Kaip galima pakeisti pusiausvyrą ir reakcijos kryptį. Cheminės pusiausvyros poslinkis
Cheminė pusiausvyra, atitinkanti priekinės ir atvirkštinės reakcijos greičio (\u003d) ir minimalios Gibso energijos vertės (∆ G p, m \u003d 0) lygybę, yra stabiliausia sistemos būsena esant tam tikroms sąlygoms ir išlieka nepakitusi tol, kol parametrai išlieka pastovūs buvo nustatyta pusiausvyra.
Keičiantis sąlygoms, pusiausvyra sutrinka ir pasislenka tiesioginės ar atvirkštinės reakcijos kryptimi. Pusiausvyros pokytis yra dėl to, kad išorinė įtaka įvairiu laipsniu keičia dviejų tarpusavyje priešingų procesų greitį. Po kurio laiko sistema vėl tampa pusiausvyra, t.y. jis pereina iš vienos pusiausvyros būsenos į kitą. Naujajai pusiausvyrai būdinga nauja pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greičio lygybė ir nauja visų sistemos medžiagų pusiausvyros koncentracija.
Pusiausvyros poslinkio kryptis paprastai nustatoma pagal Le Chatelier principą: jei sistemai išorinė įtaka yra stabilios pusiausvyros būsenoje, tai pusiausvyros poslinkis vyksta proceso kryptimi, susilpninančiu išorinės įtakos poveikį.
Pusiausvyros pokytį gali sukelti vieno iš reagentų temperatūros, koncentracijos (slėgio) pasikeitimas.
Temperatūra yra parametras, nuo kurio priklauso cheminės reakcijos pusiausvyros konstantos vertė. Pusiausvyros poslinkio su temperatūros pokyčiu klausimas, atsižvelgiant į reakcijos naudojimo sąlygas, išsprendžiamas naudojant izobarinę lygtį (1.90) - \u003d
1. Izoterminiam procesui ∆ r H 0 (t)< 0, в правой части выражения (1.90) R > 0, T\u003e 0, taigi pirmasis pusiausvyros konstantos temperatūros atžvilgiu logaritmo išvestinis yra neigiamas< 0, т.е. ln Kp (и сама константа Кр) являются убывающими функциями температуры. При увеличении температуры константа химического равновесия (Кр) уменьшается и что согласно закону действующих масс (2.27), (2.28)соответствует смещению химического равновесия в сторону обратной (эндотермической) реакции. Именно в этом проявляется противодействие системы оказанному воздействию.
2. Endoterminiam procesui ∆ r Н 0 (т)\u003e 0 pusiausvyros konstantos temperatūros atžvilgiu logaritmo išvestinė yra teigiama (\u003e 0), tiriamojo vaizdas ln Kp ir Кр didina temperatūros funkcijas, t. pagal masinio veikimo dėsnį, padidėjus temperatūrai, pusiausvyra pasislenka tiesios link (endoterminė reakcija). Tačiau reikia atsiminti, kad tiek izoterminio, tiek endoterminio procesų greitis didėja didėjant temperatūrai, o mažėjant mažėja, tačiau greičio pokytis nėra tas pats, keičiantis temperatūrai, todėl, keičiant temperatūrą, galima pusiausvyrą perkelti tam tikra kryptimi. Pusiausvyros pokytį gali sukelti vieno iš komponentų koncentracijos pokytis: medžiagos pridėjimas prie pusiausvyros sistemos arba pašalinimas iš sistemos.
Pagal Le Chatelier principą, pasikeitus vieno iš reakcijos dalyvių koncentracijai, pusiausvyra pasislenka link kompensacinio pokyčio, t.y. padidėjus vienos iš pradinių medžiagų koncentracijai - į dešinę, o padidėjus - vienam iš reakcijos produktų - į kairę. Jei dujinės medžiagos dalyvauja grįžtamojoje reakcijoje, tai pasikeitus slėgiui visos jų koncentracijos kinta vienodai ir vienu metu. Keičiasi ir procesų greičiai, todėl gali pasikeisti cheminė pusiausvyra. Taigi, pavyzdžiui, padidėjus slėgiui (palyginti su pusiausvyra) CaCO 3 (K) CO (k) + CO 2 (g) sistemoje, atvirkštinės reakcijos greitis padidėja \u003d tai lems pusiausvyros poslinkį kairėn. Kai slėgis tai pačiai sistemai mažėja, atvirkštinės reakcijos greitis mažėja, o pusiausvyra pasislenka į dešinę pusę. Padidėjus pusiausvyros sistemai 2HCl H 2 + Cl 2, pusiausvyra nepasikeis, nes abu greičiai didės vienodai.
4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O (g) sistemai padidėjus slėgiui, padidės tiesioginės reakcijos greitis ir pusiausvyra pasislinks į dešinę.
Taigi, pagal Le Chatelier principą, didėjant slėgiui, pusiausvyra pasislenka link mažesnio dujinių medžiagų molių skaičiaus susidarymo dujų mišinyje ir, atitinkamai, slėgio sumažėjimo sistemoje.
Ir atvirkščiai, kai išorinis veiksmas sukelia slėgio sumažėjimą, pusiausvyra pasislenka link daugiau dujinių medžiagų molių susidarymo, o tai padidins slėgį sistemoje ir neutralizuos sukeltą poveikį.
Le Chatelier principas turi didelę praktinę reikšmę. Jo pagrindu galima pasirinkti tokias cheminės sąveikos įgyvendinimo sąlygas, kurios užtikrins maksimalų reakcijos produktų derlių.
Būsena, kurioje pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greitis yra lygus vienas kitam, vadinama chemine pusiausvyra. Apibendrinta grįžtamosios reakcijos lygtis:
Reakcijos į priekį greitis v 1 =k 1 [A] m [B] n, atvirkštinės reakcijos greitis v 2 =k 2 [С] p [D] q, kur pusiausvyros koncentracijos yra laužtiniuose skliaustuose. Pagal apibrėžimą, esant cheminei pusiausvyrai v 1 \u003d v 2, iš kur
K c \u003d k 1 / k 2 \u003d [C] p [D] q / [A] m [B] n,
kur K c yra cheminės pusiausvyros konstanta, išreikšta molinėmis koncentracijomis. Minėta matematinė išraiška dažnai vadinama grįžtamosios cheminės reakcijos masės veikimo dėsniu: reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijų sandaugos ir pradinių medžiagų pusiausvyros koncentracijų sandaugos santykis.
Cheminės pusiausvyros padėtis priklauso nuo šių reakcijos parametrų: temperatūros, slėgio ir koncentracijos. Šių veiksnių įtaka cheminei reakcijai priklauso nuo modelio, kurį 1884 m. Bendrai išreiškė prancūzų mokslininkas Le Chatelier. Šiuolaikinis Le Chatelier principo formulavimas yra toks:
Jei sistemai, kuri yra pusiausvyros būsenoje, daroma išorinė įtaka, tada sistema pereis į kitą būseną, kad sumažintų išorinės įtakos poveikį.
Veiksniai, turintys įtakos cheminei pusiausvyrai.
1. Temperatūros įtaka. Kiekvienoje grįžtamojoje reakcijoje viena iš krypčių atitinka egzoterminį procesą, kita - endoterminę.
Kylant temperatūrai, cheminė pusiausvyra pasislenka endoterminės reakcijos kryptimi, o temperatūrai krentant - egzoterminės reakcijos kryptimi.
2. Slėgio įtaka.
Visose reakcijose, susijusiose su dujinėmis medžiagomis, kartu pasikeitus tūriui dėl medžiagos kiekio pokyčio pereinant nuo pradinių medžiagų prie produktų, slėgis sistemoje turi įtakos pusiausvyros padėčiai.
Slėgio poveikį pusiausvyros padėčiai reguliuoja šios taisyklės:
Didėjant slėgiui, pusiausvyra pasislenka mažesnio tūrio medžiagų (pradinių ar produktų) susidarymo kryptimi.
3. Koncentracijos įtaka. Koncentracijos poveikį pusiausvyrai reguliuoja šios taisyklės:
Padidėjus vienos iš pradinių medžiagų koncentracijai, pusiausvyra pasislenka reakcijos produktų susidarymo kryptimi;
padidėjus vieno iš reakcijos produktų koncentracijai, pusiausvyra pasislenka pradinių medžiagų susidarymo kryptimi.
