Kako lahko spremenimo ravnotežje in smer reakcije. Kemični premik ravnotežja
Kemijsko ravnovesje, ki ustreza enakovrednosti stopenj neposrednih in povratnih reakcij (\u003d) in najmanjši vrednosti Gibbsove energije (∆ G p, m \u003d 0), je v danih pogojih najbolj stabilno stanje sistema in ostane nespremenjeno, dokler parametri ostanejo konstantni, pri katerih vzpostavilo se je ravnovesje.
Ko se pogoji spremenijo, se ravnotežje poruši in se premakne v smeri neposredne ali povratne reakcije. Premik ravnotežja je posledica dejstva, da zunanji vpliv različno spreminja hitrost dveh medsebojno nasprotnih procesov. Čez nekaj časa sistem spet postane ravnotežen, tj. prehaja iz enega ravnotežnega stanja v drugega. Za novo ravnovesje je značilna nova enakovrednost hitrosti in povratne reakcije ter nove ravnotežne koncentracije vseh snovi v sistemu.
Smer premika ravnotežja na splošno določa Le Chatelierjevo načelo: če se na sistem izvaja zunanji vpliv v stanju stabilnega ravnotežja, pride do premika ravnotežja v smeri procesa, ki oslabi učinek zunanjega vpliva.
Premik v ravnovesju lahko povzroči sprememba temperature, koncentracije (tlaka) enega od reagentov.
Temperatura je parameter, od katerega je odvisna vrednost ravnotežne konstante kemijske reakcije. Vprašanje premika ravnotežja s spremembo temperature, odvisno od pogojev uporabe reakcije, rešimo z uporabo izobarske enačbe (1,90) - \u003d
1. Za izotermični postopek ∆ r H 0 (t)< 0, в правой части выражения (1.90) R > 0, T\u003e 0, zato je prvi odvod logaritma ravnotežne konstante glede na temperaturo negativen< 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. Za endotermni proces ∆ r Н 0 (т)\u003e 0 je izpeljanka logaritma ravnotežne konstante glede na temperaturo pozitivna (\u003e 0), posnetek ln Kp in Кр pa naraščajoči temperaturni funkciji, tj. v skladu z zakonom masnega delovanja se s povišanjem temperature ravnotežje premakne proti ravni črti (endotermna reakcija). Vendar si je treba zapomniti, da se hitrost izotermičnih in endotermnih procesov povečuje s povečanjem temperature in zmanjšuje z zmanjšanjem, vendar sprememba hitrosti ni enaka s spremembo temperature, zato je s spreminjanjem temperature mogoče premikati ravnotežja v določeno smer. Premik v ravnovesju lahko povzroči sprememba koncentracije ene od komponent: dodajanje snovi v ravnotežni sistem ali odstranitev iz sistema.
Po principu Le Chatelierja se ob spremembi koncentracije enega od udeležencev reakcije ravnotežje premakne v smeri kompenzacijske spremembe, tj. s povečanjem koncentracije ene od začetnih snovi - v desno in s povečanjem koncentracije enega od reakcijskih produktov - v levo. Če plinaste snovi sodelujejo v reverzibilni reakciji, se ob spremembi tlaka vse njihove koncentracije spreminjajo enako in hkrati. Hitrosti procesov se prav tako spreminjajo in zato lahko pride do premika v kemijskem ravnotežju. Tako se na primer s povečanjem tlaka (v primerjavi z ravnotežjem) na sistemu CaCO 3 (K) CO (k) + CO 2 (g) hitrost povratne reakcije poveča \u003d, kar bo privedlo do premika ravnotežja v levo. Ko se tlak v istem sistemu zmanjša, se hitrost povratne reakcije zmanjša in ravnotežje se premakne na desno stran. Ko se pritisk na sistem 2HCl H 2 + Cl 2 poveča v ravnotežju, se ravnotežje ne bo premaknilo, ker obe hitrosti se bosta enako povečali.
Za sistem 4HCl + O2 2Cl 2 + 2H 2 O (g) bo povišanje tlaka povzročilo povečanje hitrosti neposredne reakcije in premik ravnotežja v desno.
In tako se v skladu z načelom Le Chatelierja z naraščajočim tlakom ravnotežje premakne k nastanku manjšega števila molov plinastih snovi v mešanici plinov in s tem k zmanjšanju tlaka v sistemu.
Nasprotno pa, kadar zunanje delovanje povzroči znižanje tlaka, se ravnotežje premakne v smeri tvorbe večjega števila molov plinastih snovi, kar bo povzročilo povišanje tlaka v sistemu in bo preprečilo nastali učinek.
Načelo Le Chatelierja je zelo praktično pomembno. Na njegovi podlagi je mogoče izbrati takšne pogoje za izvajanje kemične interakcije, ki bodo zagotovili največji donos reakcijskih produktov.
Stanje, v katerem sta stopnji neposredne in povratne reakcije enaki med seboj, se imenuje kemijsko ravnovesje. Splošna enačba reverzibilne reakcije:
Hitrost reakcije naprej v 1 =k 1 [A] m [B] n, hitrost povratne reakcije v 2 =k 2 [С] p [D] q, kjer so ravnotežne koncentracije v oglatih oklepajih. Po definiciji v kemičnem ravnotežju v 1 \u003d v 2, od kod
K c \u003d k 1 / k 2 \u003d [C] p [D] q / [A] m [B] n,
kjer je K c konstanta kemijskega ravnovesja, izražena v molskih koncentracijah. Zgornji matematični izraz pogosto imenujemo zakon masnega delovanja za reverzibilno kemijsko reakcijo: razmerje med produktom ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov in produktom ravnotežnih koncentracij začetnih snovi.
Položaj kemičnega ravnovesja je odvisen od naslednjih reakcijskih parametrov: temperature, tlaka in koncentracije. Vpliv teh dejavnikov na kemijsko reakcijo je podobno vzorcu, ki ga je leta 1884 na splošno izrazil francoski znanstvenik Le Chatelier. Sodobna formulacija načela Le Chatelierja je naslednja:
Če na sistem, ki je v ravnovesju, deluje zunanji vpliv, potem sistem preide v drugo stanje, da se zmanjša učinek zunanjega vpliva.
Dejavniki, ki vplivajo na kemijsko ravnovesje.
1. Vpliv temperature. V vsaki reverzibilni reakciji ena od smeri ustreza eksotermnemu procesu, druga pa endotermnemu.
Ko temperatura narašča, se kemijsko ravnovesje premika v smeri endotermne reakcije; ko temperatura pada, v smeri eksotermne reakcije.
2. Vpliv tlaka.
Pri vseh reakcijah, ki vključujejo plinaste snovi, ki jih spremlja sprememba prostornine zaradi spremembe količine snovi med prehodom iz začetnih snovi v izdelke, tlak v sistemu vpliva na ravnotežni položaj.
Vpliv pritiska na ravnotežni položaj urejajo naslednja pravila:
Z naraščajočim pritiskom se ravnotežje premakne v smeri tvorbe snovi (vhodne snovi ali produkti) z manjšo prostornino.
3. Vpliv koncentracije. Vpliv koncentracije na ravnotežje urejajo naslednja pravila:
S povečanjem koncentracije ene od izhodnih snovi se ravnotežje premakne v smeri tvorbe reakcijskih produktov;
s povečanjem koncentracije enega od reakcijskih produktov se ravnotežje premakne v smeri tvorbe izhodnih snovi.
