Ako je možné posunúť rovnováhu a smer reakcie. Posun chemickej rovnováhy
Chemická rovnováha zodpovedajúca rovnosti rýchlostí priamych a spätných reakcií (\u003d) a minimálnej hodnoty Gibbsovej energie (∆ G p, m \u003d 0) je najstabilnejší stav systému za daných podmienok a zostáva nezmenená, pokiaľ parametre zostávajú konštantné, pri ktorých nastala rovnováha.
Pri zmene podmienok je rovnováha narušená a mení sa v smere priamej alebo reverznej reakcie. Presunutie rovnováhy je spôsobené skutočnosťou, že vonkajší vplyv mení v rôznej miere rýchlosť dvoch vzájomne protikladných procesov. Po určitom čase sa systém opäť dostane do rovnováhy, t.j. prechádza z jedného rovnovážneho stavu do druhého. Nová rovnováha sa vyznačuje novou rovnosťou rýchlostí spätných a spätných reakcií a novými rovnovážnymi koncentráciami všetkých látok v systéme.
Smer posunutia rovnováhy je všeobecne určený Le Chatelierovým princípom: ak sa na systém uplatňuje vonkajší vplyv v stave stabilnej rovnováhy, dochádza k posunu rovnováhy v smere procesu, ktorý oslabuje vplyv vonkajšieho vplyvu.
Posun v rovnováhe môže byť spôsobený zmenou teploty, koncentrácie (tlaku) jedného z činidiel.
Teplota je parameter, od ktorého závisí hodnota rovnovážnej konštanty chemickej reakcie. Otázka posunutia rovnováhy so zmenou teploty v závislosti od podmienok použitia reakcie sa rieši pomocou izobarovej rovnice (1,90) - \u003d
1. Pre izotermický proces ∆ r H 0 (t)< 0, в правой части выражения (1.90) R > 0, T\u003e 0, teda prvá derivácia logaritmu rovnovážnej konštanty vzhľadom na teplotu je záporná< 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. Pre endotermický proces ∆ r Н 0 (т)\u003e 0 je derivácia logaritmu rovnovážnej konštanty vzhľadom na teplotu pozitívna (\u003e 0), obraz predmetu ln Kp a Кр zvyšujú funkciu teploty, t.j. v súlade so zákonom hromadného pôsobenia sa so zvýšením teploty rovnováha posúva smerom k priamke (endotermická reakcia). Je však potrebné pamätať na to, že rýchlosť izotermických aj endotermických procesov sa zvyšuje so zvyšovaním teploty a klesá s poklesom, ale zmena rýchlostí nie je rovnaká so zmenou teploty, preto je možné zmenou teploty meniť rovnováhu v danom smere. Posun v rovnováhe môže byť spôsobený zmenou koncentrácie jednej zo zložiek: pridaním látky do rovnovážneho systému alebo odstránením zo systému.
Podľa Le Chatelierovho princípu sa pri zmene koncentrácie jedného z účastníkov reakcie rovnováha posúva smerom k kompenzačnej zmene, t.j. so zvýšením koncentrácie jednej z počiatočných látok - vpravo a so zvýšením koncentrácie jedného z reakčných produktov - vľavo. Ak sa plynné látky zúčastňujú reverzibilnej reakcie, potom sa pri zmene tlaku menia všetky ich koncentrácie rovnako a súčasne. Rýchlosti procesov sa tiež menia, a preto môže dôjsť k posunu v chemickej rovnováhe. Takže napríklad so zvýšením tlaku (v porovnaní s rovnováhou) v systéme CaCO 3 (K) CO (k) + CO 2 (g) sa zvyšuje rýchlosť reverznej reakcie \u003d čo povedie k posunu rovnováhy doľava. Keď tlak v rovnakom systéme klesá, rýchlosť reverznej reakcie klesá a rovnováha sa posúva na pravú stranu. Keď sa zvýši tlak na systém 2HCl H2 + Cl2 v rovnováhe, rovnováha sa neposunie, pretože obe rýchlosti sa zvýšia rovnako.
Pre systém 4HCl + O2 2Cl2 + 2H20 (g) povedie zvýšenie tlaku k zvýšeniu rýchlosti priamej reakcie a posunu rovnováhy doprava.
A tak sa v súlade s Le Chatelierovým princípom so zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva smerom k tvorbe menšieho počtu mólov plynných látok v plynnej zmesi a podľa toho k poklesu tlaku v systéme.
Naopak, keď vonkajšie pôsobenie spôsobí pokles tlaku, rovnováha sa posunie smerom k tvorbe väčšieho počtu mólov plynných látok, čo spôsobí zvýšenie tlaku v systéme a bude pôsobiť proti vyvolanému účinku.
Princíp Le Chatelier má veľký praktický význam. Na jeho základe je možné zvoliť také podmienky pre uskutočnenie chemickej interakcie, ktoré zabezpečia maximálny výťažok reakčných produktov.
Stav, v ktorom sú rýchlosti dopredných a spätných reakcií rovnaké, sa nazýva chemická rovnováha. Zovšeobecnená rovnica reverznej reakcie:
Rýchlosť doprednej reakcie v 1 =k 1 [A] m [B] n, rýchlosť spätnej reakcie v 2 =k 2 []] p [D] q, kde sú rovnovážné koncentrácie uvedené v hranatých zátvorkách. Podľa definície v chemickej rovnováhe v 1 \u003d v 2, odkiaľ
K c \u003d k 1 / k 2 \u003d [C] p [D] q / [A] m [B] n,
kde K c je konštanta chemickej rovnováhy vyjadrená v molárnych koncentráciách. Vyššie uvedený matematický výraz sa často nazýva zákon hromadného pôsobenia pre reverzibilnú chemickú reakciu: pomer produktu rovnovážnych koncentrácií reakčných produktov k produktu rovnovážnych koncentrácií počiatočných látok.
Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teplota, tlak a koncentrácia. Vplyv týchto faktorov na chemickú reakciu sa riadi vzorom, ktorý všeobecne vyjadril v roku 1884 francúzsky vedec Le Chatelier. Moderná formulácia Le Chatelierovho princípu je nasledovná:
Ak sa na systém, ktorý je v rovnovážnom stave, uplatňuje vonkajší vplyv, systém prejde do iného stavu, aby sa znížil vplyv vonkajšieho vplyvu.
Faktory ovplyvňujúce chemickú rovnováhu.
1. Vplyv teploty. V každej reverzibilnej reakcii jeden zo smerov zodpovedá exotermickému procesu a druhý endotermickému procesu.
Keď teplota stúpa, chemická rovnováha sa posúva v smere endotermickej reakcie a so znižovaním teploty v smere exotermickej reakcie.
2. Vplyv tlaku.
Pri všetkých reakciách zahŕňajúcich plynné látky sprevádzaných zmenou objemu v dôsledku zmeny množstva látky počas prechodu z pôvodných látok na produkty ovplyvňuje tlak v systéme rovnovážnu polohu.
Vplyv tlaku na rovnovážnu polohu sa riadi nasledujúcimi pravidlami:
So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva v smere tvorby látok (východiskových alebo produktov) s menším objemom.
3. Vplyv koncentrácie. Vplyv koncentrácie na rovnováhu sa riadi nasledujúcimi pravidlami:
So zvýšením koncentrácie jednej z východiskových látok sa rovnováha posúva v smere tvorby reakčných produktov;
so zvýšením koncentrácie jedného z reakčných produktov sa rovnováha posúva v smere tvorby východiskových látok.
Otázky pre sebaovládanie:
1. Aká je rýchlosť chemickej reakcie a od akých faktorov závisí? Od akých faktorov závisí rýchlostná konštanta?
2. Vytvorte rovnicu pre reakčnú rýchlosť tvorby vody z vodíka a kyslíka a ukážte, ako sa rýchlosť mení, ak sa koncentrácia vodíka zvýši trojnásobne.