Savikontrolės klausimai:
1. Koks yra cheminės reakcijos greitis ir nuo kokių veiksnių tai priklauso? Nuo kokių veiksnių priklauso greičio konstanta?
2. Padarykite vandens susidarymo iš vandenilio ir deguonies reakcijos greičio lygtį ir parodykite, kaip greitis keičiasi, jei vandenilio koncentracija padidėja tris kartus.
3. Kaip kinta reakcijos greitis laikui bėgant? Kokios reakcijos vadinamos grįžtamosiomis? Kas apibūdina cheminės pusiausvyros būseną? Kas vadinama pusiausvyros konstanta, nuo kokių veiksnių ji priklauso?
4. Kokia išorinė įtaka gali sutrikdyti cheminę pusiausvyrą? Kuria kryptimi pasikeis pusiausvyra pasikeitus temperatūrai? Slėgis?
5. Kaip galite pakeisti grįžtamąją reakciją tam tikra linkme ir ją užbaigti?
Paskaita Nr. 12 (probleminė)
Sprendimai
Įvartis:Pateikite kokybines išvadas apie medžiagų tirpumą ir kiekybinį tirpumo įvertinimą.
Raktažodžiai:Tirpalai - vienalyti ir nevienalyti, tikri ir koloidiniai; medžiagų tirpumas; tirpalų koncentracija; neelektriniai sprendimai; Raulo ir van't Hoffo įstatymai.
Planas.
1. Tirpalų klasifikacija.
2. Tirpalų koncentracija.
3. Neelektrolitų tirpalai. Raulio dėsniai.
Sprendimų klasifikacija
Tirpalai yra homogeniškos (vienfazės) kintamos sudėties sistemos, susidedančios iš dviejų ar daugiau medžiagų (komponentų).
Pagal agregacijos būseną tirpalai gali būti dujiniai, skysti ir kieti. Paprastai komponentas, kuris tokiomis sąlygomis yra toje pačioje agregacijos būsenoje, kaip ir gautas tirpalas, laikomas tirpikliu, likę tirpalo komponentai laikomi tirpiais. Esant vienodai komponentų agreguotai būklei, tirpale laikomas komponentas, vyraujantis tirpale.
Atsižvelgiant į dalelių dydį, tirpalai skirstomi į tikrąjį ir koloidinį. Tikruose tirpaluose (dažnai vadinamuose tiesiog tirpalais) tirpalas yra disperguojamas iki atominio ar molekulinio lygio, tirpalo dalelės nėra matomos nei vizualiai, nei mikroskopu, jos laisvai juda tirpiklio terpėje. Tikri sprendimai yra termodinamiškai stabilios sistemos, kurios laikui bėgant yra be galo stabilios.
Varomosios jėgos formuojant sprendimus yra entropija ir entalpijos veiksniai. Kai dujos ištirpsta skystyje, entropija visada sumažina ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS > 0). Kuo stipresnė tirpinio ir tirpiklio sąveika, tuo didesnis entalpijos faktoriaus vaidmuo formuojant tirpalus. Tirpimo entalpijos pokyčio ženklą lemia visų tirpimą lydinčių procesų šilumos poveikio, kurį daugiausia prisideda sunaikinimas, ženklas. krištolo grotelės į laisvuosius jonus (ΔH\u003e 0) ir susidariusių jonų sąveika su tirpiklio molekulėmis (solvacija, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно нерастворимых веществ нет) всегда ΔG = ΔH – T·ΔS < 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для жидких растворов (расплавов) процесс растворения идет самопроизвольно (ΔG < 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.
Sočiojo tirpalo koncentraciją lemia medžiagos tirpumas tam tikroje temperatūroje. Mažesnės koncentracijos tirpalai vadinami nesočiaisiais.
Įvairių medžiagų tirpumas neviršija reikšmingų ribų ir priklauso nuo jų pobūdžio, ištirpusių medžiagų dalelių sąveikos tarpusavyje ir su tirpiklio molekulėmis, taip pat nuo išorinių sąlygų (slėgio, temperatūros ir kt.)
Cheminėje praktikoje svarbiausi yra skysto tirpiklio pagrindu paruošti tirpalai. Tiksliai skysti mišiniai chemijoje jie tiesiog vadinami sprendimais. Plačiausiai naudojamas neorganinis tirpiklis yra vanduo. Tirpalai su kitais tirpikliais vadinami nevandeniniais.
Sprendimai turi nepaprastai didelę praktinę reikšmę; juose vyksta daugybė cheminių reakcijų, įskaitant tas, kuri yra gyvų organizmų metabolizmas.
Tirpalų koncentracija
Svarbi tirpalų savybė yra jų koncentracija, išreiškianti santykinį komponentų kiekį tirpale. Atskirkite masės ir tūrio koncentracijas, matmenis ir be matmenų.
Į be matmenų koncentracijos (frakcijos) apima šias koncentracijas:
Tirpiklio masės dalis W(B) išreiškiamas vieneto dalimi arba procentais:
kur m (B) ir m (A) yra ištirpusios medžiagos B ir tirpiklio A masė.
Tirpiosios medžiagos tūrio dalis σ (B) išreiškiama vieneto arba tūrio procentų dalimis:
kur V i yra tirpalo komponento tūris, V (B) yra ištirpusios medžiagos tūris B. Tūrio procentai vadinami laipsniais *).
*) Kartais tūrio koncentracija išreiškiama tūkstantosiomis dalimis (ppm, ‰) arba milijono dalimis (ppm), ppm.
Tirpiosios medžiagos molinė dalis m (B) išreiškiama santykiu
Tirpalo χ i komponentų molinių frakcijų k suma lygi vienai
Į matmenųkoncentracijos apima šias koncentracijas:
Tirpiosios medžiagos C m (B) molingumas nustatomas pagal medžiagos n (B) kiekį 1 kg (1000 g) tirpiklio, matmuo yra mol / kg.
Molinė B medžiagos koncentracija tirpale CB) - ištirpusios medžiagos B kiekis tirpalo tūrio vienete, mol / m 3 arba dažniau mol / l:
kur μ (B) yra B molinė masė, V yra tirpalo tūris.
B medžiagos ekvivalentų molinė koncentracija C E (B) (normalumas - pasenęs) nustatomas pagal ištirpusių medžiagų ekvivalentų skaičių tirpalo tūrio vienetui, mol / l:
kur n E (B) yra medžiagos ekvivalentų kiekis, μ E yra ekvivalento molinė masė.
Medžiagos B tirpalo titras ( T B) nustatoma pagal ištirpusios medžiagos masę g, esančią 1 ml tirpalo:
G / ml arba 
g / ml.
Masės koncentracijos (masės dalis, procentinė dalis, molinė) nepriklauso nuo temperatūros; tūrinės koncentracijos nurodo konkrečią temperatūrą.
Visos medžiagos vienu ar kitu laipsniu gali ištirpti ir pasižymi tirpumu. Kai kurios medžiagos yra be galo tirpios viena kitoje (vanduo-acetonas, benzenas-toluenas, skystas natris-kalis). Daugelis junginių yra mažai tirpūs (vanduo-benzenas, vandens-butilo alkoholis, stalo druska) ir daugelis yra šiek tiek tirpūs arba praktiškai netirpūs (vanduo-BaSO 4, vanduo-benzinas).
Medžiagos tirpumas šiomis sąlygomis vadinamas jos koncentracija prisotintame tirpale. Tokiame tirpale pasiekiama pusiausvyra tarp ištirpusios medžiagos ir tirpalo. Nesant pusiausvyros, tirpalas išlieka stabilus, jei ištirpusios medžiagos koncentracija yra mažesnė už tirpumą (nesočiojo tirpalo), arba nestabili, jei tirpale yra medžiagos, didesnės už tirpumą (per prisotinto tirpalo).
Jei išorinės cheminio proceso sąlygos nesikeičia, tada cheminės pusiausvyros būsena gali būti palaikoma savavališkai ilgai. Pakeitus reakcijos sąlygas (temperatūrą, slėgį, koncentraciją), galima pasiekti cheminės pusiausvyros poslinkis arba poslinkis reikiama kryptimi.
