre temperatur og tryk er der en anden effektiv måde at påvirke ligevægtspositionen på. Lad os forestille os det ud fra en ligevægtsblanding
A + B C + D udskilles et stof. I overensstemmelse med Le Chateliers princip vil systemet øjeblikkeligt "reagere" på en sådan påvirkning: Ligevægten vil begynde at skifte på en sådan måde, at den kompenserer for tabet af et givet stof. For eksempel, hvis stof C eller D (eller begge dele på én gang) fjernes fra reaktionszonen, vil ligevægten skifte til højre, og hvis stoffer A eller B fjernes, vil den forskydes til venstre. Indførelsen af et hvilket som helst stof i systemet vil også flytte ligevægten, men i den anden retning.
Stoffer kan fjernes fra reaktionszonen på forskellige måder. For eksempel, hvis der er svovldioxid i en tæt lukket beholder med vand, vil der blive etableret en ligevægt mellem gasformig, opløst og reageret svovldioxid:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Hvis beholderen åbnes, vil svovldioxiden gradvist begynde at fordampe og vil ikke længere være i stand til at deltage i processen - ligevægten vil begynde at skifte til venstre, indtil svovlsyren helt nedbrydes. En lignende proces kan observeres, hver gang du åbner en flaske limonade eller mineralvand: ligevægten CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 skifter til venstre, når CO 2 fordamper.
Fjernelse af et reagens fra systemet er ikke kun muligt gennem dannelsen af gasformige stoffer, men også ved at binde et eller andet reagens for at danne en uopløselig forbindelse, der udfælder. Hvis f.eks. et overskud af calciumsalt indføres i en vandig opløsning af CO 2, vil Ca2+-ioner danne et CaCO3-præcipitat ved at reagere med kulsyre; ligevægten CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 vil forskydes til højre, indtil der ikke er nogen opløst gas tilbage i vandet.
Ligevægten kan også forskydes ved at tilføje et reagens. Når fortyndede opløsninger af FeCl 3 og KSCN kombineres, fremkommer en rødlig-orange farve som følge af dannelsen af jernthiocyanat (rhodanid):
FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl. Hvis der tilsættes yderligere FeCl 3 eller KSCN til opløsningen, vil farven på opløsningen stige, hvilket indikerer et skift i ligevægt til højre (som om den svækker den ydre påvirkning). Hvis du tilføjer overskydende KCl til opløsningen, vil ligevægten skifte til venstre med farven svækkelse til lysegul.
Det er ikke for ingenting, at formuleringen af Le Chateliers princip indikerer, at det kun er muligt at forudsige resultaterne af ydre påvirkninger for systemer, der er i en tilstand af ligevægt. Hvis denne instruktion negligeres, er det let at komme til helt forkerte konklusioner. For eksempel er det kendt, at faste alkalier (KOH, NaOH) opløses i vand med frigivelse af en stor mængde varme - opløsningen opvarmes næsten lige så meget, som når koncentreret svovlsyre blandes med vand. Hvis vi glemmer, at princippet kun gælder for ligevægtssystemer, kan vi drage den forkerte konklusion, at med stigende temperatur bør opløseligheden af KOH i vand falde, da det netop er dette skift i ligevægten mellem bundfaldet og den mættede opløsning, der fører til en "svækkelse af den ydre indflydelse". Processen med at opløse KOH i vand er dog slet ikke en ligevægtsproces, da vandfri alkali er involveret i den, mens bundfaldet, der er i ligevægt med en mættet opløsning, er KOH-hydrater (hovedsageligt KOH 2H 2 O). Overgangen af dette hydrat fra sediment til opløsning er en endoterm proces, dvs. er ikke ledsaget af opvarmning, men af afkøling af opløsningen, således at Le Chateliers princip for en ligevægtsproces også i dette tilfælde er opfyldt. På samme måde, når vandfri salte - CaCl 2, CuSO 4 osv. opløses i vand, opvarmes opløsningen, og når krystallinske hydrater CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O opløses, afkøles den.