3. Ako sa mení reakčná rýchlosť v priebehu času? Aké reakcie sa nazývajú reverzibilné? Čo charakterizuje stav chemickej rovnováhy? Čo sa nazýva rovnovážna konštanta, od ktorých faktorov závisí?
4. Aké vonkajšie vplyvy môžu narušiť chemickú rovnováhu? Akým smerom sa bude miešať rovnováha, keď sa teplota zmení? Tlak?
5. Ako môžete posunúť reverzibilnú reakciu určitým smerom a doviesť ju do konca?
Prednáška číslo 12 (problematická)
Riešenia
Cieľ:Poskytnite kvalitatívne závery o rozpustnosti látok a kvantitatívne hodnotenie rozpustnosti.
Kľúčové slová:Riešenia - homogénne a heterogénne; skutočné a koloidné; rozpustnosť látok; koncentrácia roztokov; roztoky neelektroilov; Raoulove a van'tove zákony.
Plán.
1. Klasifikácia riešení.
2. Koncentrácia roztokov.
3. Roztoky neelektrolytov. Raoulove zákony.
Klasifikácia riešení
Roztoky sú homogénne (jednofázové) systémy rôzneho zloženia pozostávajúce z dvoch alebo viacerých látok (zložiek).
Podľa povahy stavu agregácie môžu byť roztoky plynné, kvapalné a pevné. Zvyčajne sa zložka, ktorá je za týchto podmienok v rovnakom stave agregácie ako výsledný roztok, považuje za rozpúšťadlo, zvyšok zložiek roztoku sú rozpustené látky. V prípade rovnakého agregovaného stavu zložiek sa za rozpúšťadlo považuje zložka, ktorá prevláda v roztoku.
V závislosti od veľkosti častíc sa roztoky delia na pravé a koloidné. V skutočných roztokoch (často nazývaných jednoducho roztoky) je rozpustená látka dispergovaná na atómovú alebo molekulárnu úroveň, častice rozpustenej látky nie sú viditeľné ani vizuálne, ani pod mikroskopom, voľne sa pohybujú v prostredí rozpúšťadla. Skutočným riešením sú termodynamicky stabilné systémy, ktoré sú časom nekonečne stabilné.
Hybnými silami pri vytváraní roztokov sú faktory entropie a entalpie. Keď sa plyny rozpúšťajú v kvapaline, entropia vždy klesá ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS > 0). Čím silnejšia je interakcia medzi rozpustenou látkou a rozpúšťadlom, tým väčšia je úloha faktora entalpie pri tvorbe roztokov. Znak zmeny entalpie rozpúšťania sa určuje znamienkom súčtu všetkých tepelných účinkov procesov sprevádzajúcich rozpúšťanie, na ktorých sa hlavnou mierou podieľa deštrukcia. kryštálová mriežka na voľné ióny (ΔH\u003e 0) a interakcia vytvorených iónov s molekulami rozpúšťadla (solvatácia, 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.
Koncentrácia nasýteného roztoku je určená rozpustnosťou látky pri danej teplote. Roztoky s nižšou koncentráciou sa nazývajú nenasýtené.
Rozpustnosť pre rôzne látky sa značne líši a závisí od ich povahy, vzájomného pôsobenia častíc rozpustenej látky navzájom a s molekulami rozpúšťadla, ako aj od vonkajších podmienok (tlak, teplota atď.)
V chemickej praxi sú najdôležitejšie roztoky pripravené na báze kvapalného rozpúšťadla. Presne tak kvapalné zmesi v chémii sa im hovorí jednoducho roztoky. Najpoužívanejším anorganickým rozpúšťadlom je voda. Roztoky s inými rozpúšťadlami sa nazývajú nevodné.
Roztoky majú mimoriadny praktický význam; prebiehajú v nich mnohé chemické reakcie vrátane tých, ktoré sú predmetom metabolizmu v živých organizmoch.
Koncentrácia riešení
Dôležitou charakteristikou roztokov je ich koncentrácia, ktorá vyjadruje relatívne množstvo zložiek v roztoku. Rozlišujte medzi hmotnostnými a objemovými koncentráciami, rozmerovými a bezrozmernými.
TO bezrozmerný koncentrácie (frakcie) zahŕňajú tieto koncentrácie:
Hmotnostný zlomok rozpustenej látky Ž(B) je vyjadrená ako zlomok jednotky alebo ako percento:
kde m (B) a m (A) sú hmotnosť rozpustenej látky B a hmotnosť rozpúšťadla A.
Objemový podiel rozpustenej látky σ (B) je vyjadrený vo zlomkoch jednotky alebo objemových percent:
kde V i je objem zložky roztoku, V (B) je objem rozpustenej látky B. Objemové percentá sa nazývajú stupne *).
*) Niekedy je objemová koncentrácia vyjadrená v tisícinách (ppm, ‰) alebo v ppm (ppm).
Molárny zlomok rozpustenej látky χ (B) je vyjadrený pomerom
Súčet molárnych zlomkov k zložiek roztoku χ i sa rovná jednej
TO rozmernýkoncentrácie zahŕňajú tieto koncentrácie:
Molárnosť rozpustenej látky C m (B) je určená množstvom látky n (B) v 1 kg (1 000 g) rozpúšťadla, rozmer je mol / kg.
Molárna koncentrácia látky B v roztoku C.(B) - obsah množstva rozpustenej látky B na jednotku objemu roztoku, mol / m 3 alebo častejšie mol / liter:
kde μ (B) je molárna hmotnosť B, V je objem roztoku.
Molárna koncentrácia ekvivalentov látky B C. E (B) (normálnosť - zastaralá) je určená počtom ekvivalentov rozpustenej látky na jednotku objemu roztoku, mol / liter:
kde n E (B) je množstvo látkových ekvivalentov, μ E je molárna hmotnosť ekvivalentu.
Titer roztoku látky B ( T B) sa stanoví hmotnosťou rozpustenej látky vg obsiahnutej v 1 ml roztoku:
G / ml alebo 
g / ml.
Hmotnostné koncentrácie (hmotnostný zlomok, percento, molárne) nezávisia od teploty; objemové koncentrácie sa vzťahujú na konkrétnu teplotu.
Všetky látky sú do istej miery rozpustné a sú charakterizované rozpustnosťou. Niektoré látky sú navzájom navzájom nekonečne rozpustné (voda-acetón, benzén-toluén, tekutý sodík-draslík). Väčšina zlúčenín je ťažko rozpustných (voda-benzén, voda-butylalkohol, vodná kuchynská soľ) a mnohé z nich sú slabo rozpustné alebo prakticky nerozpustné (voda-BaS04, voda-benzín).
Rozpustnosť látky za týchto podmienok sa nazýva jej koncentrácia v nasýtenom roztoku. V takomto riešení sa dosiahne rovnováha medzi rozpustenou látkou a roztokom. Pri absencii rovnováhy zostáva roztok stabilný, ak je koncentrácia rozpustenej látky nižšia ako jej rozpustnosť (nenasýtený roztok), alebo nestabilný, ak roztok obsahuje látku vyššiu ako je jej rozpustnosť (presýtený roztok).
Ak sa vonkajšie podmienky chemického procesu nezmenia, potom je možné stav chemickej rovnováhy udržiavať ľubovoľne dlho. Dá sa dosiahnuť zmenou reakčných podmienok (teplota, tlak, koncentrácia) posun alebo posun chemickej rovnováhy v požadovanom smere.
Posunutie rovnováhy doprava vedie k zvýšeniu koncentrácie látok, ktorých vzorce sú na pravej strane rovnice. Posunutie rovnováhy doľava povedie k zvýšeniu koncentrácie látok, ktorých vzorce sú vľavo. V takom prípade prejde systém do nového rovnovážneho stavu charakterizovaného znakom ďalšie hodnoty rovnovážnych koncentrácií účastníkov reakcie.