Pusiausvyros pokytis į dešinę lemia medžiagų, kurių formulės yra dešinėje lygties pusėje, koncentracijos padidėjimą. Pusiausvyros pokytis į kairę padidins medžiagų, kurių formulės yra kairėje, koncentraciją. Tokiu atveju sistema pereis į naują pusiausvyros būseną, kuriai būdinga kitos reakcijos dalyvių pusiausvyros koncentracijų vertės.
Cheminės pusiausvyros pokytis, kurį sukėlė sąlygų pasikeitimas, laikosi taisyklės, kurią 1884 m. Suformulavo prancūzų fizikas A. Le Chatelier (Le Chatelierio principas).
Le Chatelier principas: jei poveikis sistemai yra cheminės pusiausvyros būsenoje, pavyzdžiui, norint pakeisti reagentų temperatūrą, slėgį ar koncentraciją, pusiausvyra pasislinks reakcijos kryptimi, kuri silpnina poveikį .
Koncentracijos pokyčių poveikis cheminės pusiausvyros poslinkiui.
Pagal Le Chatelier principą padidėjus bet kurio iš reakcijos dalyvių koncentracijai, pusiausvyra pasikeičia link reakcijos, dėl kurios sumažėja šios medžiagos koncentracija.
Koncentracijos poveikį pusiausvyrai reguliuoja šios taisyklės:
Padidėjus vienos iš pradinių medžiagų koncentracijai, padidėja tiesioginės reakcijos greitis, o pusiausvyra pasislenka reakcijos produktų susidarymo kryptimi ir atvirkščiai;
Padidėjus vieno iš reakcijos produktų koncentracijai, padidėja atvirkštinės reakcijos greitis, dėl kurio pusiausvyra pasikeičia pradinių medžiagų susidarymo kryptimi ir atvirkščiai.
Pavyzdžiui, jei yra pusiausvyros sistema:
SO 2 (g) + NO 2 (g) SO 3 (g) + NO (g)
padidinti SO 2 arba NO 2 koncentraciją, tada pagal masinio veikimo dėsnį padidės tiesioginės reakcijos greitis. Tai lems pusiausvyros pasislinkimą į dešinę, dėl to pradinės medžiagos sunaudos ir padidės reakcijos produktų koncentracija. Bus nustatyta nauja pusiausvyros būsena nustatant naujas pradinių medžiagų ir reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijas. Sumažėjus, pavyzdžiui, vieno iš reakcijos produktų koncentracijai, sistema sureaguos taip, kad padidintų produkto koncentraciją. Tiesioginė reakcija bus naudinga, dėl kurios padidės reakcijos produktų koncentracija.
Slėgio pokyčio poveikis cheminės pusiausvyros poslinkiui.
Pagal Le Chatelier principą slėgio padidėjimas lemia pusiausvyros poslinkį link mažesnio dujinių dalelių kiekio susidarymo, t. link mažesnio tūrio.
Pavyzdžiui, grįžtama reakcija:
2NO 2 (g) 2NO (g) + O 2 (g)
iš 2 mol NO 2 susidaro 2 mol NO ir 1 mol O 2. Stichiometriniai koeficientai prieš dujinių medžiagų formules rodo, kad dėl tiesioginės reakcijos eigos didėja dujų molių skaičius, o atvirkštinės reakcijos eiga, priešingai, mažina dujinės medžiagos molių skaičių. Jei tokiai sistemai bus daroma išorinė įtaka, pavyzdžiui, padidinant slėgį, sistema reaguos taip, kad susilpnintų šią įtaką. Slėgis gali sumažėti, jei šios reakcijos pusiausvyra pasislenka link mažesnio dujinės medžiagos molių skaičiaus, taigi ir mažesnio tūrio.
Atvirkščiai, slėgio padidėjimas šioje sistemoje yra susijęs su pusiausvyros poslinkiu į dešinę - link NO 2 skaidymo, kuris padidina dujinių medžiagų kiekį.
Jei dujinių medžiagų molių skaičius prieš ir po reakcijos išlieka pastovus, t.y. sistemos tūris reakcijos eigoje nesikeičia, tada slėgio pokytis vienodai keičia pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greitį ir neturi įtakos cheminės pusiausvyros būklei.
Pavyzdžiui, reaguodamas:
H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g),
bendras dujinių medžiagų molių skaičius prieš ir po reakcijos išlieka pastovus, o slėgis sistemoje nesikeičia. Pusiausvyra šioje sistemoje nesikeičia, kai keičiasi slėgis.
Temperatūros pokyčio poveikis cheminės pusiausvyros poslinkiui.
Kiekvienoje grįžtamojoje reakcijoje viena iš krypčių atitinka egzoterminį procesą, kita - endoterminę. Taigi amoniako sintezės reakcijoje tiesioginė reakcija yra egzoterminė, o atvirkštinė - endoterminė.
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-ΔH).
Keičiantis temperatūrai, keičiasi tiek tiesioginių, tiek atvirkštinių reakcijų greičiai, tačiau greičio pokyčiai nevyksta vienodai. Pagal Arrheniuso lygtį endoterminė reakcija, kuriai būdinga didelė aktyvacijos energijos vertė, į temperatūros pokyčius reaguoja labiau.
Todėl norint įvertinti temperatūros poveikį cheminės pusiausvyros poslinkio krypčiai, būtina žinoti šiluminį proceso poveikį. Tai galima nustatyti eksperimentiškai, pavyzdžiui, naudojant kalorimetrą, arba apskaičiuoti remiantis Hesso dėsniu. Pažymėtina, kad temperatūros pokytis lemia cheminės pusiausvyros konstantos (K p) vertės pokytį.
Pagal Le Chatelier principą padidėjus temperatūrai pusiausvyra pasislenka link endoterminės reakcijos. Kai temperatūra mažėja, pusiausvyra pasislenka egzoterminės reakcijos kryptimi.
Šiuo būdu, temperatūros padidėjimas amoniako sintezės reakcijoje pusiausvyra pasikeis link endoterminio reakcijos, t.y. į kairę. Atvirkštinė reakcija vyksta absorbuojant šilumą.
Cheminės pusiausvyros būsena priklauso nuo daugelio veiksnių: temperatūros, slėgio, reagentų koncentracijos. Panagrinėkime išsamiau šių veiksnių įtaką.
Pusiausvyros sistemos komponentų koncentracijos pokytis pastovioje temperatūroje pusiausvyrą keičia, tačiau pusiausvyros konstantos vertė šiuo atveju nesikeičia. Jei reakcijos metu padidėja medžiagos A (arba B) koncentracija, tolesnės reakcijos greitis padidės, o atvirkštinės reakcijos greitis pradiniu laiko momentu nepakis. Bus sutrikdyta pusiausvyra. Tada pradinių medžiagų koncentracija pradės mažėti, o reakcijos produktų koncentracija - didės, ir tai tęsis tol, kol bus nustatyta nauja pusiausvyra. Tokiais atvejais sakoma, kad pusiausvyra pasislenka link reakcijos produktų susidarymo arba pasislenka į dešinę.
Samprotaudami tuo pačiu, patys nustatykite, kur pusiausvyra pasikeis, jei padidinsite medžiagos C koncentraciją; sumažinti D medžiagos koncentraciją.
Keičiant komponentų koncentraciją, galima pusiausvyrą perkelti norima kryptimi, padidinant ar sumažinant reakcijos produktų išeigą; siekdamas visapusiškesnio pradinių medžiagų naudojimo arba, priešingai
Norėdami atlikti antrąją užduotį, nepamirškite, kad tiesioginė reakcija tęsis tol, kol baigsis vienas iš komponentų A arba B. Iš reakcijos lygties aišku, kad reagentai reaguoja ekvimoliniais * kiekiais, be to, jų koncentracijos yra lygios atsižvelgiant į problemos sąlygą. Todėl medžiagos A ir B, patekusios į reakciją, baigsis vienu metu. Iš reakcijos lygties taip pat matyti, kad transformavus vieną medžiagos A molį, susidaro du moliai medžiagos C ir vienas molis medžiagos D. Todėl dar keletas jų bus pridėti prie jau sistemoje esančių medžiagų C ir D kiekio. Po paprasto skaičiavimo gauname norimą rezultatą:
[A] \u003d [B] \u003d 0 mol / L; [C] \u003d 2 +2 \u003d 4 mol / L; [D] \u003d 2 +1 \u003d 3 mol / L.