I lærebøger og populærlitteratur kan man finde endnu et interessant og lærerigt eksempel på den fejlagtige brug af Le Chateliers princip. Hvis du anbringer en ligevægtsblanding af brunt nitrogendioxid NO 2 og farveløst tetroxid N 2 O 4 i en gennemsigtig gassprøjte og derefter hurtigt komprimerer gassen ved hjælp af et stempel, vil farveintensiteten straks intensiveres, og efter nogen tid (tivis af sekunder) ) vil den svækkes igen, selvom den ikke når den oprindelige. Denne oplevelse er normalt forklaret sådan. Hurtig komprimering af blandingen får trykket og derfor koncentrationen af begge komponenter til at stige, så blandingen bliver mørkere. Men en stigning i tryk, i overensstemmelse med Le Chateliers princip, forskyder ligevægten i 2NO 2 N 2 O 4-systemet mod farveløs N 2 O 4 (antallet af molekyler falder), så blandingen gradvist bliver lettere og nærmer sig en ny ligevægt position, hvilket svarer til øget tryk.
Fejlen i denne forklaring følger af, at begge reaktioner - dissociationen af N 2 O 4 og dimeriseringen af NO 2 - sker ekstremt hurtigt, således at ligevægten under alle omstændigheder etableres i milliontedele af et sekund, så det er umuligt at skub stemplet så hurtigt, at ligevægten forstyrres. Dette eksperiment kan forklares anderledes: gaskompression forårsager en betydelig temperaturstigning (alle, der har været nødt til at pumpe et dæk op med en cykelpumpe, kender dette fænomen). Og i overensstemmelse med samme Le Chatelier-princip skifter ligevægten øjeblikkeligt mod den endoterme reaktion, som opstår ved optagelse af varme, dvs. mod dissociationen af N 2 O 4 - blandingen bliver mørkere. Derefter afkøles gasserne i sprøjten langsomt til stuetemperatur, og ligevægten skifter igen mod tetroxidet - blandingen bliver lettere.
Le Chateliers princip fungerer også godt i sager, der ikke har noget med kemi at gøre. I en normalt fungerende økonomi er den samlede mængde penge i omløb i ligevægt med de varer, der kan købes for disse penge. Hvad vil der ske, hvis den "ydre indflydelse" viser sig at være regeringens ønske om at trykke flere penge til at betale af på sin gæld? I nøje overensstemmelse med Le Chateliers princip vil balancen mellem varer og penge flytte sig på en sådan måde, at det svækker borgernes glæde ved at have flere penge. Priserne på varer og tjenesteydelser vil nemlig stige, og på den måde opnås en ny ligevægt. Et andet eksempel. I en af de amerikanske byer blev det besluttet at slippe af med konstante trafikpropper ved at udvide motorveje og bygge transportknudepunkter. Dette hjalp et stykke tid, men så begyndte glade beboere at købe flere biler, så snart dukkede trafikpropper op igen - men med en ny "balance" mellem vejene og flere biler.
Så lad os drage hovedkonklusionerne om måder at ændre den kemiske ligevægt på.
Le Chateliers princip. Hvis der frembringes en ekstern påvirkning på et system, der er i ligevægt (koncentration, temperatur, trykændringer), så begunstiger det forekomsten af den af de to modsatte reaktioner, der svækker denne påvirkning
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
I |
|
V 2 |
1. Tryk. En stigning i tryk (for gasser) flytter ligevægten mod en reaktion, der fører til et fald i volumen (dvs. dannelsen af færre molekyler).
2. En stigning i temperaturen flytter ligevægtspositionen mod en endoterm reaktion (dvs. mod en reaktion, der opstår med absorption af varme)
3. En stigning i koncentrationen af udgangsstoffer og fjernelse af produkter fra reaktionssfæren flytter ligevægten mod en direkte reaktion. Forøgelse af koncentrationerne af udgangsstoffer [A] eller [B] eller [A] og [B]: V 1 > V 2.