Posun v chemickej rovnováhe spôsobený zmenou podmienok sa riadi pravidlom formulovaným v roku 1884 francúzskym fyzikom A. Le Chatelierom (Le Chatelierov princíp).
Princíp Le Chatelier: ak sa na systém pôsobí v stave chemickej rovnováhy, napríklad na zmenu teploty, tlaku alebo koncentrácie činidiel, potom sa rovnováha posunie v smere reakcie, ktorá účinok oslabuje .
Vplyv zmien koncentrácie na posun v chemickej rovnováhe.
Podľa princípu Le Chatelier zvýšenie koncentrácie ktoréhokoľvek z účastníkov reakcie spôsobí posun rovnováhy smerom k reakcii, ktorá vedie k zníženiu koncentrácie tejto látky.
Vplyv koncentrácie na rovnováhu sa riadi nasledujúcimi pravidlami:
So zvyšovaním koncentrácie jednej z počiatočných látok sa zvyšuje rýchlosť priamej reakcie a rovnováha sa posúva v smere tvorby reakčných produktov a naopak;
So zvyšovaním koncentrácie jedného z reakčných produktov sa zvyšuje rýchlosť reverznej reakcie, čo vedie k posunu rovnováhy v smere tvorby východiskových látok a naopak.
Napríklad ak v rovnovážnom systéme:
SO 2 (g) + NO 2 (g) SO 3 (g) + NO (g)
zvýšiť koncentráciu SO 2 alebo NO 2, potom sa v súlade so zákonom o hromadnom pôsobení zvýši rýchlosť priamej reakcie. To povedie k posunu rovnováhy doprava, čo povedie k spotrebe východiskových materiálov a zvýšeniu koncentrácie reakčných produktov. Bude nastolený nový rovnovážny stav s novými rovnovážnymi koncentráciami počiatočných látok a reakčných produktov. Keď koncentrácia napríklad jedného z reakčných produktov klesá, systém bude reagovať tak, že zvýši koncentráciu produktu. Priama reakcia bude výhodná, čo povedie k zvýšeniu koncentrácie reakčných produktov.
Vplyv zmien tlaku na posun chemickej rovnováhy.
Podľa princípu Le Chatelier zvýšenie tlaku vedie k posunu rovnováhy smerom k tvorbe menšieho množstva plynných častíc, t.j. smerom k menšiemu objemu.
Napríklad pri reverzibilnej reakcii:
2NO 2 (g) 2NO (g) + 02 (g)
z 2 mol N02 sa vytvoria 2 mol NO a 1 mol O2. Stechiometrické koeficienty pred vzorcami plynných látok naznačujú, že priebeh priamej reakcie vedie k zvýšeniu počtu mólov plynov a priebeh reverznej reakcie naopak počet mólov plynnej látky znižuje. Ak na takýto systém pôsobí vonkajší vplyv, napríklad zvýšením tlaku, potom bude systém reagovať tak, aby tento vplyv oslabil. Tlak môže klesať, ak sa rovnováha tejto reakcie posunie smerom k menšiemu počtu mólov plynnej látky, a teda k menšiemu objemu.
Naopak, zvýšenie tlaku v tomto systéme je spojené s posunom rovnováhy doprava - smerom k rozkladu NO 2, čo zvyšuje množstvo plynných látok.
Ak počet mólov plynných látok pred a po reakcii zostáva konštantný, t.j. objem systému sa v priebehu reakcie nemení, potom zmena tlaku rovnako mení rýchlosti dopredných aj spätných reakcií a neovplyvňuje stav chemickej rovnováhy.
Napríklad v reakcii:
H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g),
celkový počet mólov plynných látok pred a po reakcii zostáva konštantný a tlak v systéme sa nemení. Rovnováha v tomto systéme sa nemení pri zmene tlaku.
Vplyv zmeny teploty na posun v chemickej rovnováhe.
V každej reverzibilnej reakcii jeden zo smerov zodpovedá exotermickému procesu a druhý endotermickému procesu. Pri reakcii na syntézu amoniaku je teda priama reakcia exotermická a reverzná reakcia endotermická.
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-AH).
Pri zmene teploty sa menia rýchlosti dopredných aj spätných reakcií, avšak k zmene rýchlosti nedochádza v rovnakom rozsahu. V súlade s Arrheniovou rovnicou reaguje endotermická reakcia charakterizovaná veľkou hodnotou aktivačnej energie na zmenu teploty vo väčšej miere.
Preto je potrebné na posúdenie vplyvu teploty na smer posunu chemickej rovnováhy poznať tepelný vplyv procesu. Môže sa určiť experimentálne napríklad pomocou kalorimetra alebo sa môže vypočítať na základe Hessovho zákona. Je potrebné poznamenať, že zmena teploty vedie k zmene hodnoty konštanty chemickej rovnováhy (K p).
Podľa princípu Le Chatelier zvýšenie teploty posúva rovnováhu smerom k endotermickej reakcii. Keď teplota klesá, rovnováha sa posúva v smere exotermickej reakcie.
Touto cestou, nárast teploty v reakcii syntézy amoniaku povedie k posunu rovnováhy smerom k endotermickému reakcie, t.j. doľava. Reverzná reakcia pokračuje absorpciou tepla.
Stav chemickej rovnováhy závisí od mnohých faktorov: teplota, tlak, koncentrácia reaktantov. Zvážme podrobnejšie vplyv týchto faktorov.
Zmena koncentrácie zložiek rovnovážneho systému pri konštantnej teplote posúva rovnováhu, avšak hodnota rovnovážnej konštanty sa v tomto prípade nemení. Ak sa pre reakciu zvýši koncentrácia látky A (alebo B), potom sa zvýši rýchlosť doprednej reakcie a rýchlosť spätnej reakcie v počiatočnom okamihu sa nezmení. Rovnováha bude narušená. Potom sa koncentrácia počiatočných látok začne znižovať a koncentrácia reakčných produktov sa bude zvyšovať a bude to pokračovať až do dosiahnutia novej rovnováhy. V takýchto prípadoch sa hovorí, že rovnováha sa posúva smerom k tvorbe reakčných produktov alebo sa posúva doprava.
Rovnakým spôsobom zvážte, sami si určte, kam sa rovnováha posunie, ak zvýšite koncentráciu látky C; znížiť koncentráciu látky D.
Zmenou koncentrácie zložiek je možné posunúť rovnováhu v požadovanom smere, čím sa zvýši alebo zníži výťažok reakčných produktov; hľadanie úplnejšieho využitia východiskových materiálov alebo naopak
Ak chcete dokončiť druhú úlohu, nezabudnite, že priama reakcia bude pokračovať, kým jedna zo zložiek A alebo B. neskončí. Z reakčnej rovnice je zrejmé, že reagenty reagujú v ekvimolárnych * množstvách, navyše ich koncentrácie sú rovnaké podľa stavu problému. Preto látky A a B, vstupujúce do reakcie, dôjde súčasne. Z reakčnej rovnice tiež vyplýva, že pri premene jedného molu látky A vzniknú dva móly látky C a jeden mól látky D. Preto sa k množstvu látok C a D, ktoré sú už v systéme, pridajú ďalšie. Po jednoduchom výpočte dostaneme požadovaný výsledok:
[A] \u003d [B] \u003d 0 mol / l; [C] \u003d 2 + 2 \u003d 4 mol / l; [D] \u003d 2 +1 \u003d 3 mol / l.
Pri tretej úlohe vykonajte podobné zdôvodnenie, pričom nezabudnite, že látky C a D reagujú v pomere 2: 1, a výpočet sa musí vykonať podľa množstva látky, ktorej je nedostatok (túto látku určte). Vykonajte výpočty a získajte výsledok:
[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.