Vprašanja za samokontrolo:
1. Kolikšna je hitrost kemijske reakcije in od katerih dejavnikov je odvisna? Od katerih dejavnikov je odvisna konstanta stopnje?
2. Naredite enačbo za hitrost reakcije tvorbe vode iz vodika in kisika in pokažite, kako se bo hitrost spremenila, če se koncentracija vodika poveča za trikrat.
3. Kako se sčasoma spreminja hitrost reakcije? Katere reakcije imenujemo reverzibilne? Kaj je značilno za stanje kemičnega ravnovesja? Kaj imenujemo ravnotežna konstanta, od katerih dejavnikov je odvisna?
4. Kateri zunanji vplivi lahko motijo \u200b\u200bkemično ravnovesje? V katero smer se bo ravnotežje mešalo, ko se temperatura spremeni? Pritisk?
5. Kako lahko reverzibilno reakcijo premaknete v določeno smer in jo pripeljete do konca?
Predavanje številka 12 (problematično)
Rešitve
Cilj:Dajte kvalitativne zaključke o topnosti snovi in \u200b\u200bkvantitativno ocenite topnost.
Ključne besede:Rešitve - homogene in heterogene; prave in koloidne; topnost snovi; koncentracija raztopin; raztopine neelektroilov; Raoulovi in \u200b\u200bvanthoffovi zakoni.
Načrtujte.
1. Klasifikacija rešitev.
2. Koncentracija raztopin.
3. Raztopine neelektrolitov. Raoulovi zakoni.
Klasifikacija rešitev
Raztopine so homogeni (enofazni) sistemi spremenljive sestave, sestavljeni iz dveh ali več snovi (komponent).
Po naravi agregatnega stanja so raztopine lahko plinaste, tekoče in trdne. Običajno se komponenta, ki je v teh pogojih v enakem agregatnem stanju kot nastala raztopina, šteje za topilo, ostale sestavine raztopine pa so topljene snovi. V primeru enakega agregatnega stanja komponent se komponenta, ki prevladuje v raztopini, šteje za topilo.
Glede na velikost delcev raztopine delimo na prave in koloidne. V pravih raztopinah (pogosto imenovanih preprosto raztopine) se raztopljena snov razprši na atomsko ali molekularno raven, delci raztopljene snovi niso vidni niti vizualno niti pod mikroskopom, prosto se gibljejo v mediju topila. Resnične rešitve so termodinamično stabilni sistemi, ki so sčasoma neskončno stabilni.
Gonilne sile za tvorjenje raztopin so dejavniki entropije in entalpije. Ko se plini raztopijo v tekočini, se entropija vedno zmanjša ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS > 0). Močnejša kot je interakcija topljene snovi in \u200b\u200btopila, večja je vloga faktorja entalpije pri tvorbi raztopin. Znak spremembe entalpije raztapljanja je določen z znakom vsote vseh toplotnih učinkov procesov, ki spremljajo raztapljanje, k čemur največ prispeva uničenje kristalna rešetka v proste ione (ΔH\u003e 0) in interakcijo nastalih ionov z molekulami topila (solvatacija, 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.
Koncentracija nasičene raztopine se določi s topnostjo snovi pri dani temperaturi. Raztopine z nižjo koncentracijo imenujemo nenasičene.
Topnost različnih snovi se zelo razlikuje in je odvisna od njihove narave, medsebojnega delovanja delcev topljene snovi med seboj in z molekulami topila, pa tudi od zunanjih pogojev (tlak, temperatura itd.)
V kemijski praksi so najpomembnejše raztopine, pripravljene na osnovi tekočega topila. Točno tako tekoče mešanice v kemiji jim preprosto rečemo rešitve. Najpogosteje uporabljeno anorgansko topilo je voda. Raztopine z drugimi topili imenujemo nevodne.
Raztopine so izredno velikega praktičnega pomena; v njih poteka veliko kemičnih reakcij, vključno s tistimi, ki so osnova presnove v živih organizmih.
Koncentracija raztopin
Pomembna značilnost raztopin je njihova koncentracija, ki izraža relativno količino komponent v raztopini. Ločite med masno in prostorninsko koncentracijo, dimenzijsko in brezdimenzijsko.
TO brez dimenzije koncentracije (frakcije) vključujejo naslednje koncentracije:
Masni delež topljene snovi W(B) je izražen kot delež enote ali kot odstotek:
kjer sta m (B) in m (A) masa topljene snovi B in masa topila A.
Volumenski delež topljene snovi σ (B) je izražen v deležih enote ali volumskih odstotkov:
kjer je V i prostornina komponente raztopine, je V (B) prostornina topljene snovi B. Odstotni deleži se imenujejo stopinje *).
*) Včasih je volumetrična koncentracija izražena v tisočinkah (ppm, ‰) ali v delcih na milijon (ppm), ppm.
Molski delež topljene snovi χ (B) je izražen z razmerjem
Vsota molskih deležev k komponent raztopine χ i je enaka enoti
TO dimenzionalnikoncentracije vključujejo naslednje koncentracije:
Molalnost topljene snovi C m (B) se določi s količino snovi n (B) v 1 kg (1000 g) topila, dimenzija je mol / kg.
Molska koncentracija snovi B v raztopini C(B) - vsebnost količine topljene snovi B na enoto prostornine raztopine, mol / m 3 ali pogosteje mol / liter:
kjer je μ (B) molska masa B, V volumen raztopine.
Molska koncentracija ekvivalenta snovi B C E (B) (normalnost - zastarelo) se določi s številom ekvivalentov topljene snovi na enoto prostornine raztopine, mol / liter:
kjer je n E (B) količina ekvivalenta snovi, μ E je molska masa ekvivalenta.
Titer raztopine snovi B ( T B) se določi z maso topljene snovi v gramih, ki jo vsebuje 1 ml raztopine:
G / ml oz 
g / ml.
Masne koncentracije (masni delež, odstotek, molar) niso odvisne od temperature; volumetrične koncentracije se nanašajo na določeno temperaturo.
Vse snovi se v takšni ali drugačni meri lahko raztopijo in so značilne topnost. Nekatere snovi so med seboj neskončno topne (voda-aceton, benzen-toluen, tekoči natrij-kalij). Večina spojin je slabo topnih (voda-benzen, voda-butilni alkohol, vodna kuhinjska sol), mnoge pa so slabo topne ali praktično netopne (voda-BaSO 4, voda-bencin).
Topnost snovi v teh pogojih se imenuje njena koncentracija v nasičeni raztopini. V taki raztopini se doseže ravnotežje med topljeno snovjo in raztopino. Če ni ravnotežja, ostane raztopina stabilna, če je koncentracija topljene snovi nižja od topnosti (nenasičena raztopina), ali nestabilna, če raztopina vsebuje snov, večjo od topnosti (prenasičena raztopina).
Če se zunanji pogoji kemičnega procesa ne spremenijo, lahko stanje kemičnega ravnovesja vzdržujemo poljubno dolgo. S spreminjanjem reakcijskih pogojev (temperatura, tlak, koncentracija) lahko to dosežemo premik ali premik kemičnega ravnovesja v želeni smeri.
Premik ravnotežja v desno vodi do povečanja koncentracije snovi, katerih formule so na desni strani enačbe. Premik ravnotežja v levo bo povzročil povečanje koncentracije snovi, katerih formule so na levi. V tem primeru bo sistem prešel v novo ravnotežno stanje, za katerega je značilno druge vrednosti ravnotežnih koncentracij udeležencev reakcije.