Katalysatorer påvirker ikke ligevægtspositionen.
Le Chateliers princip i naturen.
Når jeg studerer dette emne, vil jeg altid give et eksempel på alle levende tings ønske om balance, kompensation. For eksempel: ændring i bestanden af mus - nøddeår - der er meget mad til mus, musebestanden vokser hurtigt. Efterhånden som antallet af mus stiger, falder mængden af føde som følge af ophobning af gnavere, og forskellige infektionssygdomme begynder at vokse blandt mus, så der sker et gradvist fald i gnaverpopulationen. Efter et vist tidsrum opstår en dynamisk ligevægt i antallet af mus, der fødes og dør, et skift i denne ligevægt kan ske i den ene eller anden retning under påvirkning af ydre, gunstige eller ugunstige forhold.
Biokemiske processer forekommer i den menneskelige krop, som også kan reguleres efter Le Chateliers princip. Nogle gange, som et resultat af en sådan reaktion, begynder kroppen at producere giftige stoffer, der forårsager en bestemt sygdom. Hvordan forhindrer man denne proces?
Lad os huske en sådan behandlingsmetode som homøopati. Metoden består i at bruge meget små doser af de lægemidler, der i store doser giver tegn på en eller anden sygdom hos en rask person. Hvordan virker giftmedicinen i dette tilfælde? Et produkt af en uønsket reaktion indføres i kroppen, og ifølge Le Chateliers princip skifter ligevægten mod udgangsstofferne. Processen, der forårsager smertefulde lidelser i kroppen, forsvinder.
Praktisk del.
Overvågning af niveauet for beherskelse af det undersøgte emne udføres i form af tests. Et testsystem af kortfattet og præcist formulerede og standardiserede opgaver, som skal gives inden for en begrænset tid, korte og præcise besvarelser, vurderet efter et pointsystem. Da jeg kompilerede tests, fokuserede jeg på følgende niveauer:
Reproduktiv - elever på dette niveau præsterer hovedsageligt baseret på hukommelse.
Produktiv - opnåelse af dette niveau kræver, at eleverne forstår de undersøgte formuleringer, begreber, love og evnen til at etablere relationer mellem dem.
Kreativ - evnen til at forudsige baseret på eksisterende viden, designe, analysere, drage konklusioner, sammenligninger, generaliseringer.
Lukkede prøver eller test, hvor testpersonen skal vælge det rigtige svar blandt de givne muligheder.
A) Reproduktivt niveau: test med alternative svar, hvor forsøgspersonen skal svare ja eller nej. Score 1 point.
Fosfor forbrændingsreaktion -
a) ja b) nej
Nedbrydningsreaktion
reversibel reaktion
a) ja b) nej
Temperaturstigning
kviksølvoxid II pr. kviksølv
og oxygen
a) ja b) nej
I levende systemer
og irreversible processer
a) ja b) nej.
Prøver med et valg af et rigtigt svar
I hvilket system vil den kemiske ligevægt skifte til højre, når trykket stiger?
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 point
temperaturstigning
ved hjælp af en katalysator
fald i temperatur; 1 point
Om tilstanden af kemisk ligevægt i systemet
påvirker ikke
stigning i tryk
stigende jodkoncentration
temperaturstigning
fald i temperatur; 1 point
I hvilket system flytter en stigning i brintkoncentrationen den kemiske ligevægt til venstre?
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 point
I hvilket system påvirker en stigning i tryk ikke skiftet i kemisk ligevægt?