Panašiai atlikite trečiosios užduoties samprotavimus, nepamirškite, kad medžiagos C ir D reaguoja santykiu 2: 1, o skaičiavimas turi būti atliekamas pagal medžiagos trūkumą (nustatykite šią medžiagą). Atlikite skaičiavimus ir gaukite rezultatą:
[A] \u003d [B] \u003d 1 + 2/2 \u003d 2 mol / l; [C] \u003d 0 mol / l; [D] \u003d 2-2 / 2 \u003d 1 mol / L.
Reakcijos pusiausvyros konstanta A + B C + D lygi vienybei. Pradinė koncentracija [A] o \u003d 0,02 mol / l. Kiek procentų medžiagos A bus transformuota, jei pradinė koncentracija [B] o lygi 0,02; 0,1; 0,2?
Pažymėkime medžiagos A pusiausvyros koncentraciją x ir parašykime pusiausvyros konstantos išraišką. B medžiagos pusiausvyros koncentracija taip pat bus lygi x. Reakcijos produktų (C ir D) koncentracijos bus lygios viena kitai ir lygios 0,02-x. (Parodykite tai naudodami reakcijos lygtį.)
Parašykime pusiausvyros konstantos išraišką.
Krawn. \u003d (0,02 - x) (0,02 - x) / x2 \u003d 1
Išsprendę x lygtį, gauname rezultatą: x \u003d 0,01. Taigi pirmuoju atveju pusė A medžiagos (arba 50%) buvo transformuota.
Antruoju atveju pusiausvyros konstanta bus lygi
Krawn. \u003d (0,02 - x) (0,02 - x) / (0,1 - (0,02 - x)) \u003d 1
Gaukite šią išraišką patys ir, išsprendę lygtį, patikrinkite rezultatą (x \u003d 0,003). Todėl į reakciją pateko (0,02 - 0,003) mol A medžiagos, kuri yra 83,5%.
Trečią atvejį išspręskite problemą patys, taip pat išspręskite tą pačią problemą, x žymėdami reagavusios medžiagos kiekį.
Iš gautų rezultatų galima padaryti svarbią išvadą. Norint padidinti medžiagos, reaguojančios esant pastoviai pusiausvyros konstantai, dalį, būtina padidinti antrojo reagento kiekį sistemoje. Panaši problema kyla, pavyzdžiui, šalinant chemines atliekas.
Kylant temperatūrai, tiek priekinės, tiek atvirkštinės reakcijos greitis padidės, tačiau jei pirmyn vykstanti reakcija yra endoterminė (ΔH\u003e 0), tada pirmyn vykstančios reakcijos greitis padidės stipriau nei atvirkštinės, o pusiausvyra pasislenka link produktų formavimosi arba į dešinę. Esant neigiamam tiesioginės reakcijos (egzoterminės reakcijos) šiluminiam poveikiui, atvirkštinės reakcijos greitis stipriau padidės, o pusiausvyra pasislinks į kairę.
Apsvarstykite visus galimus pusiausvyros pokyčio atvejus, kai temperatūra mažėja.
5 paveiksle parodyta, kad skirtumas E "a - E" a yra lygus reakcijos? H, o tai reiškia, kad pusiausvyros konstantos reikšmė priklauso nuo reakcijos šilumos efekto dydžio, t. ar reakcija yra endo- ar egzoterminė.
Kai kurių reakcijų pusiausvyros konstanta esant 293 ° K yra 5 10-3, o esant 1000 ° K - 2 10-6. Koks yra šios reakcijos šiluminio poveikio požymis?
Remiantis problemos sąlyga, pusiausvyros konstanta mažėja didėjant temperatūrai. Naudojame išraišką (22) ir matome, koks turėtų būti DH reakcijos ženklas, kad konstanta sumažėtų.
Ekv. yra eksponentinė funkcija, kurios vertė mažėja mažėjant argumentui, mūsų atveju - išraiškos DH / RT reikšmė. Kad argumento vertė sumažėtų, HH reikšmė turi būti neigiama. Todėl nagrinėjama reakcija yra egzoterminė.
Slėgio pokyčiai pastebimai veikia sistemų, kuriose yra dujiniai komponentai, būklę. Šiuo atveju, atsižvelgiant į dujų įstatymus, pasikeičia sistemos tūris, o tai lemia dujinių medžiagų koncentracijos (arba jų dalinio slėgio) pokyčius. Taigi, didėjant slėgiui, tūris sumažės, o dujinių medžiagų koncentracija padidės. Koncentracijos padidėjimas lemia pusiausvyros pokytį reagento vartojimo link, o tai padidino jo koncentraciją. Šiuo atveju tai galima suformuluoti kiek kitaip. Didėjant slėgiui pusiausvyra pereina link mažesnio dujinių medžiagų kiekio arba, paprasčiau, į dujinių medžiagų molekulių skaičiaus sumažėjimą. Kietųjų ir skystųjų medžiagų koncentracija nuo slėgio nesikeičia.
Apsvarstykite klasikinis pavyzdys amoniako sintezė iš azoto ir vandenilio
3H2 + N2 - 2NH3, (DH< 0).
Kadangi sistema susideda tik iš dujinių medžiagų, o susidarant amoniakui, molekulių skaičius mažėja, didėjant slėgiui pusiausvyra pasislenka į dešinę, link didesnio amoniako išeigos. Todėl pramoninė amoniako sintezė atliekama esant padidintam slėgiui.
Siūlykite temperatūros sąlygas amoniako sintezei patys, žinodami reakcijos šilumos efektą ir atsižvelgdami į didžiausią produkto išeigą. Kaip šios sąlygos susijusios su proceso kinetiniais veiksniais?
Kaip slėgio padidėjimas paveiks šių reakcijų pusiausvyrą?
cheminės kinetikos katalizatoriaus inhibitorius
CaCO3 (c.) - CaO (c.) + CO2 (g.);
4Fe (c.) + 3O2 (g.) - 2Fe2O3 (c.).
Pirmosios reakcijos metu tik anglies dioksidas CO2 yra dujinis, todėl, padidėjus slėgiui, pusiausvyra pasislinks į kairę, link dujinės medžiagos kiekio sumažėjimo.
Apsvarstykite antrąjį atvejį patys.
Kaip reikėtų pakeisti slėgį šiose reakcijose, kad būtų pasiektas didesnis produkto išeiga?
Visus pusiausvyros sistemos būsenos pokyčių, veikiant išorės įtakoms, atvejus galima apibendrinti suformulavus Le Chatelier principą:
Jei sistemai, kuri yra pusiausvyros būsenoje, daroma išorinė įtaka, tai pusiausvyra pasislenka ta kryptimi, kuri silpnina išorinės įtakos poveikį.
Patikrinkite, ar „Le Chatelier“ principas galioja visais aukščiau aptartais atvejais.
Pateikite savo pusiausvyros pasislinkimo, kai keičiasi išorinės sąlygos, pavyzdžius ir paaiškinkite juos remdamiesi Le Chatelier principu.
Taigi, mes apsvarstėme pagrindinius klausimus, susijusius su srauto modeliais cheminės reakcijos... Šių modelių žinojimas leis prasmingai paveikti tam tikrų procesų vykdymo sąlygas, kad būtų pasiektas optimalus rezultatas.
Savikontrolės klausimai
- 1. Kokios reakcijos vadinamos grįžtamosiomis?
- 2. Kaip ir kodėl keičiasi išankstinės ir atvirkštinės reakcijos dažnis laikui bėgant?
- 3. Kas vadinama chemine pusiausvyra?
- 4. Kokia vertė kiekybiškai apibūdina cheminę pusiausvyrą?
- 5. Kas lemia pusiausvyros konstantos vertę: reaguojančių medžiagų koncentracija; reaguojančių medžiagų pobūdis; bendras slėgis; temperatūra; katalizatoriaus buvimas?
- 6. Kokios yra tikrosios cheminės pusiausvyros charakteristikos?
- 7. Kuo skiriasi klaidinga cheminė pusiausvyra ir tikroji pusiausvyra?
- 8. Pateikite Le Chatelier principo formuluotę.
- 9. Suformuluokite Le Chatelier principo pasekmes.