Premik v kemijskem ravnotežju, ki ga povzroči sprememba pogojev, je v skladu s pravilom, ki ga je leta 1884 oblikoval francoski fizik A. Le Chatelier (Le Chatelierjevo načelo).
Načelo Le Chatelierja: če se na sistem v stanju kemičnega ravnovesja izvaja učinek, na primer na spremembo temperature, tlaka ali koncentracije reagentov, se bo ravnotežje premaknilo v smeri reakcije, ki učinek oslabi .
Vpliv sprememb koncentracije na premik kemijskega ravnovesja.
Po načelu Le Chatelierja povišanje koncentracije katerega koli od udeležencev v reakciji povzroči premik ravnotežja v smeri reakcije, kar vodi do zmanjšanja koncentracije te snovi.
Vpliv koncentracije na ravnotežje urejajo naslednja pravila:
S povečanjem koncentracije ene od začetnih snovi se hitrost neposredne reakcije poveča in ravnotežje se premakne v smeri tvorbe reakcijskih produktov in obratno;
S povečanjem koncentracije enega od reakcijskih produktov se hitrost obratne reakcije poveča, kar vodi do premika ravnotežja v smeri tvorbe začetnih snovi in \u200b\u200bobratno.
Na primer, če je v ravnotežnem sistemu:
SO 2 (g) + NO 2 (g) SO 3 (g) + NO (g)
poveča koncentracijo SO 2 ali NO 2, nato pa se bo skladno z zakonom o množičnem delovanju hitrost neposredne reakcije povečala. To bo privedlo do premika ravnotežja v desno, kar bo privedlo do porabe vhodnih snovi in \u200b\u200bpovečanja koncentracije reakcijskih produktov. Vzpostavilo se bo novo ravnotežno stanje z novimi ravnotežnimi koncentracijami začetnih snovi in \u200b\u200breakcijskih produktov. Ko se koncentracija, na primer, enega od reakcijskih produktov zmanjša, sistem reagira tako, da poveča koncentracijo produkta. Ugodna bo neposredna reakcija, ki bo privedla do povečanja koncentracije reakcijskih produktov.
Vpliv spremembe tlaka na premik kemijskega ravnotežja.
Po načelu Le Chatelierja povišanje tlaka vodi do premika ravnotežja k nastanku manjše količine plinastih delcev, t.j. proti manjši prostornini.
Na primer, v reverzibilni reakciji:
2NO 2 (g) 2NO (g) + O 2 (g)
iz 2 mol NO 2 nastaneta 2 mol NO in 1 mol O 2. Stehiometrični koeficienti pred formulami plinastih snovi kažejo, da potek neposredne reakcije vodi do povečanja števila molov plinov, potek obratne reakcije pa, nasprotno, zmanjša število molov plinaste snovi. Če na tak sistem izvajamo zunanji vpliv, na primer s povečanjem tlaka, potem bo sistem reagiral tako, da bo ta vpliv oslabil. Tlak se lahko zmanjša, če se ravnotežje te reakcije premakne proti manjšemu številu molov plinaste snovi in \u200b\u200bs tem manjšemu volumnu.
Nasprotno, povečanje tlaka v tem sistemu je povezano s premikom ravnotežja v desno - proti razgradnji NO 2, kar poveča količino plinaste snovi.
Če ostane število molov plinastih snovi pred in po reakciji konstantno, tj. prostornina sistema se med reakcijo ne spremeni, potem sprememba tlaka enako spremeni hitrost naprej in nazaj reakcij in ne vpliva na stanje kemičnega ravnovesja.
Na primer, v reakciji:
H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g),
skupno število molov plinastih snovi pred reakcijo in po njej ostane nespremenjeno in tlak v sistemu se ne spremeni. Ravnotežje v tem sistemu se ne spremeni, ko se tlak spremeni.
Vpliv spremembe temperature na premik kemijskega ravnovesja.
V vsaki reverzibilni reakciji ena od smeri ustreza eksotermnemu procesu, druga pa endotermnemu. Torej je v reakciji sinteze amoniaka neposredna reakcija eksotermna, obratna reakcija pa endotermna.
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-ΔH).
Ko se temperatura spremeni, se hitrosti neposrednih in povratnih reakcij spremenijo, vendar se hitrost ne zgodi v enaki meri. V skladu z Arrheniusovo enačbo endotermna reakcija, za katero je značilna velika vrednost aktivacijske energije, v večji meri reagira na spremembo temperature.
Zato je za oceno vpliva temperature na smer premika kemičnega ravnovesja treba poznati toplotni učinek procesa. Lahko ga določimo eksperimentalno, na primer s kalorimetrom, ali izračunamo na podlagi Hess-ovega zakona. Treba je opozoriti, da sprememba temperature vodi do spremembe vrednosti konstante kemijskega ravnovesja (K p).
Po načelu Le Chatelierja povišanje temperature premakne ravnovesje v smeri endotermne reakcije. Ko se temperatura znižuje, se ravnotežje premakne v smeri eksotermne reakcije.
V to smer, dvig temperature v reakciji sinteze amoniaka bo prišlo do premika v ravnovesju proti endotermi reakcije, tj. levo. Reverzna reakcija poteka z absorpcijo toplote.
Stanje kemičnega ravnovesja je odvisno od številnih dejavnikov: temperature, tlaka, koncentracije reaktantov. Podrobneje preučimo vpliv teh dejavnikov.
Sprememba koncentracije komponent ravnotežnega sistema pri konstantni temperaturi premakne ravnovesje, vendar se vrednost ravnotežne konstante v tem primeru ne spremeni. Če se koncentracija snovi A (ali B) poveča za reakcijo, se hitrost neposredne reakcije poveča in hitrost povratne reakcije v začetnem trenutku ne bo spremenjena. Ravnotežje bo moteno. Nato se bo koncentracija začetnih snovi začela zmanjševati, koncentracija reakcijskih produktov pa naraščati, kar se bo nadaljevalo, dokler se ne vzpostavi novo ravnovesje. V takih primerih pravijo, da se ravnotežje premakne v smeri tvorbe reakcijskih produktov ali v desno.
Na enak način utemeljite, sami določite, kje se bo spremenilo ravnotežje, če povečate koncentracijo snovi C; zmanjša koncentracijo snovi D.
S spreminjanjem koncentracije komponent je mogoče ravnotežje premakniti v želeno smer, povečati ali zmanjšati donos reakcijskih produktov; iskanje popolnejše uporabe vhodnih materialov ali, nasprotno
Za dokončanje druge naloge ne pozabite, da se bo neposredna reakcija nadaljevala, dokler se ne konča ena od komponent A ali B. Iz reakcijske enačbe je razvidno, da reagenti reagirajo v ekvimolarnih * količinah, poleg tega so njihove koncentracije enake glede na pogoj problema. Zato snovi A in B, ki vstopijo v reakcijo, hkrati zmanjka. Iz reakcijske enačbe je razvidno tudi, da ob pretvorbi enega mola snovi A nastaneta dva mola snovi C in en mol snovi D. Zato jih bo nekaj več dodanih količini snovi C in D, ki je že v sistemu. Po preprostem izračunu dobimo želeni rezultat:
[A] \u003d [B] \u003d 0 mol / L; [C] \u003d 2 +2 \u003d 4 mol / L; [D] \u003d 2 +1 \u003d 3 mol / l
Za tretjo nalogo izvedite podobno obrazložitev, pri čemer ne pozabite, da snovi C in D reagirata v razmerju 2: 1, izračun pa je treba izvesti glede na količino snovi, ki ji primanjkuje (določite to snov). Naredite izračune in dobite rezultat:
[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
Konstanta ravnotežja reakcije A + B C + D je enaka enotnosti. Začetna koncentracija [A] o \u003d 0,02 mol / l. Koliko odstotkov snovi A se bo pretvorilo, če je začetna koncentracija [B] o enaka 0,02; 0,1; 0,2?