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 point
Om kemisk ligevægt i systemet
har ingen indflydelse
temperaturstigning
stigning i tryk
fjernelse af ammoniak fra reaktionszonen
brug af katalysator 1 point
Kemisk ligevægt i systemet
skifter mod dannelsen af reaktionsproduktet når
øget tryk
temperaturstigning
fald i tryk
katalysatoranvendelse 1 point
I produktionen af svovlsyre på stadiet af oxidation af SO2 til SO3 for at øge produktudbyttet
øge iltkoncentrationen
øge temperaturen
lavere blodtryk
en katalysator indføres; 1,5 point
Alken + H2 ↔ alkan
ved opvarmning af reaktionsblandingen
balancen vil skifte til højre
balancen vil skifte til venstre
ligevægt vil flyde i begge retninger med lige stor sandsynlighed
disse stoffer er ikke i en tilstand af ligevægt under de specificerede forhold; 1,5 point
Kemisk ligevægt i systemet
skifter mod dannelse af udgangsstoffer
1) stigende tryk
temperaturstigning
fald i tryk
anvendelse af katalysator; 1 point
Om ligevægtsskiftet til højre i systemet
påvirkninger
temperaturfald
stigning i tryk
brug af katalysator
temperaturstigning; 1 point
En irreversibel reaktion svarer til ligningen
nitrogen+brint=ammoniak
acetylen+ilt=kuldioxid+vand
hydrogen+iod=hydrogeniodid
svovldioxid + oxygen = svovlsyreanhydrid; 1,5 point
Multiple Choice tests, hvor forsøgspersonen skal vælge 1-2 rigtige svar, eller sammenligne 2 foreslåede forhold ved valg af svar.
I hvilket system vil den kemiske ligevægt skifte mod reaktionsprodukterne både ved stigende tryk og med faldende temperatur?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 point
Kemisk ligevægt i systemet
NH3+H2O↔NH4+OH
vil skifte mod dannelse af ammoniak, når ammoniak tilsættes til en vandig opløsning
natriumchlorid
natriumhydroxid
af saltsyre
aluminum chlorid; 1,5 point
19) Hydratiseringsreaktionen af ethylen CH2=CH2+H2O ↔ er af stor praktisk betydning, men den er reversibel for at flytte ligevægten af reaktionen til højre
øge temperaturen (>280 grader C)
reducere mængden af vand i reaktionsblandingen
øge trykket (mere end 80 atmosfærer)
erstatte syrekatalysatoren med platin; 1 point
Butan-dehydrogeneringsreaktionen er endoterm. For at flytte reaktionsligevægten til højre er det nødvendigt
bruge en mere aktiv katalysator, såsom platin
sænke temperaturen
øge blodtrykket
øge temperaturen; 1 point
For at eddikesyres reaktion med methanol danner ether og vand, vil en ligevægtsforskydning til venstre bidrage til
passende katalysator
tilsætning af koncentreret svovlsyre
brug af dehydrerede udgangsmaterialer
tilsætning af ether; 1,5 point
Tests for at eliminere unødvendige ting (hvis du ser noget unødvendigt, fjern det)
Balanceskiftet påvirkes af
trykændring
brug af katalysator
ændring i koncentrationen af stoffer involveret i reaktionen
temperaturændring; 1 point
En stigning eller et fald i tryk påvirker skiftet i kemisk ligevægt i reaktioner
bevæger sig med varmeafgivelse
reaktioner, der involverer gasformige stoffer
reaktioner, der opstår med et fald i volumen
reaktioner, der forekommer med en stigning i volumen; 1,5 point
Reaktionen er irreversibel
brændende kul
fosforforbrænding
syntese af ammoniak fra nitrogen og brint
metan forbrænding; 1,5 point
Gruppering af tests inkludere en liste over foreslåede formler, ligninger, termer, der skal fordeles efter specificerede karakteristika
Ved samtidig stigning i temperatur og fald i tryk vil den kemiske ligevægt skifte til højre i systemet
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 point
Hydrogeneringsreaktionen af propen er eksoterm. For at flytte den kemiske ligevægt til højre er det nødvendigt
temperaturfald
stigning i tryk
fald i brintkoncentration
fald i propenkoncentrationen; 1 point
Compliance opgaver.