Rovnovážna konštanta reakcie A + B C + D sa rovná jednotke. Počiatočná koncentrácia [A] o \u003d 0,02 mol / l. Koľko percent látky A podstúpi transformáciu, ak je počiatočná koncentrácia [B] o rovná 0,02; 0,1; 0,2?
Označme rovnovážnu koncentráciu látky A x a zapíšme výraz pre rovnovážnu konštantu. Rovnovážna koncentrácia látky B bude tiež rovná x. Koncentrácie reakčných produktov (C a D) sa budú navzájom rovnať a budú sa rovnať 0,02-x. (Ukážte to pomocou reakčnej rovnice.)
Napíšme výraz pre rovnovážnu konštantu.
Krawn. \u003d (0,02 - x) (0,02 - x) / x2 \u003d 1
Vyriešením rovnice pre x dostaneme výsledok: x \u003d 0,01. V dôsledku toho v prvom prípade polovica látky A (alebo 50%) prešla transformáciou.
V druhom prípade sa rovnovážna konštanta bude rovnať
Krawn. \u003d (0,02 - x) (0,02 - x) / (0,1 - (0,02 - x)) \u003d 1
Získajte tento výraz svojpomocne a po vyriešení rovnice skontrolujte získaný výsledok (x \u003d 0,003). Preto do reakcie vstúpilo (0,02 - 0,003) mol látky A, čo je 83,5%.
Vyriešte problém tretieho prípadu sami a rovnako vyriešte ten istý problém, pričom pre x označte množstvo látky, ktorá reagovala.
Zo získaných výsledkov možno vyvodiť dôležitý záver. Na zvýšenie podielu látky, ktorá reaguje s konštantnou rovnovážnou konštantou, je potrebné zvýšiť množstvo druhého činidla v systéme. Podobný problém nastáva napríklad pri zneškodňovaní odpadu chemickými prostriedkami.
Keď teplota stúpa, rýchlosť priamej aj reverznej reakcie sa zvýši, ale ak je forwardová reakcia endotermická (ΔH\u003e 0), potom sa rýchlosť priamej reakcie zvýši silnejšie ako rýchlosť reverznej reakcie a rovnováha sa posúva smerom k tvorbe produktov alebo doprava. Pri negatívnom tepelnom účinku priamej reakcie (exotermická reakcia) sa rýchlosť reverznej reakcie zvýši silnejšie a rovnováha sa posunie doľava.
Zvážte sami všetky možné prípady posunu rovnováhy so znižujúcou sa teplotou.
Obrázok 5 ukazuje, že rozdiel E „a - E“ a sa rovná H H reakcie, čo znamená, že hodnota rovnovážnej konštanty závisí od veľkosti tepelného účinku reakcie, t. či je reakcia endo- alebo exotermická.
Rovnovážna konštanta určitej reakcie pri 293 ° K je 5 10-3 a pri 1000 ° K je 2 10-6. Aký je znak tepelného účinku tejto reakcie?
Zo stavu problému vyplýva, že rovnovážna konštanta klesá so zvyšujúcou sa teplotou. Použijeme výraz (22) a uvidíme, aké by mali byť príznaky DH reakcie, aby sa konštanta znížila.
Ekv. je reprezentovaná exponenciálnou funkciou, ktorej hodnota klesá s klesajúcim argumentom, v našom prípade - hodnotou výrazu DH / RT. Aby sa hodnota argumentu znížila, musí byť hodnota HH záporná. Preto je uvažovaná reakcia exotermická.
Zmeny tlaku zreteľne ovplyvňujú stav systémov, ktoré obsahujú plynné zložky. V takom prípade v súlade so zákonmi o plyne dôjde k zmene objemu systému, čo vedie k zmene koncentrácie plynných látok (alebo ich parciálnych tlakov). Takže so zvyšujúcim sa tlakom bude objem klesať a bude sa zvyšovať koncentrácia plynných látok. Zvýšenie koncentrácie vedie, ako už vieme, k posunu rovnováhy smerom k spotrebe činidla, ktoré zvýšilo jeho koncentráciu. V takom prípade to možno formulovať trochu inak. ? So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva k menšiemu množstvu plynných látok alebo jednoduchšie k zníženiu počtu molekúl plynných látok. Koncentrácia tuhých a kvapalných látok sa z tlaku nemení.
Zvážte klasický príklad syntéza amoniaku z dusíka a vodíka
3H2 + N2 - 2NH3, (DH< 0).
Pretože systém pozostáva iba z plynných látok, a keď sa vytvorí amoniak, počet molekúl klesá, potom sa so zvýšením tlaku rovnováha posunie doprava, smerom k vyššiemu výťažku amoniaku. Preto sa priemyselná syntéza amoniaku uskutočňuje za zvýšeného tlaku.
Navrhnite sami teplotné podmienky pre syntézu amoniaku, poznajte tepelný vplyv reakcie a pri maximálnom výťažku produktu. Ako tieto podmienky súvisia s kinetickými faktormi procesu?
Ako ovplyvní zvýšenie tlaku rovnováhu nasledujúcich reakcií?
inhibítor chemickej kinetiky katalyzátora
CaCO3 (c) - CaO (c) + CO2 (g);
4Fe (c.) + 3O2 (g) - 2Fe2O3 (c).
V prvej reakcii je plynný iba oxid uhličitý CO2, preto sa pri zvýšení tlaku rovnováha posunie doľava smerom k zníženiu množstva plynnej látky.
Zvážte druhý prípad sami.
Ako by sa mal zmeniť tlak v týchto reakciách, aby sa dosiahol vyšší výťažok produktu?
Všetky prípady zmeny stavu rovnovážneho systému pod vonkajšími vplyvmi možno zovšeobecniť formulovaním Le Chatelierovho princípu:
Ak sa na systém uplatňuje vonkajší vplyv v rovnovážnom stave, potom sa rovnováha posúva v smere, ktorý oslabuje účinok vonkajšieho vplyvu.
Skontrolujte, či princíp Le Chatelier platí vo všetkých prípadoch diskutovaných vyššie.
Uveďte svoje vlastné príklady posunu rovnováh, keď sa zmenia vonkajšie podmienky, a vysvetlite ich na základe Le Chatelierovho princípu.
Zvážili sme teda hlavné problémy týkajúce sa vzorcov toku chemické reakcie... Znalosť týchto vzorcov umožní zmysluplne ovplyvniť podmienky vykonávania určitých procesov s cieľom dosiahnuť optimálny výsledok.
Otázky pre sebaovládanie
- 1. Aké reakcie sa nazývajú reverzibilné?
- 2. Ako a prečo sa v priebehu času menia rýchlosti dopredných a spätných reakcií?
- 3. Čo sa nazýva chemická rovnováha?
- 4. Aká hodnota kvantitatívne charakterizuje chemickú rovnováhu?
- 5. Čo určuje hodnotu rovnovážnej konštanty: koncentrácia reagujúcich látok; druh reaktantov; celkový tlak; teplota; prítomnosť katalyzátora?
- 6. Aké sú charakteristiky skutočnej chemickej rovnováhy?
- 7. Aký je rozdiel medzi falošnou chemickou rovnováhou a skutočnou rovnováhou?
- 8. Uveďte formuláciu Le Chatelierovho princípu.
- 9. Formulujte dôsledky princípu Le Chatelier.
9.5. Reverzibilita chemických reakcií. Chemická rovnováha
Zvážte endotermickú reakciu
H2 (g) + I2 (g) \u003d 2HI (g) - Q . (1)
Zmiešajte v reaktore (v tomto prípade v niektorých uzavretých nádobách) vodík a pary jódu zahrievané napríklad na 450 ° C. Pre jednoduchosť výpočtov predpokladajme, že koncentrácie východiskových látok boli rovnaké a rovné jednému molu na liter, tj. od(H2) \u003d 1 mol / l a od(I 2) \u003d 1 mol / l.