Označimo ravnotežno koncentracijo snovi A z x in zapišemo izraz za ravnotežno konstanto. Ravnotežna koncentracija snovi B bo prav tako enaka x. Koncentracije reakcijskih produktov (C in D) bodo enake med seboj in enake 0,02-x. (To pokažite z uporabo reakcijske enačbe.)
Zapišimo izraz za ravnotežno konstanto.
Krawn. \u003d (0,02 - x) (0,02 - x) / x2 \u003d 1
Rešujemo enačbo za x, dobimo rezultat: x \u003d 0,01. Posledično je bila v prvem primeru pretvorjena polovica snovi A (ali 50%).
V drugem primeru bo ravnotežna konstanta enaka
Krawn. \u003d (0,02 - x) (0,02 - x) / (0,1- (0,02 - x)) \u003d 1
Ta izraz dobite sami in po rešitvi enačbe preverite dobljeni rezultat (x \u003d 0,003). Zato je v reakcijo vstopilo (0,02 - 0,003) mol snovi A, kar je 83,5%.
Za tretji primer sami rešite težavo in rešite tudi isti problem, pri čemer x označite količino snovi, ki je reagirala.
Iz dobljenih rezultatov lahko sklepamo na pomemben zaključek. Da bi povečali delež snovi, ki reagira s konstantno ravnotežno konstanto, je treba povečati količino drugega reagenta v sistemu. Podoben problem se pojavi na primer pri odstranjevanju kemičnih odpadkov.
Ko se temperatura dvigne, se bo stopnja tako neposredne kot povratne reakcije povečala, če pa je reakcija endotermna (ΔH\u003e 0), se bo hitrost neposredne reakcije povečala močneje kot hitrost povratne reakcije in ravnotežje se bo premaknilo proti nastanku produktov ali v desno. Z negativnim toplotnim učinkom neposredne reakcije (eksotermna reakcija) se bo stopnja povratne reakcije močneje povečala in ravnotežje se bo premaknilo v levo.
Preučite sami vse možne primere premika ravnotežja z zniževanjem temperature.
Slika 5 kaže, da je razlika E "a - E" a enaka? H reakcije, kar pomeni, da je vrednost ravnotežne konstante odvisna od velikosti toplotnega učinka reakcije, tj. ali je reakcija endo- ali eksotermna.
Konstanta ravnotežja neke reakcije pri 293 ° K je 5 10-3, pri 1000 ° K pa 2 10-6. Kakšen je znak toplotnega učinka te reakcije?
Iz trditve o problemu izhaja, da se ravnotežna konstanta z naraščanjem temperature zmanjšuje. Uporabljamo izraz (22) in vidimo, kakšen naj bo znak reakcije DH, da se konstanta zmanjša.
Ekv. je predstavljena z eksponentno funkcijo, katere vrednost pada s padajočim argumentom, v našem primeru - vrednost izraza DH / RT. Da se vrednost argumenta zmanjša, mora biti vrednost HH negativna. Zato je obravnavana reakcija eksotermna.
Spremembe tlaka opazno vplivajo na stanje sistemov, ki vključujejo plinaste komponente. V tem primeru se v skladu s plinskimi zakoni zgodi sprememba prostornine sistema, kar vodi do spremembe koncentracije plinastih snovi (ali njihovih delnih tlakov). Torej, z naraščajočim tlakom se bo prostornina zmanjšala, koncentracija plinastih snovi pa se bo povečala. Kot že vemo, povečanje koncentracije vodi do premika ravnotežja k porabi reagenta, kar je povečalo njegovo koncentracijo. V tem primeru ga je mogoče oblikovati nekoliko drugače. ? Z naraščajočim pritiskom se ravnotežje premakne proti manjši količini plinastih snovi ali, bolj preprosto, k zmanjšanju števila molekul plinastih snovi. Koncentracija trdnih in tekočih snovi se od tlaka ne spreminja.
Razmislite klasičen primer sinteza amoniaka iz dušika in vodika
3H2 + N2 - 2NH3, (DH< 0).
Ker je sistem sestavljen samo iz plinastih snovi in \u200b\u200bko nastane amoniak, se število molekul zmanjša, potem se s povečanjem tlaka ravnotežje premakne v desno, proti večjemu izkoristku amoniaka. Zato se industrijska sinteza amoniaka izvaja pri povišanem tlaku.
Predlagajte temperaturne pogoje za sintezo amoniaka sami, pri čemer poznate toplotni učinek reakcije in glede na največji donos izdelka. Kako so ti pogoji povezani s kinetičnimi dejavniki procesa?
Kako bo povišanje tlaka vplivalo na ravnotežje naslednjih reakcij?
zaviralec katalizatorja kemijske kinetike
CaCO3 (c.) - CaO (c.) + CO2 (g.);
4Fe (c.) + 3O2 (g.) - 2Fe2O3 (c.).
V prvi reakciji je plinasten le ogljikov dioksid CO2, zato se bo s povišanjem tlaka ravnotežje premaknilo v levo, v smeri zmanjšanja količine plinaste snovi.
Razmislite o drugem primeru sami.
Kako naj se tlak v teh reakcijah spremeni, da se doseže večji donos proizvoda?
Vse primere spremembe stanja ravnotežnega sistema pod zunanjimi vplivi lahko posplošimo z oblikovanjem Le Chatelierjevega načela:
Če se na sistem izvaja zunanji vpliv v stanju ravnotežja, se ravnovesje premakne v smeri, ki oslabi učinek zunanjega vpliva.
Preverite, ali načelo Le Chatelierja velja v vseh zgoraj obravnavanih primerih.
Navedite si primere premika ravnotežij, ko se zunanji pogoji spremenijo, in jih obrazložite na podlagi Le Chatelierjevega načela.
Torej smo obravnavali glavna vprašanja, povezana z vzorci toka kemijske reakcije... Poznavanje teh vzorcev bo lahko smiselno vplivalo na pogoje za izvajanje določenih procesov, da bi dosegli optimalen rezultat.
Vprašanja za samokontrolo
- 1. Katere reakcije imenujemo reverzibilne?
- 2. Kako in zakaj se sčasoma spreminjajo stopnje neposrednih in povratnih reakcij?
- 3. Kaj imenujemo kemijsko ravnovesje?
- 4. Kakšna vrednost kvantitativno označuje kemijsko ravnovesje?
- 5. Kaj določa vrednost ravnotežne konstante: koncentracija reakcijskih snovi; narava reaktantov; skupni tlak; temperatura; prisotnost katalizatorja?
- 6. Katere so značilnosti resničnega kemičnega ravnovesja?
- 7. Kakšna je razlika med lažnim kemijskim ravnovesjem in resničnim ravnovesjem?
- 8. Dajte formulacijo Le Chatelierjevega načela.
- 9. Oblikujte posledice načela Le Chatelierja.