Ved udførelse af test bliver forsøgspersonen bedt om at fastslå overensstemmelsen mellem elementerne i to lister med flere mulige svar.
Reaktionsligevægten skifter til højre. Bring i overensstemmelse.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Med stigende temperatur
B) CO2+C(faststof)↔2CO-Q 3) Når trykket falder
D) N2O(g)+S(s)↔2N2(g) 4) Med stigende kontaktareal; 2 point
Reaktionens ligevægt skifter mod dannelsen af reaktionsprodukter. Bring i overensstemmelse.
B) 2H2+O2↔2H2O(g)+Q 2) Med stigende temperatur
B) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Når trykket falder
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Ved tilsætning af ether
5) Ved tilsætning af alkohol; 2 point
Åbne eller gratis-svar-tests, hvor forsøgspersonen skal tilføje begreber til definitionen af en ligning eller tilbyde en uafhængig bedømmelse på en bevismæssig måde.
Opgaver af denne type udgør den sidste, højest evaluerede del af Unified State Exam-testene i kemi.
Tillægsopgaver.
Faget skal formulere svar under hensyntagen til de begrænsninger, opgaven giver.
Fuldfør ligningen for reaktioner, der er reversible og samtidig eksoterme
B) Hydrogen + Jod
B) Nitrogen + Brint
D) Svovldioxid + Ilt
E) Kuldioxid + Kulstof 2 point
Skriv reaktionsligningen i henhold til diagrammet, vælg fra dem de reversible reaktioner, hvor en stigning i temperaturen vil forårsage et ligevægtsskift til højre:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 point
Test for gratis præsentationsopgaver.
Faget skal selvstændigt formulere svarene, da der ikke er pålagt begrænsninger for dem i opgaven.
31) Angiv de faktorer, der flytter ligevægten til højre i systemet:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 point
32) Angiv de faktorer, der forskyder ligevægten mod dannelsen af udgangsstoffer i systemet:
C (sol) + 2H2(g)↔CH4(g) + Q 2 point
Svar på prøver.
Testnummer Korrekt svar
B-1
G-3.4
A-2,3
G-2
В- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
første reaktion
CO+2H2↔CH3OH+Q
faldende temperatur
stigende pres
stigende CO-koncentration
stigende H2-koncentration
fald i alkoholkoncentrationen
C+2H2↔CH4+Q
2) fald i tryk
3) faldende brintkoncentration
4) stigende metankoncentration.
Bibliografi
Akhmetov, M.A. System af opgaver og øvelser i organisk kemi i testform [Tekst] / M.A. Prokhorov, I.N.
Gabrielyan, O.S. Moderne didaktik i skolekemi, forelæsning nr. 6 [Tekst] / O.S. Krasnova, S.T. Sladkov // Avis for lærere i kemi og naturvidenskab (Forlag “First of September”) - 2007. -s.4-13.
Kaverina, A.A. Uddannelses- og træningsmaterialer til forberedelse til unified state eksamen. Kemi [Tekst] / A.A. Kaverina et al.: Intellektcenter, 2004.-160 s.
Kaverina, A.A. Unified State Exam 2009. Kemi [Tekst] / A.A Kaverina, A.S. Koroshchenko, D.Yu.
Leenson, I.A. Kemiske reaktioner, termisk effekt, ligevægt, hastighed [Tekst] /I.A.Leenson.M.: Astrel, 2002.-190p.
Radetsky, A.M. Testarbejde i kemi i klasse 8-11: en manual for lærere [Tekst] / A.M. M.: Uddannelse, 2009.-272 s.
Ryabinina, O.A. Demonstration af Le Chateliers princip [Tekst] / O.O Ryabinina, A. Illarionov // Kemi i skolen. - Nr. 7. - s.