9.5. Cheminių reakcijų grįžtamumas. Cheminė pusiausvyra
Apsvarstykite endoterminę reakciją
H 2 (g) + I 2 (g) \u003d 2HI (g) - Klausimas . (1)
Reaktoriuje (šiuo atveju - kokiame nors uždarame inde) sumaišome vandenilio ir jodo garus, įkaitintus, pavyzdžiui, iki 450 ° C. Skaičiavimų paprastumui tarkime, kad pradinių medžiagų koncentracijos buvo vienodos ir lygios vienam moliui litre, t. nuo(H 2) \u003d 1 mol / L ir nuo(I 2) \u003d 1 mol / L.
Nepaisant neigiamo šiluminio efekto, vandenilis ir jodas pradės reaguoti vienas su kitu, formuodami vandenilio jodidą. Vadinasi, šioje reakcijoje entropijos faktorius „traukia“. Iš tikrųjų trijų dujų (H 2, I 2 ir HI) mišinyje tvarka yra mažesnė nei dviejų dujų (H 2 ir I 2) mišinyje. Eksperimentiškai šią reakciją galima nustatyti matuojant joje dalyvaujančių medžiagų koncentracijas. Iškart sumaišius, jodo ir vandenilio koncentracijos pradės mažėti, o reaktoriuje atsiras vandenilio jodido, kurio koncentracija palaipsniui didės.
Ar ši reakcija gali praeiti iki galo? Tai yra, gali viskas ar jodo ir vandenilio molekulės reaguoja tarpusavyje ir sudaro vandenilio jodido molekules?
Tikriausiai ne. Iš tiesų, vykstant reakcijai, vandenilio jodido molekulės kaupsis reaktoriuje, o jodo ir vandenilio molekulės išnyks. Reakcijos pabaigoje dujos turėjo būti grynas vandenilio jodidas. Bet sistemoje, susidedančioje tik iš vienų dujų molekulių, tvarka yra daug didesnė (o entropija mažesnė) nei dujų mišinyje. Entropijos faktorius „trauks“ priešinga kryptimi. Ir energijos faktorius čia nepadės - pirminės reakcijos šiluminis poveikis yra neigiamas.
Iš tiesų, maždaug po 1,5 valandos pastebėsime, kad visų trijų reaktoriaus dujų koncentracijos nebesikeitė ir gavo šias reikšmes: nuo(H2) \u003d 0,22 mol / l; nuo(I 2) \u003d 0,22 mol / L ir nuo(HI) \u003d 1,56 mol / L (žr. 9.2 pav.) ir).
Jei dabar į tą patį temperatūrą į tą patį reaktorių dedame tiek gryno vandenilio jodido, kad jo koncentracija būtų lygi 2 mol / l, tai prasidėjusi reakcija
2HI (g) \u003d H2 (g) + 12 (g) + Klausimas (2)
taip pat nepasieks pabaigos (kodėl?). Palaukus, kol sustos koncentracijos pokytis, pamatysime, kad dujų koncentracija reaktoriuje pasirodė tokia pati kaip ir ankstesniu atveju (žr. 9.2 pav.) b).
Dvi mūsų apsvarstytos reakcijos (1 ir 2) gali būti pateikiamos kaip vienas procesas, kurio metu reakcijos vyksta skirtingomis kryptimis. Paprastai vienas iš jų vadinamas priekine kryptimi (iš kairės į dešinę pagal reakcijos lygtį), o kitas - atvirkštine kryptimi (iš dešinės į kairę pagal reakcijos lygtį). Vadinamos atitinkamos reakcijos tiesiaiir atvirkščiaireakcijos, o visas procesas yra grįžtamasis procesas arba grįžtama reakcija.
Taigi vandenilio reakcija su jodu yra grįžtama.
Grįžtamųjų reakcijų lygtyse vietoj lygybės ženklo dedamas grįžtamumo ženklas - „B“, pavyzdžiui:
Būsena, kurioje grįžtamojoje reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijos išlieka pastovios, vadinama būsena cheminė pusiausvyra.
Pusiausvyros būsenoje molekulės nenustoja patirti susidūrimų ir sąveika tarp jų nesibaigia, tačiau medžiagų koncentracijos išlieka pastovios. Šios koncentracijos vadinamos pusiausvyra.
| Pusiausvyros koncentracija - medžiagos, dalyvaujančios grįžtamojoje cheminėje reakcijoje ir pasiekusios pusiausvyros būseną, koncentracija. |
Pusiausvyros koncentraciją nurodo medžiagos formulė, pateikiama laužtiniuose skliaustuose, pavyzdžiui:
su pusiausvyra (Н 2) \u003d arba nuo pusiausvyra (HI) \u003d.
Kaip ir bet kuri kita koncentracija, pusiausvyros koncentracija matuojama moliais litre.
Jei mūsų laikomuose pavyzdžiuose paėmėme kitas pradinių medžiagų koncentracijas, tai pasiekę pusiausvyrą gautume kitas pusiausvyros koncentracijų vertes. Šios naujos vertės (žymi jas žvaigždutėmis) bus susietos su senosiomis taip:
.
Bendru atveju - norint grįžtamąją reakciją
aA + bB dD + fF
esant pusiausvyros būsenai pastovioje temperatūroje, santykis
Šis santykis vadinamas masinio veiksmo dėsnis, kuris suformuluotas taip:
esant pastoviai temperatūrai, reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijų sandaugos, paimtos galios, lygios jų koeficientams, santykis su pradinių medžiagų pusiausvyros koncentracijų sandaugos, paimtos galios, lygios jų koeficientams, sandauga.
Pastovi vertė ( K C) vadinamas pusiausvyros konstanta ši reakcija. Šio kiekio „c“ rodo, kad konstantoms apskaičiuoti buvo naudojamos koncentracijos.
Jei pusiausvyros konstanta yra didelė, tada pusiausvyra perkeliama tiesiosios reakcijos produktų link, jei ji yra maža, tada link pradinių medžiagų. Jei pusiausvyros konstanta yra labai didelė, tada jie sako, kad reakcija " praktiškai negrįžtamas “, jei pusiausvyros konstanta yra labai maža, tada reakcija " praktiškai neina “.
Pusiausvyros konstanta - kiekvienos grįžtamosios reakcijos vertė yra pastovi tik esant pastoviai temperatūrai. Tai pačiai reakcijai esant skirtingoms temperatūroms, pusiausvyros konstanta įgauna skirtingas reikšmes.
Minėta masinio veikimo dėsnio išraiška galioja tik reakcijoms, kurių visi dalyviai yra arba dujos, arba tirpios medžiagos. Kitais atvejais pusiausvyros konstantos lygtis šiek tiek keičiasi.
Pavyzdžiui, grįžtamoje reakcijoje, vykstančioje aukštoje temperatūroje
C (gr) + CO 2 2CO (g)
kietasis grafitas C (gr). Formaliai, naudodami masinio veikimo dėsnį, mes parašome šios reakcijos pusiausvyros konstantos išraišką, žymėdami ją Į „:
Kietasis grafitas, gulintis reaktoriaus dugne, reaguoja tik iš paviršiaus, o jo „koncentracija“ nepriklauso nuo grafito masės ir yra pastovi esant bet kokiam dujų mišinyje esančių medžiagų santykiui.
Dešiniąją ir kairę lygties puses padauginame iš šios konstantos:
Gauta vertė yra šios reakcijos pusiausvyros konstanta:
Panašiai, norint išlaikyti kitos grįžtamosios reakcijos pusiausvyrą, kuri taip pat įvyksta aukštoje temperatūroje,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
gauname pusiausvyros konstantą
K C \u003d.
Šiuo atveju ji tiesiog lygi pusiausvyrinei anglies dioksido koncentracijai.
Metrologiniu požiūriu pusiausvyros konstanta nėra vienas fizinis dydis. Tai yra dydžių grupė su skirtingais matavimo vienetais, priklausomai nuo specifinės konstantos išraiškos pusiausvyros koncentracijų atžvilgiu. Pavyzdžiui, norint grįžtamąją grafito reakciją su anglies dioksidu [ K c] \u003d 1 mol / L, tas pats matavimo vienetas ir pusiausvyros konstanta kalcio karbonato terminio skaidymo reakcijai, o pusiausvyros konstanta vandenilio jodido sintezei yra be matmenų. Apskritai [ K c] \u003d 1 (mol / l) n .