9.5. Reverzibilnost kemičnih reakcij. Kemijsko ravnovesje
Razmislite o endotermni reakciji
H2 (g) + I2 (g) \u003d 2HI (g) - V . (1)
V reaktorju (v tem primeru v kakšni zaprti posodi) zmešajte vodik in jodno paro, segreto na primer na 450 ° C. Za enostavnost izračunov predpostavimo, da so bile koncentracije izhodnih snovi enake in enake enemu molu na liter, to je iz(H2) \u003d 1 mol / L in iz(I 2) \u003d 1 mol / l
Kljub negativnemu toplotnemu učinku bosta vodik in jod začela reagirati med seboj in tvoriti vodikov jodid. Posledično v tej reakciji faktor entropije "vleče". V mešanici treh plinov (H2, I2 in HI) je namreč vrstni red manjši kot v mešanici dveh plinov (H2 in I2). Eksperimentalno lahko to reakcijo zaznamo z merjenjem koncentracij vpletenih snovi. Takoj po mešanju se bodo koncentracije joda in vodika začele zmanjševati, v reaktorju pa se bo pojavil vodikov jodid, katerega koncentracija se bo postopoma povečevala.
Ali se lahko ta reakcija konča do konca? Se pravi, lahko vse ali molekule joda in vodika reagirajo med seboj in tvorijo molekule vodikovega jodida?
Verjetno ne. Ko se bo reakcija nadaljevala, se bodo molekule vodikovega jodida kopičile v reaktorju in molekuli joda in vodika bodo izginili. Na koncu reakcije bi moral biti plin čisti vodikov jodid. Toda v sistemu, sestavljenem samo iz molekul enega plina, je vrstni red veliko večji (in entropija manjša) kot v mešanici plinov. Faktor entropije bo "potegnil" v nasprotno smer. In energijski faktor tu ne bo pomagal - toplotni učinek začetne reakcije je negativen.
Dejansko smo po približno 1,5 ure ugotovili, da se koncentracije vseh treh plinov v reaktorju niso več spreminjale in so imele naslednje vrednosti: iz(H2) \u003d 0,22 mol / l; iz(I 2) \u003d 0,22 mol / L in iz(HI) \u003d 1,56 mol / L (glej sliko 9.2 a).
Če zdaj v isti reaktor pri isti temperaturi damo toliko čistega vodikovega jodida, da je njegova koncentracija enaka 2 mol / l, se začne reakcija, ki se je začela
2HI (g) \u003d H2 (g) + I2 (g) + V (2)
tudi ne bo prišel do konca (zakaj?). Po čakanju, da se sprememba koncentracije ustavi, bomo videli, da so se koncentracije plinov v reaktorju izkazale za enake kot v prejšnjem primeru (glej sliko 9.2 b).
Dve reakciji, ki smo jih obravnavali (1 in 2), lahko predstavimo kot en proces, v katerem reakcije potekajo v različnih smereh. Običajno se ena izmed njih imenuje smer naprej (od leve proti desni po reakcijski enačbi), druga pa obratna smer (od desne proti levi po reakcijski enačbi). Ustrezne reakcije se imenujejo naravnostin vzvratnoreakcije, celoten postopek pa je reverzibilen proces oz reverzibilna reakcija.
Tako je reakcija vodika z jodom reverzibilna.
V enačbah reverzibilnih reakcij je namesto enačbe postavljen znak reverzibilnosti - "B", na primer:
Stanje, v katerem v reverzibilni reakciji koncentracije snovi, ki sodelujejo v tej reakciji, ostanejo nespremenjene, se imenuje stanje kemijsko ravnovesje.
V ravnotežnem stanju molekule ne prenehajo trčiti in interakcija med njimi se ne ustavi, vendar koncentracije snovi ostajajo nespremenjene. Te koncentracije imenujemo ravnotežje.
| Ravnotežna koncentracija - koncentracija snovi, ki sodeluje v reverzibilni kemični reakciji, ki je dosegla stanje ravnotežja. |
Ravnotežna koncentracija je označena s formulo snovi v oglatih oklepajih, na primer:
z ravnotežjem (Н 2) \u003d oz iz ravnotežje (HI) \u003d.
Kot katera koli druga koncentracija se tudi ravnotežna koncentracija meri v molih na liter.
Če bi v primerih, ki smo jih obravnavali, vzeli druge koncentracije izhodnih snovi, potem bi po doseganju ravnotežja prejeli druge vrednosti ravnotežnih koncentracij. Te nove vrednosti (označite jih z zvezdicami) bodo povezane s starimi na naslednji način:
.
V splošnem primeru za reverzibilno reakcijo
aA + bB dD + fF
v ravnotežnem stanju pri konstantni temperaturi razmerje
To razmerje se imenuje zakon množičnega delovanja, ki je formuliran na naslednji način:
pri konstantni temperaturi je razmerje med produktom ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov, vzetih v močeh, enakih njihovim koeficientom, in zmnožkom ravnotežnih koncentracij izhodnih snovi, vzetih z močmi, enakimi njihovim koeficientom, konstantna vrednost.
Konstantna vrednost ( K C) je poklican ravnotežna konstanta ta reakcija. "C" v tej količini pomeni, da so bile za izračun konstant uporabljene koncentracije.
Če je ravnotežna konstanta velika, se ravnovesje premakne proti produktom neposredne reakcije, če je majhna, pa k začetnim snovem. Če je ravnotežna konstanta zelo velika, potem pravijo, da je reakcija " praktično nepovratno ", če je ravnotežna konstanta zelo majhna, potem reakcija " praktično ne gre ".
Konstanta ravnotežja - za vsako reverzibilno reakcijo je vrednost konstantna samo pri konstantni temperaturi. Za isto reakcijo pri različnih temperaturah ima ravnotežna konstanta različne vrednosti.
Zgornji izraz za zakon množičnega delovanja velja le za reakcije, pri katerih so vsi udeleženci bodisi plini bodisi topljene snovi. V drugih primerih se enačba za ravnotežno konstanto nekoliko spremeni.
Na primer v reverzibilni reakciji, ki poteka pri visoki temperaturi
C (gr) + CO 2 2CO (g)
vključen je trdni grafit C (gr). Formalno z uporabo zakona množičnega delovanja zapišemo izraz za ravnotežno konstanto te reakcije in jo označimo TO ":
Trden grafit, ki leži na dnu reaktorja, reagira le s površine in njegova "koncentracija" ni odvisna od mase grafita in je konstantna pri katerem koli razmerju snovi v mešanici plinov.
Desno in levo stran enačbe pomnožimo s to konstanto:
Nastala vrednost je ravnotežna konstanta te reakcije:
Podobno za ravnovesje druge reverzibilne reakcije, ki se prav tako pojavi pri visoki temperaturi,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
dobimo ravnotežno konstanto
K C \u003d.
V tem primeru je preprosto enaka ravnotežni koncentraciji ogljikovega dioksida.
Z meroslovnega vidika ravnotežna konstanta ni ena fizikalna veličina. To je skupina količin z različnimi merskimi enotami, odvisno od specifičnega izraza konstante glede na ravnotežne koncentracije. Na primer, za reverzibilno reakcijo grafita z ogljikovim dioksidom [ K c] \u003d 1 mol / L, enaka merska enota in ravnotežna konstanta za reakcijo termične razgradnje kalcijevega karbonata, ravnotežna konstanta za sintezo vodikovega jodida pa je brezdimenzijska vrednost. Na splošno [ K c] \u003d 1 (mol / l) n .