Tushina.E.N. Le Chateliers princip og nogle behandlingsmetoder [Tekst] / E.N. Tushina.// Kemi i skolen.-1993. nr. 2.-s.54.
Shelinsky, G.I. Grundlæggende om teorien om kemiske processer [Tekst] / G.I. M.: Uddannelse, 1989.-234 s.
Strempler, G.I. Præ-profil forberedelse i kemi [Tekst]
Kemiske reaktioner kan være reversible eller irreversible.
de der. hvis en eller anden reaktion A + B = C + D er irreversibel, betyder det, at den omvendte reaktion C + D = A + B ikke forekommer.
dvs. hvis en bestemt reaktion A + B = C + D er reversibel, betyder det, at både reaktionen A + B → C + D (direkte) og reaktionen C + D → A + B (omvendt) sker samtidigt ).
I bund og grund, fordi Både direkte og omvendte reaktioner forekommer ved reversible reaktioner, både stofferne på venstre side af ligningen og stofferne på højre side af ligningen kan kaldes reagenser (udgangsstoffer). Det samme gælder for produkter.
For enhver reversibel reaktion er en situation mulig, når hastighederne for de fremadrettede og omvendte reaktioner er ens. Denne tilstand kaldes balancetilstand.
Ved ligevægt er koncentrationerne af både alle reaktanter og alle produkter konstante. Koncentrationerne af produkter og reaktanter ved ligevægt kaldes ligevægtskoncentrationer.
Skift i kemisk ligevægt under indflydelse af forskellige faktorer
På grund af ydre påvirkninger på systemet, såsom ændringer i temperatur, tryk eller koncentration af udgangsstoffer eller produkter, kan systemets ligevægt blive forstyrret. Efter at denne ydre påvirkning er ophørt, vil systemet dog efter nogen tid bevæge sig til en ny ligevægtstilstand. En sådan overgang af et system fra en ligevægtstilstand til en anden ligevægtstilstand kaldes forskydning (forskydning) af kemisk ligevægt .
For at kunne bestemme, hvordan den kemiske ligevægt skifter under en bestemt type påvirkning, er det praktisk at bruge Le Chateliers princip:
Hvis der udøves nogen ydre påvirkning på et system i en ligevægtstilstand, så vil retningen af skiftet i kemisk ligevægt falde sammen med retningen af reaktionen, der svækker virkningen af påvirkningen.
Temperaturens indflydelse på ligevægtstilstanden
Når temperaturen ændres, ændres ligevægten af enhver kemisk reaktion. Dette skyldes det faktum, at enhver reaktion har en termisk effekt. Desuden er de termiske virkninger af de fremadrettede og omvendte reaktioner altid direkte modsatte. De der. hvis den fremadrettede reaktion er eksoterm og forløber med en termisk effekt lig med +Q, så er den omvendte reaktion altid endoterm og har en termisk effekt lig med –Q.
Således, i overensstemmelse med Le Chateliers princip, hvis vi øger temperaturen i et eller andet system, der er i en ligevægtstilstand, så vil ligevægten skifte mod den reaktion, hvorunder temperaturen falder, dvs. mod en endoterm reaktion. Og på samme måde, hvis vi sænker systemets temperatur i en ligevægtstilstand, vil ligevægten forskydes mod reaktionen, som følge heraf vil temperaturen stige, dvs. mod en eksoterm reaktion.
Overvej for eksempel følgende reversible reaktion og angiv, hvor dens ligevægt vil skifte, når temperaturen falder:
Som det kan ses af ligningen ovenfor, er den fremadrettede reaktion eksoterm, dvs. Som et resultat af dets forekomst frigives varme. Som følge heraf vil den omvendte reaktion være endoterm, det vil sige, at den sker med absorption af varme. I henhold til betingelsen reduceres temperaturen, derfor vil ligevægten skifte til højre, dvs. mod direkte reaktion.