Napriek negatívnemu tepelnému efektu začnú vodík a jód navzájom reagovať a vytvárať jodovodík. V dôsledku toho sa v tejto reakcii faktor entropie „potiahne“. V skutočnosti je v zmesi troch plynov (H2, I2 a HI) poradie menšie ako v zmesi dvoch plynov (H2 a I2). Experimentálne je možné túto reakciu zistiť meraním koncentrácií zúčastnených látok. Ihneď po zmiešaní začnú koncentrácie jódu a vodíka klesať a v reaktore sa objaví jodovodík, ktorého koncentrácia bude postupne stúpať.
Môže sa táto reakcia skončiť? To znamená, že môže všetky reagujú molekuly jódu a vodíka navzájom a vytvárajú molekuly jodovodíka?
Pravdepodobne nie. V skutočnosti, ako bude reakcia prebiehať, molekuly jodovodíka sa budú hromadiť v reaktore a molekuly jódu a vodíka zmiznú. Na konci reakcie mal byť plynom čistý jodovodík. Ale v systéme pozostávajúcom iba z molekúl jedného plynu je rád oveľa väčší (a entropia je menší) ako v zmesi plynov. Faktor entropie sa bude „ťahať“ opačným smerom. A energetický faktor tu nepomôže - tepelný efekt počiatočnej reakcie je negatívny.
V skutočnosti po asi 1,5 hodine zistíme, že koncentrácie všetkých troch plynov v reaktore sa prestali meniť a dosiahli tieto hodnoty: od(H2) \u003d 0,22 mol / l; od(I2) \u003d 0,22 mol / L a od(HI) \u003d 1,56 mol / L (pozri obr. 9.2) a).
Ak teraz dáme do toho istého reaktora pri rovnakej teplote toľko čistého jodovodíka, aby sa jeho koncentrácia rovnala 2 mol / l, začala sa reakcia
2HI (g) \u003d H2 (g) + I2 (g) + Q (2)
tiež nedosiahne koniec (prečo?). Po čakaní na zastavenie zmeny koncentrácie uvidíme, že sa ukázalo, že koncentrácie plynu v reaktore sú rovnaké ako v predchádzajúcom prípade (pozri obr.9.2 b).
Dve reakcie, ktoré sme zvažovali (1 a 2), možno predstaviť ako jeden proces, v ktorom reakcie prebiehajú rôznymi smermi. Obvykle sa jeden z nich nazýva smer dopredu (zľava doprava podľa reakčnej rovnice) a druhý sa nazýva opačný smer (zľava doprava podľa reakčnej rovnice). Zodpovedajúce reakcie sa nazývajú rovnoa obrátiťreakcie, a celý proces je reverzibilný proces resp reverzibilná reakcia.
Reakcia vodíka s jódom je teda reverzibilná.
V rovniciach reverzibilných reakcií sa namiesto znamienka rovnosti kladie znamienko reverzibility - „B“, napríklad:
Stav, v ktorom koncentrácie látok zúčastňujúcich sa na tejto reakcii zostávajú konštantné pri reverznej reakcii, sa nazýva stav chemická rovnováha.
V rovnovážnom stave molekuly neprestávajú prežívať kolízie a interakcia medzi nimi sa nezastaví, ale koncentrácie látok zostávajú konštantné. Tieto koncentrácie sa nazývajú rovnovážné.
| Rovnovážna koncentrácia - koncentrácia látky zúčastňujúcej sa na reverzibilnej chemickej reakcii, ktorá dosiahla rovnovážny stav. |
Rovnovážna koncentrácia je určená vzorcom látky v hranatých zátvorkách, napríklad:
s rovnováhou (Н 2) \u003d alebo od rovnováha (HI) \u003d.
Ako každá iná koncentrácia, rovnovážna koncentrácia sa meria v móloch na liter.
Ak sme v príkladoch, ktoré sme zvažovali, vzali iné koncentrácie východiskových látok, potom po dosiahnutí rovnováhy dostaneme ďalšie hodnoty rovnovážnych koncentrácií. Tieto nové hodnoty (označíme ich hviezdičkami) budú spojené s nasledujúcimi hodnotami:
.
Vo všeobecnosti pre reverzibilnú reakciu
aA + bB dD + fF
v stave rovnováhy pri stálej teplote pomer
Tento pomer sa nazýva zákon hromadnej akcie, ktorý je formulovaný takto:
pri konštantnej teplote je pomer produktu rovnovážnych koncentrácií reakčných produktov, prijatých v silách rovných ich koeficientom, k produktu rovnovážnych koncentrácií východiskových látok, braných v silách rovných ich koeficientom, konštantná hodnota.
Konštantná hodnota ( K C) sa volá rovnovážna konštanta táto reakcia. Písmeno „c“ v tomto množstve znamená, že na výpočet konštánt boli použité koncentrácie.
Ak je rovnovážna konštanta veľká, potom sa rovnováha posúva smerom k produktom priamej reakcie, ak je malá, potom k východiskovým látkam. Ak je rovnovážna konštanta veľmi veľká, potom sa hovorí, že reakcia „ prakticky nezvratné “, ak je rovnovážna konštanta veľmi malá, potom reakcia „ prakticky nejde ".
Rovnovážna konštanta - pre každú reverzibilnú reakciu je hodnota konštantná iba pri konštantnej teplote. Pre rovnakú reakciu pri rôznych teplotách nadobúda rovnovážna konštanta rôzne hodnoty.
Vyššie uvedený výraz pre zákon hromadnej akcie platí iba pre reakcie, ktorých účastníkmi sú buď plyny alebo rozpustené látky. V iných prípadoch sa rovnica pre rovnovážnu konštantu mierne mení.
Napríklad v reverzibilnej reakcii prebiehajúcej pri vysokej teplote
C (gr) + CO 2 2 CO (g)
tuhý grafit C (gr). Formálne pomocou zákona hromadnej akcie napíšeme výraz pre rovnovážnu konštantu tejto reakcie, ktorý ho označíme TO “:
Tuhý grafit ležiaci na dne reaktora reaguje iba z povrchu a jeho „koncentrácia“ nezávisí od hmotnosti grafitu a je konštantná pri akomkoľvek pomere látok v zmesi plynov.
Pravú a ľavú stranu rovnice vynásobíme touto konštantou:
Výsledná hodnota je rovnovážna konštanta tejto reakcie:
Podobne pre rovnováhu inej reverzibilnej reakcie, ku ktorej tiež dochádza pri vysokej teplote,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + C02 (g),
dostaneme rovnovážnu konštantu
K C \u003d.
V tomto prípade sa jednoducho rovná rovnovážnej koncentrácii oxidu uhličitého.
Z metrologického hľadiska nie je rovnovážna konštanta jedna fyzikálna veličina. Jedná sa o skupinu veličín s rôznymi jednotkami merania, v závislosti od konkrétneho vyjadrenia konštanty z hľadiska rovnovážnych koncentrácií. Napríklad pre reverzibilnú reakciu grafitu s oxidom uhličitým [ K c] \u003d 1 mol / L, rovnaká jednotka merania a rovnovážna konštanta pre reakciu tepelného rozkladu uhličitanu vápenatého a rovnovážna konštanta pre syntézu jodovodíka je bezrozmerná hodnota. Všeobecne [ K c] \u003d 1 (mol / l) n .
Reverzibilná reakcia, Rovnováha reverzibilnej reakcie, Rovnovážné koncentrácie, ZÁKON ÚČINNÝCH HMOTNOSTÍ PRE CHEMICKÉ ROVNOVÁHY.