OBRATNI REAKCIJA, RAVNOTEŽJA OBRATNEGA REAKCIJE, RAVNOTEŽNE KONCENTRACIJE, ZAKON UČINKOVITIH MAS ZA KEMIJSKO RAVNOTEŽJE.
1. Zakaj kemijsko ravnovesje imenujemo "dinamično" ravnotežje? Katere druge primere dinamičnega ravnovesja poznate?
2. Naredi enačbe reakcij za sintezo vode in amoniaka iz preprostih snovi. Zapišite izraze za ravnotežne konstante teh reakcij.
3. Sestavite izraze za ravnotežne konstante naslednjih reverzibilnih kemičnih reakcij:
a) 2NO (d) + O2 (d) 2NO 2 (d); b) 4HCl (d) + O2 (d) 2H20 (d) + 2Cl2 (d);
c) PCI3 (d) + Cl2 (d) PCI5 (d); d) 3Fe (cr) + 4H2O (g) Fe3O4 (cr) + 4H2 (g);
e) CH 4 (d) + I 2 (d) CH 3 I (cr) + HI (d).
4. Pod določenimi pogoji je bilo vzpostavljeno ravnovesje v sistemu pri koncentraciji vodika, joda in vodikovega jodida 0,25 mol / l; 0,05 mol / l oziroma 0,90 mol / l. Izračunajte ravnotežno konstanto za to reakcijo in določite začetne koncentracije vodika in joda.
5. Konstanta ravnotežja reverzibilne reakcije
H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g)
pri sobni temperaturi je približno 1015. Na podlagi tega, kaj lahko rečemo o tej reakciji?
9.6. Kemični premik ravnotežja. Načelo Le Chatelierja
Ker so skoraj vse reakcije do te ali druge stopnje reverzibilne, se v industriji in laboratorijski praksi pojavita dve težavi: kako dobiti produkt "uporabne" reakcije z največjim donosom in kako zmanjšati donos produktov "škodljive" reakcije. V obeh primerih je treba ravnotežje premakniti bodisi proti reakcijskim produktom bodisi k izhodnim snovem. Če se želite naučiti, kako to storiti, morate vedeti, od česa je odvisen ravnotežni položaj katere koli reverzibilne reakcije.
Položaj ravnotežja je odvisen od:
1) na vrednost ravnotežne konstante (to je na naravo reakcijskih snovi in \u200b\u200btemperaturo),
2) o koncentraciji snovi, ki sodelujejo v reakciji, in
3) od tlaka (za plinske sisteme je sorazmeren s koncentracijo snovi).
Za kvalitativno oceno učinka vseh teh zelo različnih dejavnikov na kemijsko ravnovesje se uporablja univerzalna narava. načelo Le Chatelier (Francoski fizikalni kemik in metalurg Henri Louis Le Chatelier jo je oblikoval leta 1884), kar velja za vse ravnotežne sisteme, ne samo kemične.
Če na sistem v ravnovesju vplivamo od zunaj, se ravnotežje v sistemu premakne v smeri, v kateri je ta vpliv delno kompenziran.
Kot primer vpliva na ravnotežni položaj koncentracij snovi, ki sodelujejo v reakciji, si oglejmo že znano reverzibilno reakcijo pridobivanja vodikovega jodida
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).
Po zakonu množičnega delovanja v stanju ravnotežja
.
Naj se vzpostavi ravnotežje v reaktorju s prostornino 1 liter pri določeni konstantni temperaturi, pri kateri so koncentracije vseh udeležencev reakcije enake in enake 1 mol / L (\u003d 1 mol / L; \u003d 1 mol / L; \u003d 1 mol / L). Zato pri tej temperaturi K C \u003d 1. Ker je prostornina reaktorja 1 liter, n(H2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol in n(HI) \u003d 1 mol. V času t 1 v reaktor vnesemo še 1 mol HI, njegova koncentracija bo enaka 2 mol / l. Ampak da K C koncentracije vodika in joda povečale, kar je mogoče le zaradi razgradnje dela vodikovega jodida po enačbi
2HI (g) \u003d H2 (g) + I2 (g).
Naj do trenutka doseganja novega ravnotežnega stanja t 2 razpade x mol HI in zato dodatnih 0,5 x mol H2 in I2. Nove ravnotežne koncentracije udeležencev reakcije: \u003d (1 + 0,5 x) mol / l; \u003d (1 + 0,5 x) mol / l; \u003d (2 - x) mol / l Z nadomestitvijo številskih vrednosti količin v izraz zakona masnega delovanja dobimo enačbo
Od kod x \u003d 0,667. Torej \u003d 1,333 mol / l; \u003d 1,333 mol / l; \u003d 1,333 mol / l.
Vse te spremembe koncentracije so jasno prikazane na sliki 9.3. a.
Zaradi vnosa dodatnega dela HI v reaktor se je ravnotežje v sistemu porušilo in premaknilo v smeri tvorbe vhodnih snovi (H2 in I2). V tem primeru gre za nasprotno reakcijo. Posledično se je ravnotežje premaknilo proti nasprotni reakciji ("v levo").
Če v isti reaktor vnesemo 1 mol vodika pod enakimi pogoji, se bo ravnotežje premaknilo v smer, v kateri bo reagiral vodik, njegova koncentracija pa se bo zaradi tega zmanjšala, koncentracija HI pa se bo povečala. To se zgodi v neposredni reakciji, zato se ravnovesje zdaj premakne proti neposredni reakciji ("v desno"). V tem primeru je enostavno izračunati nove ravnotežne koncentracije: \u003d 1,865 mol / l; \u003d 0,865 mol / l; \u003d 1,270 mol / l (glej sliko 9.3 b).
V to smer, vnos ene od snovi, ki sodelujejo v reakciji, v sistem vodi do premika ravnotežja v smeri, v kateri se ta snov porablja.
Kot primer vpliva temperature na ravnotežni položaj si oglejmo reverzibilno reakcijo sinteze amoniaka N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g).
Neposredna reakcija je tu eksotermna: N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g) + Q,
in zato je obratna reakcija endotermna: 2NH 3 (g) \u003d N 2 (g) + 3H 2 (g) - Q.
Toplota nastane v neposredni reakciji. Če moramo ravnotežje premakniti v desno, torej v smeri neposredne reakcije, potem naj sproščanje toplote postane "odziv" sistema na zunanji vpliv, in sicer za odstranjevanje toplote. In z odstranjevanjem toplote znižamo temperaturo v reaktorju.
Nasprotno, če segrejemo reakcijsko zmes, to je dovajamo toploto, bo "odziv" sistema absorpcija toplote, ki lahko nastopi šele, ko se ravnotežje premakne "v levo".
V to smer, pri segrevanju se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, pri ohlajanju pa obratno.
Seveda lahko v tem sistemu ravnotežje spremenimo tudi s spreminjanjem koncentracij snovi, ki sodelujejo v reakciji. A poglejmo, kako se bo ravnotežje v tem sistemu spremenilo, če bo tlak povečan. Po principu Le Chatelierja bi se moralo ravnotežje premakniti v smeri, ki kompenzira zunanji vpliv, torej v smeri reakcije, pri kateri se skupni tlak s konstantno prostornino zmanjšuje. To je mogoče le, če se skupno število molekul v sistemu zmanjša. Skupno število molekul se v neposredni reakciji zmanjša, zato se bo ravnotežje premaknilo k nastanku amoniaka. Nasprotno pa se bo z znižanjem tlaka ravnotežje premaknilo v smeri tvorbe dušika in vodika.