Effekt af koncentration på kemisk ligevægt
En stigning i koncentrationen af reagenser i overensstemmelse med Le Chateliers princip bør føre til et skift i ligevægt i retning af reaktionen som følge af hvilken reagenserne forbruges, dvs. mod direkte reaktion.
Og omvendt, hvis koncentrationen af reaktanterne reduceres, så vil ligevægten forskydes i retning af reaktionen, som følge af hvilken reaktanterne dannes, dvs. side af den omvendte reaktion (←).
En ændring i koncentrationen af reaktionsprodukter har også en lignende effekt. Hvis koncentrationen af produkter øges, vil ligevægten forskydes i retning af reaktionen, hvorved produkterne forbruges, dvs. mod den omvendte reaktion (←). Hvis koncentrationen af produkter derimod reduceres, så vil ligevægten skifte mod den direkte reaktion (→), således at koncentrationen af produkter stiger.
Effekt af tryk på kemisk ligevægt
I modsætning til temperatur og koncentration påvirker ændringer i tryk ikke ligevægtstilstanden for hver reaktion. For at en trykændring skal føre til et skift i den kemiske ligevægt, skal summen af koefficienterne for gasformige stoffer på venstre og højre side af ligningen være forskellige.
De der. af to reaktioner:
en trykændring kan kun påvirke ligevægtstilstanden i tilfælde af den anden reaktion. Da summen af koefficienterne foran formlerne for gasformige stoffer i tilfælde af den første ligning til venstre og højre er den samme (lig med 2), og i tilfælde af den anden ligning er den forskellig (4 på venstre og 2 til højre).
Herfra følger det især, at hvis der ikke er gasformige stoffer blandt både reaktanterne og produkterne, så vil en trykændring på ingen måde påvirke den nuværende ligevægtstilstand. For eksempel vil tryk ikke påvirke reaktionens ligevægtstilstand:
Hvis mængden af gasformige stoffer er forskellig til venstre og højre, vil en trykstigning føre til et skift i ligevægten hen imod reaktionen, hvor volumen af gasser falder, og et fald i trykket vil føre til et skift i ligevægt, som et resultat af hvilken mængden af gasser stiger.
Effekt af en katalysator på kemisk ligevægt
Da en katalysator på samme måde accelererer både fremadgående og omvendte reaktioner, vil dens tilstedeværelse eller fravær har ingen effekt til en tilstand af ligevægt.
Det eneste, en katalysator kan påvirke, er overgangshastigheden af systemet fra en ikke-ligevægtstilstand til en ligevægtstilstand.
Indvirkningen af alle ovenstående faktorer på kemisk ligevægt er opsummeret nedenfor i et snydeark, som du indledningsvis kan se på, når du udfører ligevægtsopgaver. Det vil dog ikke være muligt at bruge det til eksamen, så efter at have analyseret flere eksempler med dets hjælp, bør du lære det og øve dig i at løse ligevægtsproblemer uden at se på det:
Betegnelser: T - temperatur, s - pres, Med – koncentration, – stigning, ↓ – fald
|
T |
T - ligevægt skifter mod den endoterme reaktion |
| ↓T - ligevægt skifter mod den eksoterme reaktion | |
|
s |
s - ligevægt skifter mod reaktionen med en mindre sum af koefficienter foran gasformige stoffer |
| ↓s - ligevægt skifter mod reaktionen med en større sum af koefficienter foran gasformige stoffer | |
|
c |
c (reagens) - ligevægten skifter mod den direkte reaktion (til højre) |
| ↓c (reagens) - ligevægten skifter mod den omvendte reaktion (til venstre) | |
| c (produkt) – ligevægt skifter mod den omvendte reaktion (til venstre) | |
| ↓c (produkt) – ligevægten skifter mod den direkte reaktion (til højre) | |
| Påvirker ikke balancen!!! |