PAKEITAMOJI REAKCIJA, PAKEITAMOSIOS REAKCIJOS PUSIAUSALYBĖ, PUSIAUSIAUSYBINĖS KONCENTRACIJOS, VEIKSMINGŲ MASIŲ ĮSTATYMAS CHEMINIAM PUSIAUSVYRIAI
1. Kodėl cheminė pusiausvyra vadinama „dinamine“ pusiausvyra? Kokius dar žinote dinaminės pusiausvyros atvejus?
2. Sudarykite vandens ir amoniako sintezės iš paprastų medžiagų reakcijų lygtis. Užrašykite šių reakcijų pusiausvyros konstantų išraiškas.
3. Sudarykite šių grįžtamųjų cheminių reakcijų pusiausvyros konstantų išraiškas:
a) 2NO (d) + O2 (d) 2NO2 (d); b) 4HCl (d) + O2 (d) 2H 2O (d) + 2Cl2 (d);
c) PCI3 (d) + Cl2 (d) PCI5 (d); d) 3Fe (cr) + 4H2O (g) Fe3O4 (cr) + 4H2 (g);
e) CH4 (d) + I2 (d) CH3I (cr) + HI (d).
4. Tam tikromis sąlygomis pusiausvyra sistemoje buvo nustatyta esant vandenilio, jodo ir vandenilio jodido koncentracijai 0,25 mol / l; Atitinkamai 0,05 mol / l ir 0,90 mol / l. Apskaičiuokite šios reakcijos pusiausvyros konstantą ir nustatykite pradines vandenilio ir jodo koncentracijas.
5. Grįžtamosios reakcijos pusiausvyros konstanta
H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g)
kambario temperatūroje yra maždaug 1015. Remiantis tuo, ką galima pasakyti apie šią reakciją?
9.6. Cheminės pusiausvyros poslinkis. Le Chatelier principas
Kadangi beveik visos reakcijos yra vienokio ar kitokio laipsnio grįžtamos, pramonėje ir laboratorinėje praktikoje iškyla dvi problemos: kaip gauti „naudingos“ reakcijos produktą su maksimaliu išeiga ir kaip sumažinti „kenksmingos“ reakcijos produktų išeigą. Abiem atvejais pusiausvyrą reikia pakeisti reakcijos produktų arba pradinių medžiagų link. Norėdami sužinoti, kaip tai padaryti, reikia žinoti, nuo ko priklauso bet kurios grįžtamosios reakcijos pusiausvyros padėtis.
Pusiausvyros padėtis priklauso nuo:
1) apie pusiausvyros konstantos vertę (tai yra apie reaguojančių medžiagų pobūdį ir temperatūrą),
2) apie reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentraciją ir
3) nuo slėgio (dujų sistemoms jis proporcingas medžiagų koncentracijai).
Kokybiškam visų šių labai skirtingų veiksnių poveikio cheminei pusiausvyrai vertinimui naudojamas universalus pobūdis. le Chatelier principas (Prancūzų fizikochemikas ir metalurgas Henri Louis Le Chatelier tai suformulavo 1884 m.), Kuris taikomas bet kokioms pusiausvyros sistemoms, ne tik cheminėms.
Jei pusiausvyros sistema yra paveikta iš išorės, tada pusiausvyra sistemoje pasislinks ta kryptimi, kuria šis poveikis iš dalies kompensuojamas.
Kaip įtakos reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijos pusiausvyros padėčiai pavyzdį, apsvarstykite jau žinomą grįžtamąją vandenilio jodido gavimo reakciją
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).
Pagal masinio veikimo pusiausvyros būsenoje dėsnį
.
Tegul pusiausvyra nustatoma reaktoriuje, kurio tūris yra 1 litras esant tam tikrai pastoviai temperatūrai, kai visų reakcijos dalyvių koncentracijos yra vienodos ir lygios 1 mol / L (\u003d 1 mol / L; \u003d 1 mol / L; \u003d 1 mol / L). Todėl esant tokiai temperatūrai K C \u003d 1. Kadangi reaktoriaus tūris yra 1 litras, n(H 2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol ir n(HI) \u003d 1 mol. Tuo momentu t 1 į reaktorių įvedame dar 1 mol HI, jo koncentracija taps lygi 2 mol / l. Bet į K C liko pastovi, vandenilio ir jodo koncentracijos turėtų didėti, ir tai įmanoma tik dėl vandenilio jodido dalies irimo pagal lygtį
2HI (g) \u003d H2 (g) + 12 (g).
Tegul naujos pusiausvyros būsenos pasiekimo momentas t 2 suyra x mol HI ir todėl papildomai 0,5 x mol H 2 ir I 2. Naujos reakcijos dalyvių pusiausvyros koncentracijos: \u003d (1 + 0,5 x) mol / l; \u003d (1 + 0,5 x) mol / l; \u003d (2 - x) mol / L. Dydžių skaitines reikšmes pakeisdami efektinių masių dėsnio išraiška, gausime lygtį
Iš kur x \u003d 0,667. Todėl \u003d 1,333 mol / l; \u003d 1,333 mol / l; \u003d 1,333 mol / l.
Visi šie koncentracijos pokyčiai aiškiai parodyti 9.3 paveiksle. ir.
Įvedus papildomą HI dalį į reaktorių, pusiausvyra sistemoje buvo sutrikdyta ir perkelta link pradinių medžiagų (H2 ir I2) susidarymo. Šiuo atveju tai yra priešinga reakcija. Vadinasi, pusiausvyra pasikeitė priešingos reakcijos link („į kairę“).
Jei į tą patį reaktorių tomis pačiomis sąlygomis įleidžiamas 1 molis vandenilio, tai pusiausvyra pasislinks ta kryptimi, kuria reaguos vandenilis, ir dėl to jo koncentracija sumažės, o HI koncentracija padidės. Tai vyksta tiesiogine reakcija, todėl pusiausvyra perkeliama tiesioginės reakcijos link („į dešinę“). Šiuo atveju lengva apskaičiuoti naują pusiausvyros koncentraciją: \u003d 1,865 mol / l; \u003d 0,865 mol / l; \u003d 1,270 mol / l (žr. 9.3 pav.) b).
Šiuo būdu, įvedus į sistemą vieną iš reakcijoje dalyvaujančių medžiagų, pusiausvyra pasikeičia šios medžiagos vartojimo kryptimi.
Kaip temperatūros poveikio pusiausvyros padėčiai pavyzdį panagrinėkime grįžtamąją amoniako sintezės reakciją N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g).
Tiesioginė reakcija čia yra egzoterminė: N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g) + Q,
ir todėl atvirkštinė reakcija yra endoterminė: 2NH3 (g) \u003d N2 (g) + 3H2 (g) - Q.
Šiluma susidaro tiesioginės reakcijos metu. Jei mums reikia perkelti pusiausvyrą į dešinę, tai yra tiesioginės reakcijos kryptimi, tada šilumos išsiskyrimas turėtų tapti sistemos „atsaku“ į išorinę įtaką, būtent šilumai pašalinti. Ir pašalindami šilumą, mes sumažiname reaktoriaus temperatūrą.
Priešingai, jei šildome reakcijos mišinį, tai yra, tiekiame šilumą, sistemos „atsakas“ bus šilumos absorbcija, kuri gali įvykti tik tada, kai pusiausvyra perkeliama „į kairę“.
Šiuo būdu, kaitinant pusiausvyra pasislenka link endoterminės reakcijos, o atvėsus - atvirkščiai.
Žinoma, šioje sistemoje pusiausvyra taip pat gali būti pakeista keičiant reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijas. Bet pažiūrėkime, kaip pakis šios sistemos pusiausvyra padidinus slėgį. Pagal Le Chatelier principą pusiausvyra turėtų pasislinkti ta linkme, kuri kompensuoja išorinę įtaką, tai yra ta reakcijos kryptimi, kurioje bendras slėgis mažėja pastoviu tūriu. Tai įmanoma tik tada, kai sumažėja bendras molekulių skaičius sistemoje. Bendras molekulių skaičius mažėja tiesioginės reakcijos metu, todėl pusiausvyra pasislinks amoniako susidarymo link. Ir atvirkščiai, sumažėjus slėgiui, pusiausvyra pasislinks link azoto ir vandenilio susidarymo.
CHEMINIS BALANSO PAVARAS, LE CHATELIER PRINCIPAS.