1. Prečo sa chemická rovnováha nazýva „dynamická“ rovnováha? Aké ďalšie prípady dynamickej rovnováhy poznáte?
2. Vytvorte rovnice reakcií pre syntézu vody a amoniaku z jednoduchých látok. Zapíšte si výrazy pre rovnovážné konštanty týchto reakcií.
3. Pripravte výrazy pre rovnovážné konštanty nasledujúcich reverzibilných chemických reakcií:
a) 2NO (d) + 02 (d) 2N02 (d); b) 4HCI (d) + 02 (d) 2H20 (d) + 2CI2 (d);
c) PC13 (d) + Cl2 (d) PC15 (d); d) 3Fe (cr) + 4H20 (g) Fe304 (cr) + 4H2 (g);
e) CH4 (d) + I2 (d) CH3I (cr) + HI (d).
4. Za určitých podmienok bola rovnováha v systéme nastolená pri koncentrácii vodíka, jódu a jodovodíka 0,25 mol / l; 0,05 mol / l, respektíve 0,90 mol / l. Vypočítajte rovnovážnu konštantu pre túto reakciu a určte počiatočné koncentrácie vodíka a jódu.
5. Rovnovážna konštanta reverzibilnej reakcie
H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g)
pri izbovej teplote je asi 1015. Na základe toho, čo sa dá povedať o tejto reakcii?
9.6. Posun chemickej rovnováhy. Le Chatelierov princíp
Pretože takmer všetky reakcie sú reverzibilné na jeden alebo druhý stupeň, v priemysle a laboratórnej praxi vznikajú dva problémy: ako získať produkt „užitočnej“ reakcie s maximálnym výťažkom a ako znížiť výťažok produktov „škodlivej“ reakcie. V obidvoch prípadoch je nevyhnutné posunúť rovnováhu buď smerom k reakčným produktom, alebo k východiskovým látkam. Aby ste sa naučili, ako to urobiť, musíte vedieť, od čoho závisí rovnovážna poloha akejkoľvek reverzibilnej reakcie.
Rovnovážna poloha závisí od:
1) na hodnote rovnovážnej konštanty (tj. Na charaktere reagujúcich látok a teplote),
2) o koncentrácii látok zúčastňujúcich sa na reakcii a
3) z tlaku (pre plynové systémy je to úmerné koncentrácii látok).
Na kvalitatívne posúdenie vplyvu všetkých týchto veľmi odlišných faktorov na chemickú rovnováhu sa používa univerzálna povaha. le Chatelierov princíp (Francúzsky fyzikikchemik a hutník Henri Louis Le Chatelier ho formuloval v roku 1884), ktorý je použiteľný pre všetky rovnovážné systémy, nielen chemické.
Ak je systém v rovnováhe ovplyvňovaný zvonka, potom sa rovnováha v systéme bude posúvať v smere, v ktorom je tento vplyv čiastočne kompenzovaný.
Ako príklad vplyvu na rovnovážnu polohu koncentrácií látok zúčastňujúcich sa na reakcii uvažujme už známu reverzibilnú reakciu získavania jodovodíka
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).
Podľa zákona hromadného pôsobenia v rovnovážnom stave
.
Nech sa vytvorí rovnováha v reaktore s objemom 1 liter pri určitej konštantnej teplote, pri ktorej sú koncentrácie všetkých účastníkov reakcie rovnaké a rovné 1 mol / L (\u003d 1 mol / L; \u003d 1 mol / L; \u003d 1 mol / L). Preto pri tejto teplote K C \u003d 1. Pretože objem reaktora je 1 liter, n(H2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol a n(HI) \u003d 1 mol. V čase t 1 zavedieme do reaktora ďalší 1 mol HI, jeho koncentrácia sa rovná 2 mol / l. Ale K C zostali konštantné, mali by sa zvyšovať koncentrácie vodíka a jódu, a to je možné len v dôsledku rozkladu časti jodovodíka podľa rovnice
2HI (g) \u003d H2 (g) + I2 (g).
Nech sa v okamihu dosiahnutia nového rovnovážneho stavu t 2 rozloží x mol HI, a teda ďalších 0,5 x mol H2 a I2. Nové rovnovážné koncentrácie účastníkov reakcie: \u003d (1 + 0,5 x) mol / l; \u003d (1 + 0,5 x) mol / l; \u003d (2 - x) mol / l. Dosadením numerických hodnôt veličín do vyjadrenia zákona efektívnych hmotností dostaneme rovnicu
Odkiaľ x \u003d 0,667. Preto \u003d 1,333 mol / l; \u003d 1,333 mol / l; \u003d 1,333 mol / l.
Všetky tieto zmeny koncentrácie sú zreteľne znázornené na obrázku 9.3. a.
V dôsledku zavedenia ďalšej časti HI do reaktora došlo k narušeniu rovnováhy v systéme, ktoré sa posunulo smerom k tvorbe východiskových materiálov (H2 a I2). V tomto prípade ide o opačnú reakciu. V dôsledku toho sa rovnováha posunula smerom k opačnej reakcii („doľava“).
Ak sa do rovnakého reaktora zavedie za rovnakých podmienok 1 mol vodíka, potom sa rovnováha posunie v smere, v ktorom bude vodík reagovať, a jeho koncentrácia sa v dôsledku toho zníži a zvýši sa koncentrácia HI. To sa deje v priamej reakcii, a preto sa teraz rovnováha posúva smerom k priamej reakcii („doprava“). V tomto prípade je ľahké vypočítať nové rovnovážné koncentrácie: \u003d 1,865 mol / l; \u003d 0,865 mol / l; \u003d 1,270 mol / l (pozri obr. 9.3 b).
Touto cestou, zavedenie jednej z látok zúčastňujúcich sa na reakcii do systému vedie k posunu rovnováhy v smere, v ktorom je táto látka spotrebovaná.
Ako príklad vplyvu teploty na rovnovážnu polohu uvažujme reverzibilnú reakciu syntézy amoniaku N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g).
Priama reakcia je tu exotermická: N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g) + Q,
a preto je reverzná reakcia endotermická: 2NH3 (g) \u003d N2 (g) + 3H2 (g) - Q.
Teplo sa vytvára priamou reakciou. Ak potrebujeme posunúť rovnováhu doprava, to znamená v smere priamej reakcie, potom by sa uvoľňovanie tepla malo stať „odpoveďou“ systému na vonkajší vplyv, a to na odstránenie tepla. A odstránením tepla znižujeme teplotu v reaktore.
Naopak, ak ohrejeme reakčnú zmes, to znamená, že dodávame teplo, „odozvou“ systému bude absorpcia tepla, ku ktorej môže dôjsť iba pri posunutí rovnováhy „doľava“.
Touto cestou, pri zahrievaní sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii a pri ochladení naopak.
Samozrejme v tomto systéme možno rovnováhu posunúť aj zmenou koncentrácií látok zúčastňujúcich sa na reakcii. Pozrime sa však, ako sa v tomto systéme posunie rovnováha, ak sa zvýši tlak. Podľa Le Chatelierovho princípu by sa rovnováha mala posúvať v smere, ktorý kompenzuje vonkajší vplyv, to znamená v smere reakcie, v ktorej celkový tlak klesá s konštantným objemom. To je možné iba vtedy, keď sa zníži celkový počet molekúl v systéme. Celkový počet molekúl klesá v priebehu priamej reakcie, preto sa rovnováha posunie smerom k tvorbe amoniaku. Naopak, s poklesom tlaku sa rovnováha posunie smerom k tvorbe dusíka a vodíka.
CHEMICKÁ ROZVAHA, ZÁSADA LE CHATELIERA.