PREMIK KEMIJSKEGA BILANCA, NAČELO LE CHATELIER.
(1) Redukcija železovega (III) oksida z vodikom pri segrevanju se nanaša na reverzibilne reakcije. Zakaj lahko železo popolnoma reduciramo z izvajanjem reakcije v toku vodika? 2. Kako bo a) zvišanje temperature, b) zvišanje tlaka, c) zmanjšanje koncentracije ogljikovega dioksida vplivalo na ravnovesje v sistemu
2CO (g) + О 2 (g) 2CO 2 (g) + Q?
3. Za vsako od naslednjih reverzibilnih reakcij zapišite izraz za ravnotežno konstanto in naštejte vse načine za premik ravnotežja v desno:
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) S02 (g) + O2 (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) + CO 2 (g) + 17 kJ.
9.7. Hitrost kemijske reakcije. Mehanizem reakcije
Možnost nadaljevanja reakcije je odvisna od faktorjev energije in entropije. Če je reakcija mogoča, lahko poteka hitro (včasih celo prehitro - z eksplozijo) ali počasi (včasih celo tako počasi, da je ne opazimo). Ampak vseeno se lahko pogovarjava hitrost kemične reakcije.Kakor hitrost telesa označuje hitrost gibanja tega telesa, tako tudi reakcijska hitrost označuje intenzivnost reakcije, ki prikazuje, koliko delcev je reagiralo na enoto časa na enoto prostornine reaktorja. Za udobje se namesto števila delcev vzame količina snovi, razmerje med količino snovi in \u200b\u200bprostornino sistema pa je koncentracija dane snovi.
Hitrost kemijske reakcije se izračuna ob upoštevanju koeficienta pred formulo dane snovi v reakcijski enačbi ( b B).
Ta opredelitev velja samo za reakcije, ki potekajo v tekoči ali plinski fazi.
kje v - hitrost kemične reakcije,
iz B \u003d iz 2 (B) - iz 1 (B) - sprememba koncentracije snovi B ( c 1 - začetna vrednost, c 2 - vrednost končne koncentracije),
t = t 2 - t 1 - časovni interval ( t 1 - začetna vrednost, t 2 - končni čas).
[v] \u003d mol / (l. s).
Naloga
V reakciji H2 + I2 \u003d 2HI se je koncentracija vodika v 2 sekundah spremenila z 0,1 mol / l na 0,05 mol / l. Določite hitrost reakcije.
Sklep
Odgovor: v \u003d 0,025 mol / (l. S).
Naloga
V reakciji 2CO + O2 \u003d 2CO2 je pod določenimi pogoji hitrost 0,5 mol / (lCh s). V nekem trenutku iz 1 (CO 2) \u003d 2 mol / l. Kolikšna bo koncentracija ogljikovega dioksida v treh sekundah?
Sklep
Odgovor: iz 2 (CO 2) \u003d 5 mol / l.
Če so reakcijske snovi plinaste, potem lahko reakcijske produkte dobimo šele, ko molekule začetnih snovi trčijo. Več kot je takih trkov, hitrejša je reakcija. Število trkov je sorazmerno s koncentracijami vhodnih snovi. Posledično bo hitrost reakcije A + B \u003d D (vse snovi plinaste) izražena z enačbo ( zakon masnega delovanja za hitrost reakcije):
v \u003d kc A c B
kje k je konstanta hitrosti reakcije in iz In iz B - koncentracija snovi A in B.
Povišanje tlaka v reaktorju vodi do sorazmernega povečanja vseh koncentracij, zato se s povečanjem tlaka hitrost reakcije poveča.
Vsako trčenje molekul ne vodi do njihove interakcije. Učinkoviti so le dovolj močni trki. Sila trkov je sorazmerna s kinetično energijo molekul, ki narašča z naraščanjem temperature. Posledično se tudi reakcijska hitrost povečuje z naraščanjem temperature.
Za številne reakcije lahko spremembo hitrosti v odvisnosti od temperature ocenimo z uporabo približne enačbe, ki jo je predlagal nizozemski kemik Jacob Van't Hoff (1852 - 1911):
kje v 1 - hitrost reakcije pri temperaturi T 1 , v 2 - hitrost reakcije pri temperaturi T 2, g pa je t.i. temperaturni koeficient reakcija, ki se pri različnih reakcijah razlikuje, vendar običajno ima vrednosti od 2 do 4.
Tako v plinih kot tekočinah lahko hkrati trčita le dva delca (slika 9.4 a). Trojni vpliv je zelo malo verjeten (slika 9.4 b).
Zato večina reakcij, včasih izraženih z zelo zapletenimi enačbami, poteka v več fazah, za vsako od njih pa so potrebni le dvojni trki. Če je eksperimentalno mogoče ugotoviti, na katerih stopnjah se tvori ta ali druga reakcija, potem pravijo, da je za to reakcijo znana mehanizem.
| Mehanizem reakcije - skupnost vseh stopenj te reakcije. |
Na primer, reakcijski mehanizem 4HBr + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Br 2, ki se pojavi v plinski fazi pri temperaturi približno 500 ° C, vključuje tri stopnje:
HBr + O2 \u003d HOOBr;
HOOBr + HBr \u003d 2HOBr;
HOBr + HBr \u003d H2O + Br2.
Hitrost teh reakcij je različna in celotna hitrost celotne reakcije je odvisna od hitrosti
najpočasnejša od teh faz (v tem primeru prva).
Praktično je pomembno, da je po enačbi celotne reakcije nemogoče določiti
mehanizem te reakcije. Na primer, reakcija H2 (g) + I2 (g) \u003d 2HI (g) preprosto,to pomeni, da poteka v eni fazi, vendar na videz povsem podobna reakcija
H2 (g) + Cl2 (g) \u003d 2HCl (g)
zapleten, ki v več fazah poteka z verižnim mehanizmom:
Cl 2 \u003d Cl + Cl (ko je ogrevan ali osvetljen)
Cl + H2 \u003d HCl + H
H + Cl2 \u003d HCl + Cl
itd.
Obstajajo tudi drugi reakcijski mehanizmi, nekatere pa boste pozneje spoznali.
Hitrosti reakcij in njihove mehanizme preučuje veja fizikalne kemije, imenovana "kemična kinetika".
Torej je hitrost kemične reakcije, pri kateri sodelujejo le plinaste snovi (to je "plinasta raztopina"), odvisna od
1) glede temperature,
2) na koncentracijo snovi, ki sodelujejo v reakciji, in posledično na
3) od pritiska.
Hitrosti reakcij, ki potekajo v tekočih raztopinah, praktično niso odvisne od tlaka.
Če reakcijske snovi med seboj ne tvorijo raztopine (tekočine ali plina), potem reakcija poteka le na kontaktni površini teh snovi. Hitrost te reakcije je odvisna od površine te površine. Deščice namreč gorijo hitreje kot hlodi in leseni prah, pomešan z zrakom, včasih celo eksplodira. Tako je hitrost teh reakcij odvisna
1) od temperature;
2) o koncentraciji reagentov v določeni raztopini;
3) od tlaka (če v reakcijo sodelujejo plini) in
4) s površine kontaktne površine reagentov.