(1) Geležies (III) oksido redukavimas vandeniliu kaitinant reiškia grįžtamąsias reakcijas. Kodėl geležį galima visiškai redukuoti vykdant reakciją vandenilio srovėje? 2. Kaip a) temperatūros padidėjimas, b) slėgio padidėjimas, c) anglies dioksido koncentracijos sumažėjimas paveiks sistemos pusiausvyrą
2CO (g) + О 2 (g) 2CO 2 (g) + Q?
3. Kiekvienai iš šių grįžtamųjų reakcijų užrašykite pusiausvyros konstantos išraišką ir surašykite visus būdus, kaip pusiausvyrą perkelti į dešinę:
a) N2O4 (d) B2NO2 (d) - 58,4 kJ; b) CO (d) + H20 (d) CO 2 (d) + H2 (d) + 41,2 kJ;
c) COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g) - 112,5 kJ; d) 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) + 113 kJ;
e) SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) + 196,6 kJ; f) 2HBr (g) H2 (g) + Br2 (g) - 72,5 kJ;
g) C (t) + H20 (g) CO (g) + H2 (g) - 132 kJ; i) CuO (t) + C (t) CO (g) + Cu (t) - 46 kJ;
j) FeO (t) + CO (g) Fe (t) + CO 2 (g) + 17 kJ.
9.7. Cheminės reakcijos greitis. Reakcijos mechanizmas
Reakcijos eigos galimybę lemia energijos ir entropijos veiksniai. Jei įmanoma reakcija, ji gali vykti greitai (kartais net per greitai - sprogus) arba lėtai (kartais net taip lėtai, kad to nepastebime). Bet šiaip apie tai galime kalbėti cheminės reakcijos greitį.Kaip kūno greitis apibūdina šio kūno judėjimo greitį, taip ir reakcijos greitis apibūdina reakcijos intensyvumą, parodydamas, kiek dalelių sureagavo per laiko vienetą reaktoriaus tūrio vienete. Patogumui vietoj dalelių skaičiaus imamas medžiagos kiekis, o medžiagos kiekio ir sistemos tūrio santykis yra tam tikros medžiagos koncentracija.
Cheminės reakcijos greitis apskaičiuojamas atsižvelgiant į koeficientą, pateiktą prieš tam tikros medžiagos formulę reakcijos lygtyje ( b B).
Šis apibrėžimas taikomas tik reakcijoms, vykstančioms skysčio ar dujų fazėje.
kur v - cheminės reakcijos greitis,
nuo B \u003d nuo 2 (B) - nuo 1 (B) - medžiagos B koncentracijos pokytis ( c 1 - pradinė vertė, c 2 - galutinė koncentracijos vertė),
t = t 2 - t 1 - laiko intervalas ( t 1 - pradinė vertė, t 2 - pabaigos laikas).
[v] \u003d mol / (l. s).
Užduotis
Reakcijoje H 2 + I 2 \u003d 2HI vandenilio koncentracija pasikeitė nuo 0,1 mol / l iki 0,05 mol / l per 2 sekundes. Nustatykite reakcijos greitį.
Sprendimas
Atsakymas: v \u003d 0,025 mol / (l. S).
Užduotis
Reakcijoje 2CO + O2 \u003d 2CO 2, esant tam tikroms sąlygoms, greitis yra 0,5 mol / (lCh s). Tam tikru laiko momentu nuo 1 (CO 2) \u003d 2 mol / l. Kokia bus anglies dioksido koncentracija per tris sekundes?
Sprendimas
Atsakymas: nuo 2 (CO 2) \u003d 5 mol / l.
Jei reaguojančios medžiagos yra dujinės, tada reakcijos produktus galima gauti tik susidūrus pradinių medžiagų molekulėms. Kuo daugiau tokių susidūrimų, tuo greičiau vyksta reakcija. Susidūrimų skaičius yra proporcingas pradinių medžiagų koncentracijoms. Taigi reakcijos greitis A + B \u003d D (visos medžiagos yra dujinės) bus išreikštos lygtimi ( masės veikimo dėsnis reakcijos greičiui):
v \u003d kc A c B
kur k yra reakcijos greičio konstanta ir nuo Ir nuo B - medžiagų A ir B koncentracija
Padidėjus slėgiui reaktoriuje, proporcingai padidėja visos koncentracijos, todėl, padidėjus slėgiui, padidėja reakcijos greitis.
Ne kiekvienas molekulių susidūrimas sukelia jų sąveiką. Veiksmingi yra tik pakankamai stiprūs susidūrimai. Susidūrimo jėga yra proporcinga molekulių kinetinei energijai, kuri didėja didėjant temperatūrai. Vadinasi, reakcijos greitis taip pat didėja didėjant temperatūrai.
Daugelio reakcijų greičio pokytį kaip temperatūros funkciją galima įvertinti naudojant apytikslę lygtį, kurią pasiūlė olandų chemikas Jacobas Van'tas Hoffas (1852–1911):
kur v 1 - reakcijos greitis esant temperatūrai T 1 , v 2 - reakcijos greitis temperatūroje T 2, o g yra vadinamasis temperatūros koeficientas reakcija, kuri skirtingoms reakcijoms yra skirtinga, tačiau paprastai jos gaunamos nuo 2 iki 4.
Tiek dujose, tiek skysčiuose vienu metu gali susidurti tik dvi dalelės (9.4 pav.) ir). Trigubas poveikis yra labai mažai tikėtinas (9.4 pav.) b).
Todėl dauguma reakcijų, kartais išreikštos labai sudėtingomis lygtimis, vyksta keliais etapais, kiekvienam iš jų reikalingi tik dvigubi susidūrimai. Jei eksperimentiškai įmanoma sužinoti, iš kurių etapų susidaro viena ar kita reakcija, jie sako, kad šiai reakcijai ji yra žinoma mechanizmas.
| Reakcijos mechanizmas - visų šios reakcijos etapų visuma. |
Pvz., Reakcijos mechanizmas 4HBr + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Br 2, kuris vyksta dujų fazėje maždaug 500 ° C temperatūroje, apima tris etapus:
HBr + O2 \u003d HOOBr;
HOOBr + HBr \u003d 2HOBr;
HOBr + HBr \u003d H2O + Br2.
Šių reakcijų greitis yra skirtingas, o bendrą reakcijos greitį lemia greitis
lėčiausias iš šių etapų (šiuo atveju pirmasis).
Praktiškai svarbu, kad neįmanoma nustatyti pagal bendrą reakcijos lygtį
šios reakcijos mechanizmas. Pavyzdžiui, reakcija H 2 (g) + I 2 (g) \u003d 2HI (g) paprastas,tai yra, jis vyksta viename etape, bet iš pažiūros visiškai panaši reakcija
H2 (g) + Cl2 (g) \u003d 2HCl (g)
sudėtingas, einant keliais etapais grandininiu mechanizmu:
Cl 2 \u003d Cl + Cl (kai kaitinama arba apšviečiama)
Cl + H2 \u003d HCl + H
H + Cl2 \u003d HCl + Cl
ir taip toliau.
Yra ir kitų reakcijos mechanizmų, su kuriais kai kuriuos sužinosite vėliau.
Reakcijų greitį ir jų mechanizmus tiria fizinės chemijos šaka, vadinama „chemine kinetika“.
Taigi, cheminės reakcijos, kurioje dalyvauja tik dujinės medžiagos (tai yra „dujinis tirpalas“), greitis priklauso nuo
1) dėl temperatūros,
2) apie reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentraciją ir dėl to
3) nuo slėgio.
Skystų tirpalų reakcijų greitis praktiškai nepriklauso nuo slėgio.
Jei reaguojančios medžiagos nesudaro tirpalo (skysčio ar dujų) tarpusavyje, tada reakcija vyksta tik ant šių medžiagų kontaktinio paviršiaus. Šios reakcijos greitis priklauso nuo šio paviršiaus ploto. Iš tiesų skiedros dega greičiau nei rąstai, o medžio dulkės, sumaišytos su oru, kartais net sprogsta. Taigi šių reakcijų greitis priklauso
1) nuo temperatūros;
2) dėl reagentų koncentracijos konkrečiame tirpale;
3) nuo slėgio (jei reakcijoje dalyvauja dujos) ir
4) nuo reagentų kontaktinio paviršiaus ploto.