(1) Redukcia oxidu železitého vodíkom pri zahrievaní znamená reverzibilné reakcie. Prečo sa dá železo úplne redukovať vedením reakcie v prúde vodíka? 2. Ako a) zvýšenie teploty, b) zvýšenie tlaku, c) zníženie koncentrácie oxidu uhličitého ovplyvní rovnováhu v systéme
2CO (g) + О 2 (g) 2CO 2 (g) + Q?
3. Pre každú z nasledujúcich reverzibilných reakcií zapíšte výraz pre rovnovážnu konštantu a uveďte všetky spôsoby, ako posunúť rovnováhu doprava:
a) N204 (d) B2NO2 (d) - 58,4 kJ; b) CO (d) + H20 (d) C02 (d) + H2 (d) + 41,2 kJ;
c) COCI2 (g) CO (g) + Cl2 (g) - 112,5 kJ; d) 2NO (g) + 02 (g) 2N02 (g) + 113 kJ;
e) S02 (g) + 02 (g) 2S03 (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) + C02 (g) + 17 kJ.
9.7. Rýchlosť chemickej reakcie. Reakčný mechanizmus
Možnosť postupu reakcie je určená faktormi energie a entropie. Ak je možná reakcia, môže prebiehať rýchlo (niekedy až príliš rýchlo - výbuchom) alebo pomaly (niekedy dokonca tak pomaly, že si ju nevšimneme). Ale tak či tak o tom môžeme hovoriť rýchlosť chemickej reakcie.Pretože rýchlosť telesa charakterizuje rýchlosť pohybu tohto telesa, tak rýchlosť reakcie charakterizuje intenzitu reakcie a ukazuje, koľko častíc reagovalo za jednotku času na jednotku objemu reaktora. Pre pohodlie sa namiesto počtu častíc odoberá množstvo hmoty a pomer množstva hmoty k objemu systému je koncentrácia danej hmoty.
Rýchlosť chemickej reakcie sa počíta s prihliadnutím k koeficientu pred vzorcom danej látky v reakčnej rovnici ( b B).
Táto definícia platí iba pre reakcie prebiehajúce v kvapalnej alebo plynnej fáze.
kde v - rýchlosť chemickej reakcie,
od B \u003d od 2 (B) - od 1 (B) - zmena koncentrácie látky B ( c 1 - počiatočná hodnota, c 2 - konečná hodnota koncentrácie),
t = t 2 - t 1 - časový interval ( t 1 - počiatočná hodnota, t 2 - čas ukončenia).
[v] \u003d mol / (l. s).
Úloha
V reakcii H2 + I2 \u003d 2HI sa koncentrácia vodíka zmenila z 0,1 mol / l na 0,05 mol / l za 2 sekundy. Určte reakčnú rýchlosť.
Rozhodnutie
Odpoveď: v \u003d 0,025 mol / (l, S).
Úloha
V reakcii 2CO + 02 \u003d 2CO2 je za určitých podmienok rýchlosť 0,5 mol / (1Ch s). V určitom okamihu od 1 (C02) \u003d 2 mol / l. Aká bude koncentrácia oxidu uhličitého o tri sekundy?
Rozhodnutie
Odpoveď: od 2 (C02) \u003d 5 mol / l.
Ak sú reagujúce látky plynné, potom je možné reakčné produkty získať iba pri zrážke molekúl počiatočných látok. Čím viac takýchto kolízií, tým rýchlejšia je reakcia. Počet zrážok je úmerný koncentráciám východiskových látok. Následne bude reakčná rýchlosť A + B \u003d D (všetky látky plynné) vyjadrená rovnicou ( zákon hromadnej akcie pre reakčnú rýchlosť):
v \u003d kc A c B
kde k je konštanta reakčnej rýchlosti a od A od B - koncentrácia látok A a B.
Zvýšenie tlaku v reaktore vedie k proporcionálnemu zvýšeniu všetkých koncentrácií, preto sa so zvýšením tlaku zvyšuje rýchlosť reakcie.
Nie každá zrážka molekúl vedie k ich interakcii. Účinné sú iba dostatočne silné kolízie. Sila zrážok je úmerná kinetickej energii molekúl, ktorá rastie so zvyšujúcou sa teplotou. V dôsledku toho sa reakčná rýchlosť tiež zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou.
U mnohých reakcií možno zmenu rýchlosti ako funkcie teploty odhadnúť pomocou približnej rovnice navrhnutej holandským chemikom Jacobom Van't Hoffom (1852 - 1911):
kde v 1 - rýchlosť reakcie pri teplote T 1 , v 2 - rýchlosť reakcie pri teplote T 2, a g je tzv teplotný koeficient reakcia, ktorá sa líši pre rôzne reakcie, ale zvyčajne má hodnoty od 2 do 4.
V plynoch aj kvapalinách môžu naraziť iba dve častice súčasne (obr.9.4 a). Trojitý dopad je veľmi nepravdepodobný (obrázok 9.4 b).
Väčšina reakcií, niekedy vyjadrená veľmi zložitými rovnicami, preto prebieha v niekoľkých fázach, pričom pre každú z nich sú potrebné iba dvojité kolízie. Ak je experimentálne možné zistiť, z ktorých etáp sa vytvára tá či oná reakcia, potom sa hovorí, že pre túto reakciu je známa mechanizmus.
| Reakčný mechanizmus - súhrn všetkých stupňov tejto reakcie. |
Napríklad reakčný mechanizmus 4HBr + 02 \u003d 2H20 + 2Br2, ktorý sa vyskytuje v plynnej fáze pri teplote asi 500 ° C, zahrnuje tri stupne:
HBr + 02 \u003d HOOBr;
HOOBr + HBr \u003d 2HOBr;
HOBr + HBr \u003d H20 + Br2.
Rýchlosť týchto reakcií je odlišná a celková rýchlosť celkovej reakcie je určená rýchlosťou
najpomalšia z týchto fáz (v tomto prípade prvá).
Je prakticky dôležité, že je nemožné určiť pomocou celkovej reakčnej rovnice
mechanizmus tejto reakcie. Napríklad reakcia H2 (g) + 12 (g) \u003d 2HI (g) jednoduché,to znamená, že prebieha v jednej fáze, ale zdanlivo úplne podobnej reakcii
H2 (g) + Cl2 (g) \u003d 2HCl (g)
komplexné, prebiehajúce v niekoľkých etapách reťazovým mechanizmom:
Cl 2 \u003d Cl + Cl (pri zahrievaní alebo osvetlení)
Cl + H2 \u003d HCl + H
H + Cl2 \u003d HCl + Cl
atď.
Existujú aj ďalšie reakčné mechanizmy, o niektorých sa dozviete neskôr.
Rýchlosti reakcií a ich mechanizmy študuje odvetvie fyzikálnej chémie nazývané „chemická kinetika“.
Rýchlosť chemickej reakcie, na ktorej sa zúčastňujú iba plynné látky (tj. „Plynný roztok“), závisí teda od
1) na teplotu,
2) o koncentrácii látok zúčastňujúcich sa na reakcii a v dôsledku toho
3) z tlaku.
Rýchlosti reakcií prebiehajúcich v kvapalných roztokoch prakticky nezávisia od tlaku.
Ak reakčné látky navzájom netvoria roztok (kvapalný alebo plynný), potom reakcia prebieha iba na kontaktnej ploche týchto látok. Rýchlosť tejto reakcie závisí od plochy tohto povrchu. Čipy skutočne horia rýchlejšie ako guľatina a drevný prach zmiešaný so vzduchom niekedy dokonca exploduje. Rýchlosť týchto reakcií teda závisí
1) od teploty;
2) o koncentrácii činidiel v konkrétnom roztoku;
3) z tlaku (ak sú do reakcie zapojené plyny) a
4) z oblasti kontaktného povrchu činidiel.