STOPNJA KEMIJSKE REAKCIJE; ZAKON VELJAVNIH MAS ZA KEMIJSKO REAKCIJO; ENOTA VANT-HOFFA; MEHANIZEM REAKCIJE; DEJAVNIKI, KI VPLIVAJO NA HITROST REAKCIJE
1. Navedite tri primere hitrih in počasnih reakcij, ki jih poznate.
2. V reakciji A + B \u003d 2C + D, ki se pojavi v plinski fazi, se je koncentracija snovi C v 5 sekundah povečala z 10 na 15 mol / l. Določite povprečno hitrost te reakcije v določenem časovnem obdobju. Zakaj v izjavi o problemu prihaja povprečna hitrost, ne samo reakcijska hitrost?
(3) Pri sintezi amoniaka iz dušika in vodika pod določenimi pogoji je bilo ugotovljeno, da je reakcijska hitrost 15 mol / (l. S). V koliko sekundah se bo koncentracija vodika v reaktorju zmanjšala za polovico pri začetni koncentraciji 10 mol / l?
4. Če košček natrija vržemo v vodo, bo reakcija potekala zelo hitro. Predlagajte načine, kako a) pospešiti to reakcijo, b) upočasniti.
9.8. Aktivacijska energija. Katalizatorji
Mnoge, tudi zelo hitre reakcije, ne nadaljujejo s preprostim stikom reagentov. Na primer, mešanica vodika s kisikom lahko zelo dolgo ostane na sobni temperaturi, ne da bi se spreminjala. Toda nanj je treba prinesti zgorelo vžigalico in reakcija začne potekati zelo hitro, pogosto z eksplozijo (zato mešanico vodika in kisika v volumskem razmerju 2: 1 imenujemo celo "detonirajoči plin"). Kakšen je razlog?
Rekli smo že, da do njihove interakcije ne vodi noben trk molekul ali drugih kemičnih delcev, temveč le učinkovita, torej tista trčenja delcev, katerih skupna energija je večja od določene vrednosti. Ta "prag" energije se imenuje aktivacijska energijata reakcija.
Fizični pomen aktivacijske energije postane jasen, če upoštevamo grafe sprememb energije delcev med reakcijo, prikazane na sl. 9.5.
Levi graf ustreza eksotermni reakciji, desni pa endotermni. Na teh lestvicah E 1 - povprečna energija molekul izhodnih snovi, E 2 - povprečna energija molekul reakcijskih produktov, E а - aktivacijska energija, а ± V - toplotni učinek reakcije.
Če je aktivacijska energija nizka, bodo v začetnih snoveh vedno molekule, ki lahko premagajo "energijsko pregrado" in se spremenijo v molekule reakcijskih produktov. Če je aktivacijska energija velika, se takšne molekule morda ne bodo pojavile v reaktorju. Torej, nižja je aktivacijska energija, večja je hitrost reakcije, pri drugih pogojih.
V praksi so pogosto primeri, ko je treba izvesti reakcijo, katere aktivacijska energija je zelo velika. Hitrost takšne reakcije je naravno zelo majhna ali praktično enaka nič. Če je hkrati nemogoče močno segreti reakcijsko mešanico (na primer ob takšnem segrevanju se razpade izhodna snov ali pa se ravnotežje premakne proti izhodiščni snovi), je treba za pridobitev želene snovi iti "mimo".
Katalizatorji se uporabljajo za več kot le pospeševanje kemični procesi... Če je med reagenti možnih več reakcij, lahko z uporabo katalizatorja izvedemo praktično samo tisti, ki je potreben.
Zmanjšanje aktivacijske energije, katalizator pospešuje reakcije naprej in nazaj, zato ga ni mogoče uporabiti za premik ravnotežja.
ENERGIJA AKTIVACIJE, KATALITIČNA REAKCIJA, KATALIZATOR.
1. Zakaj se hitrost večine kemičnih reakcij v normalnih pogojih sčasoma zmanjšuje? Ali je mogoče reakcijo izvesti tako, da ostane njena hitrost konstantna? Kaj moram storiti?
2. Ali se bo hitrost reakcije joda z vodikom spremenila, če se v reakcijsko zmes vnese argon? Pojasnite odgovor.
3. Kako se bo spremenila hitrost reakcije A + B \u003d C, ki se v plinski fazi pojavi v eni fazi, če je a) koncentracija snovi A podvojena; b) zmanjšati koncentracijo snovi B za 2-krat; c) povečati koncentracijo vsake od teh snovi za dvakrat; d) zmanjšati koncentracijo snovi A za 2-krat in koncentracijo snovi B za 2-krat; e) podvojiti tlak v reaktorju?
(4) V mešanici vodika in kisika pri sobni temperaturi se volumski deleži plinov ne spreminjajo v nedogled. Ali lahko domnevamo, da je bilo v tej mešanici vzpostavljeno kemijsko ravnovesje?
(5) V temperaturnem območju od 30 do 80 ° C se je hitrost nekaterih reakcij podvojila s segrevanjem na vsakih 10 ° C. Ugotovite, kolikokrat se bo hitrost te reakcije povečala s povišanjem temperature s 35 na 55 ° C.
6. Zakaj mislite, da je pokvarljiva hrana v hladilniku?
9.9. Elektroliza
S preučevanjem prejšnjih odstavkov tega poglavja ste se seznanili s pravilnostjo poteka tistih reakcij, ki potekajo spontano ("same od sebe", brez stalnega dodatnega vpliva od zunaj). Vse te reakcije težijo k stanju ravnotežja, ki ga določa kombinacija energijskih in entropijskih dejavnikov. V nekaterih primerih pa se lahko izvedejo reakcije, katerih spontani potek je nemogoč. Primer takšnih reakcij so reakcije elektroliza.
Če so kovinske plošče nameščene na nasprotnih površinah kristala natrijevega klorida, jih prek ampermetra priključite na vir električne napetosti in zaprete vezje, potem v tokokrogu ne bo električnega toka - kristalni natrijev klorid je dielektrik, to je snov, ki ne prevaja električnega toka. Kationi in anioni v ionskem kristalu so tesno povezani z ionskimi vezmi (elektrostatične sile) in se ne morejo prosto gibati.
Če so iste plošče potopljene v talino natrijevega klorida (("izpraznjene"), nastanejo atomi natrija:
Samo besedo "elektroliza" lahko prevedemo kot "razkroj z elektriko".
Vse ionske spojine (oksidi, hidroksidi, soli) lahko podvržemo elektrolizi, če se talijo brez razgradnje.
Tudi ionske spojine, ki vsebujejo kompleksne ione, so podvržene elektrolizi, vendar pride do veliko bolj zapletenih procesov.
Premični ioni niso prisotni samo v talinah ionskih spojin, temveč tudi v njihovih raztopinah (glej poglavje XI) in celo v nekaterih trdnih snoveh. V teh kemičnih sistemih so možne tudi elektrolitske reakcije.
ELEKTROLIZA, KATODA, ANODA.
Katero od naslednjih snovi je mogoče elektrolizirati: BaCl 2, SiO 2, Na 2 S, Al 2 O 3, NaOH, H 2 SO 4, Cu (OH) 2, CaCO 3?
Navedite razloge, zakaj mu druge snovi niso izpostavljene.
2. Sestavite elektronske enačbe polovičnih reakcij in kemijske enačbe elektrolize snovi, ki ste jih izbrali.
1. Primeri reakcij povezave, razgradnje, substitucije in izmenjave.
2. Redoks reakcije.