CHEMINĖS Reakcijos greitis; CHEMINĖS REAKCIJOS GALIOJANČIŲ MASIŲ ĮSTATYMAI; VANT-HOFF LYGTELĖ; REAKCIJOS MECHANIZMAS; VEIKSNIAI, KURIE Paveikia reakcijos greitį
1. Pateikite tris jums žinomų greitų ir lėtų reakcijų pavyzdžius.
2. Reakcijoje A + B \u003d 2C + D, vykstančioje dujų fazėje, per 5 sekundes medžiagos C koncentracija padidėjo nuo 10 iki 15 mol / L Nustatykite vidutinį šios reakcijos greitį per tam tikrą laikotarpį. Kodėl problemos teiginyje ateina vidutinis greitis, ne tik reakcijos greitis?
(3) Tam tikromis sąlygomis sintezuojant amoniaką iš azoto ir vandenilio, nustatyta, kad reakcijos greitis yra 15 mol / (l. S). Per kiek sekundžių vandenilio koncentracija reaktoriuje sumažės perpus, kai jo pradinė koncentracija bus lygi 10 mol / l?
4. Jei natrio gabalėlis bus įmestas į vandenį, reakcija vyks labai greitai. Pasiūlykite būdų, kaip a) paspartinti šią reakciją, b) sulėtinti.
9.8. Aktyvinimo energija. Katalizatoriai
Daugelis, net labai greitų reakcijų, nevykdo paprasčiausio reagentų kontakto. Pavyzdžiui, vandenilio ir deguonies mišinys gali labai ilgai išlikti kambario temperatūroje, nesikeisdamas. Bet reikia tik atsinešti degančią degtuką, ir reakcija pradeda vykti labai greitai, dažnai sprogus (todėl vandenilio ir deguonies mišinys, kurio tūrio santykis 2: 1, netgi vadinamas „detonuojančiomis dujomis“). Kokia priežastis?
Mes jau sakėme, kad ne bet kokie molekulių ar kitų cheminių dalelių susidūrimai sukelia jų sąveiką, o tik veiksmingi, tai yra, dalelių susidūrimai, kurių bendra energija yra didesnė už tam tikrą vertę. Ši „slenksčio“ energija vadinama aktyvavimo energijaši reakcija.
Fizinė aktyvacijos energijos prasmė paaiškėja, jei atsižvelgsime į dalelės energijos pokyčio reakcijos metu grafikus, parodytus fig. 9.5.
Kairysis grafikas atitinka egzoterminę reakciją, o dešinysis - endoterminį. Šiose diagramose E 1 - vidutinė pradinių medžiagų molekulių energija, E 2 - vidutinė reakcijos produktų molekulių energija, E а - aktyvacijos energija, ą ± Klausimas - reakcijos šiluminis poveikis.
Jei aktyvacijos energijos yra mažai, pradinėse medžiagose visada bus molekulių, kurios gali įveikti „energijos barjerą“ ir virsti reakcijos produktų molekulėmis. Jei aktyvacijos energija yra didelė, tokios molekulės gali nebūti reaktoriuje. Taigi, kuo mažesnė aktyvacijos energija, tuo didesnis reakcijos greitis, kiti dalykai yra lygūs.
Praktiškai dažnai pasitaiko atvejų, kai reikia atlikti reakciją, kurios aktyvavimo energija yra labai didelė. Tokios reakcijos greitis natūraliai yra labai mažas arba praktiškai lygus nuliui. Jei tuo pačiu metu neįmanoma stipriai pašildyti reakcijos mišinio (pavyzdžiui, pradinė medžiaga suyra tokiu kaitinimu arba pusiausvyra pasislenka link pradinės medžiagos), tada norint gauti reikiamą medžiagą reikia pereiti „apeiti“.
Katalizatoriai naudojami ne tik greitėjimui cheminiai procesai... Jei tarp reagentų yra galimos kelios reakcijos, tada naudojant katalizatorių galima atlikti praktiškai tik tą, kurio reikia.
Aktyvinimo energijos mažinimas, katalizatorius pagreitina tiek pirmyn, tiek atgalinę reakciją, todėl jo negalima naudoti pusiausvyrai pakeisti.
VEIKLOS ENERGIJA, KATALIZINĖ REAKCIJA, KATALIZATORIUS
1. Kodėl laikui bėgant daugumos cheminių reakcijų greitis normaliomis sąlygomis mažėja? Ar įmanoma surengti reakciją taip, kad jos greitis liktų pastovus? Ką man reikia daryti?
2. Ar pasikeis jodo reakcijos su vandeniliu greitis, jei į reakcijos mišinį bus įvestas argonas? Paaiškinkite atsakymą.
3. Kaip pasikeis reakcijos greitis A + B \u003d C, kuris vyksta dujų fazėje vienoje pakopoje, jei a) medžiagos A koncentracija padidėja 2 kartus; b) 2 kartus sumažinti B medžiagos koncentraciją; c) 2 kartus padidinkite kiekvienos iš šių medžiagų koncentraciją; d) 2 kartus sumažinti A medžiagos koncentraciją ir 2 kartus padidinti B medžiagos koncentraciją; e) padvigubinti slėgį reaktoriuje?
(4) Vandenilio ir deguonies mišinyje kambario temperatūroje dujų tūrinės frakcijos nesikeičia neribotą laiką. Ar galime manyti, kad šiame mišinyje nustatyta cheminė pusiausvyra?
5. Temperatūros intervale nuo 30 iki 80 ° C, kaitinant kas 10 ° C, tam tikros reakcijos greitis padidėjo 2 kartus. Nustatykite, kiek kartų šios reakcijos greitis padidės temperatūrai padidėjus nuo 35 iki 55 ° C.
6. Kaip manote, kodėl greitai gendantis maistas laikomas šaldytuve?
9.9. Elektrolizė
Studijuodami ankstesnes šio skyriaus pastraipas, jūs susipažinote su tų reakcijų eigos dėsningumais, kurios vyksta spontaniškai („savaime“, be nuolatinės papildomos įtakos iš išorės). Visos šios reakcijos linkusios į pusiausvyros būseną, nulemtą energijos ir entropijos veiksnių derinio. Tačiau kai kuriais atvejais gali būti įvykdytos reakcijos, kurių savaiminė eiga yra neįmanoma. Tokių reakcijų pavyzdys yra reakcijos elektrolizė.
Jei ant priešingų natrio chlorido kristalo paviršių uždedamos metalinės plokštės, per ampermetrą prijunkite juos prie elektros įtampos šaltinio ir uždarykite grandinę, tada grandinėje nebus elektros srovės - kristalinis natrio chloridas yra dielektrikas, tai yra medžiaga, kuri neveda elektros srovės. Katijonai ir anijonai joniniame kristale yra tvirtai susieti vienas su kitu joninėmis jungtimis (elektrostatinėmis jėgomis) ir negali laisvai judėti.
Jei tos pačios plokštės panardinamos į natrio chlorido lydalą ((„išleidžiamos“), susidaro natrio atomai:
Pats žodis „elektrolizė“ gali būti išverstas kaip „skaidymasis elektra“.
Visi joniniai junginiai (oksidai, hidroksidai, druskos) gali būti elektrolizuojami, jei jie ištirpsta nesuyra.
Joniniai junginiai, kuriuose yra sudėtingų jonų, taip pat patiria elektrolizę, tačiau vyksta daug sudėtingesni procesai.
Judriųjų jonų yra ne tik joninių junginių lydaluose, bet ir jų tirpaluose (žr. XI skyrių) ir net kai kuriose kietosiose dalyse. Šiose cheminėse sistemose taip pat galimos elektrolitinės reakcijos.
ELEKTROLIZĖ, KATODAS, ANODAS.
Kurias iš šių medžiagų galima elektrolizuoti: BaCl 2, SiO 2, Na 2 S, Al 2 O 3, NaOH, H 2 SO 4, Cu (OH) 2, CaCO 3?
Nurodykite priežastis, kodėl kitos medžiagos jo neveikia.
2. Sudarykite pasirinktų medžiagų elektronines pusreakcijų ir chemines elektrolizės lygtis.
1. Ryšio, skaidymo, pakeitimo ir mainų reakcijų pavyzdžiai.
2. Redokso reakcijos.