Miera chemickej reakcie; ZÁKON O PLATNÝCH HMOTNOSTIACH PRO CHEMICKÉ REAKCIE; ROVINA VANT-HOFFOV; MECHANIZMUS REAKCIE; Faktory ovplyvňujúce mieru reakcie
1. Uveďte tri príklady rýchlych a pomalých reakcií, ktoré poznáte.
2. V reakcii A + B \u003d 2C + D, ktorá sa vyskytuje v plynnej fáze, sa za 5 sekúnd zvýšila koncentrácia látky C z 10 na 15 mol / l. Určte priemernú rýchlosť tejto reakcie za dané časové obdobie. Prečo vo vyhlásení o probléme prichádza priemerná rýchlosť, nielen reakčná rýchlosť?
(3) Pri syntéze amoniaku z dusíka a vodíka za určitých podmienok sa zistilo, že reakčná rýchlosť je 15 mol / (1, S). Za koľko sekúnd sa zníži koncentrácia vodíka v reaktore na polovicu pri počiatočnej koncentrácii 10 mol / l?
4. Ak hodíte kúsok sodíka do vody, reakcia bude prebiehať veľmi rýchlo. Navrhnite spôsoby, ako a) urýchliť túto reakciu, b) spomaliť ju.
9.8. Aktivačná energia. Katalyzátory
Mnoho, dokonca aj veľmi rýchlych reakcií, nepokračuje jednoduchým kontaktom reagencií. Napríklad zmes vodíka s kyslíkom môže zostať pri izbovej teplote veľmi dlho bez zmeny. Stačí však, aby ste doň priniesli horiacu zápalku a reakcia začne prebiehať veľmi rýchlo, často výbuchom (preto sa zmesi vodíka a kyslíka v objemovom pomere 2: 1 dokonca hovorí „detonačný plyn“). Aky je dôvod?
Už sme povedali, že nie žiadne zrážky molekúl alebo iných chemických častíc nevedú k ich interakcii, ale iba účinné, to znamená také zrážky častíc, ktorých celková energia je väčšia ako určitá hodnota. Táto „prahová“ energia sa nazýva aktivačná energiatáto reakcia.
Fyzikálny význam aktivačnej energie bude zrejmý, ak vezmeme do úvahy grafy zmien v energii častíc počas reakcie, znázornené na obr. 9.5.
Ľavý graf zodpovedá exotermickej reakcii a pravý graf zodpovedá endotermickej reakcii. Na týchto grafoch E 1 - priemerná energia molekúl východiskových látok, E 2 - priemerná energia molekúl reakčných produktov, E - aktivačná energia, ± Q - tepelný účinok reakcie.
Ak je aktivačná energia nízka, potom v počiatočných látkach budú vždy molekuly, ktoré dokážu prekonať „energetickú bariéru“ a zmeniť sa na molekuly reakčných produktov. Ak je aktivačná energia vysoká, potom sa také molekuly nemusia v reaktore objaviť. Čím nižšia je aktivačná energia, tým vyššia je reakčná rýchlosť, za iných okolností.
V praxi sa často vyskytujú prípady, keď je potrebné uskutočniť reakciu, ktorej aktivačná energia je veľmi vysoká. Rýchlosť takejto reakcie je prirodzene veľmi nízka alebo prakticky rovná nule. Ak je súčasne nemožné silne zahriať reakčnú zmes (napríklad sa pri takom zahrievaní rozkladá východisková látka alebo sa rovnováha posúva smerom k východiskovej látke), je potrebné „získať“ obtok.
Katalyzátory sa nepoužívajú iba na zrýchlenie chemické procesy... Ak je medzi reakčnými činidlami možné niekoľko reakcií, potom je možné pomocou katalyzátora uskutočniť prakticky iba požadovanú reakciu.
Zníženie aktivačnej energie, katalyzátor urýchľuje dopredné aj spätné reakcie, a preto ho nemožno použiť na posunutie rovnováhy.
ENERGIA AKTIVÁCIE, KATALYTICKÁ REAKCIA, KATALYZÁTOR.
1. Prečo sa rýchlosť väčšiny chemických reakcií za normálnych podmienok v priebehu času znižuje? Je možné uskutočniť reakciu tak, aby jej rýchlosť zostala konštantná? Čo mám urobiť?
2. Zmení sa rýchlosť reakcie jódu s vodíkom, ak sa do reakčnej zmesi zavedie argón? Vysvetlite odpoveď.
3. Ako sa zmení rýchlosť reakcie A + B \u003d C, ku ktorej dochádza v plynnej fáze v jednom stupni, ak a) sa koncentrácia látky A zvýši dvakrát; b) znížte koncentráciu látky B dvakrát; c) dvakrát zvýšiť koncentráciu každej z týchto látok; d) dvakrát znížte koncentráciu látky A a dvakrát zvýšte koncentráciu látky B; e) zdvojnásobiť tlak v reaktore?
(4) V zmesi vodíka s kyslíkom pri izbovej teplote sa objemové podiely plynov nemenia donekonečna. Môžeme predpokladať, že v tejto zmesi bola nastolená chemická rovnováha?
(5) V teplotnom rozmedzí od 30 do 80 ° C sa rýchlosť niektorých reakcií zdvojnásobila pri zahrievaní na každých 10 ° C. Určte, koľkokrát sa rýchlosť tejto reakcie zvýši so zvýšením teploty z 35 na 55 ° C.
6. Prečo si myslíte, že potraviny podliehajúce skaze sú uchovávané v chladničke?
9.9. Elektrolýza
Pri štúdiu predchádzajúcich odsekov tejto kapitoly ste sa oboznámili so zákonitosťami priebehu tých reakcií, ktoré prebiehajú spontánne („samy od seba“, bez neustáleho ďalšieho ovplyvňovania zvonka). Všetky tieto reakcie majú sklon k rovnovážnemu stavu určenému kombináciou faktorov energie a entropie. V niektorých prípadoch sa však môžu uskutočniť reakcie, ktorých spontánny priebeh je nemožný. Príkladom takýchto reakcií sú reakcie elektrolýza.
Ak sú kovové dosky nanesené na opačné strany kryštálu chloridu sodného, \u200b\u200bpripojte ich cez ampérmeter k zdroju elektrického napätia a uzavrite obvod, potom v obvode nebude elektrický prúd - kryštalický chlorid sodný je dielektrikum, to znamená látka, ktorá nevedie elektrický prúd. Katióny a anióny v iónovom kryštáli sú navzájom pevne spojené iónovými väzbami (elektrostatické sily) a nemôžu sa voľne pohybovať.
Ak sú rovnaké platne ponorené do taveniny chloridu sodného ((„vybitého“), vznikajú atómy sodíka:
Samotné slovo „elektrolýza“ možno preložiť ako „rozklad elektrinou“.
Všetky iónové zlúčeniny (oxidy, hydroxidy, soli) môžu byť podrobené elektrolýze, ak sa topia bez rozkladu.
Iónové zlúčeniny obsahujúce komplexné ióny tiež podliehajú elektrolýze, ale vyskytujú sa oveľa zložitejšie procesy.
Mobilné ióny sú prítomné nielen v taveninách iónových zlúčenín, ale aj v ich roztokoch (pozri kapitolu XI), ba dokonca aj v niektorých pevných látkach. V týchto chemických systémoch sú tiež možné elektrolytické reakcie.
ELEKTROLÝZA, KATÓDA, ANÓDA.
Ktoré z nasledujúcich látok je možné elektrolyzovať: BaCl2, SiO2, Na2S, Al203, NaOH, H2S04, Cu (OH) 2, CaCO3?
Uveďte dôvody, prečo tomu nie sú vystavené iné látky.
2. Vytvorte elektronické rovnice polovičných reakcií a chemické rovnice elektrolýzy látok, ktoré ste vybrali.
1. Príklady reakcií spojenia, rozkladu, zámeny a výmeny.
2. Redoxné reakcie.
