Die Untersuchung der Parameter des Systems, einschließlich der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte, ermöglicht es uns herauszufinden, welche Faktoren das chemische Gleichgewicht verschieben und zu den gewünschten Änderungen führen. Basierend auf den Schlussfolgerungen von Le Chatelier, Brown und anderen Wissenschaftlern über die Methoden zur Durchführung reversibler Reaktionen basieren industrielle Technologien, die es ermöglichen, Prozesse durchzuführen, die zuvor unmöglich erschienen, und wirtschaftliche Vorteile zu erzielen.

Vielzahl chemischer Prozesse

Entsprechend den Eigenschaften des thermischen Effekts werden viele Reaktionen als exotherm oder endotherm klassifiziert. Erstere gehen mit Wärmebildung einher, zB die Oxydation von Kohlenstoff, die Hydratation konzentrierter Schwefelsäure. Die zweite Art von Änderungen ist mit der Absorption von Wärmeenergie verbunden. Beispiele für endotherme Reaktionen: die Zersetzung von Calciumcarbonat unter Bildung von gelöschtem Kalk und Kohlendioxid, die Bildung von Wasserstoff und Kohlenstoff bei der thermischen Zersetzung von Methan. In den Gleichungen exo- und endothermer Prozesse muss der thermische Effekt angegeben werden. Bei Redoxreaktionen kommt es zur Umverteilung von Elektronen zwischen den Atomen der reagierenden Stoffe. Nach den Eigenschaften der Reaktanten und Produkte werden vier Arten von chemischen Prozessen unterschieden:

Zur Charakterisierung der Prozesse ist die Vollständigkeit des Zusammenspiels der reagierenden Verbindungen wichtig. Dieses Merkmal liegt der Unterteilung von Reaktionen in reversible und irreversible zugrunde.

Reversibilität von Reaktionen

Reversible Prozesse machen den Großteil der chemischen Phänomene aus. Die Bildung von Endprodukten aus Reaktanten ist eine direkte Reaktion. Umgekehrt werden die Ausgangsstoffe aus den Produkten ihrer Zersetzung oder Synthese gewonnen. In der reagierenden Mischung stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein, bei dem so viele Verbindungen entstehen, wie sich die Ausgangsmoleküle zersetzen. Bei reversiblen Prozessen werden anstelle des „=“-Zeichens zwischen den Edukten und Produkten die Symbole „↔“ oder „⇌“ verwendet. Pfeile können ungleich lang sein, was mit der Dominanz einer der Reaktionen verbunden ist. In chemischen Gleichungen können Aggregateigenschaften von Stoffen angegeben werden (g - Gase, w - Flüssigkeiten, m - Feststoffe). Wissenschaftlich fundierte Methoden zur Beeinflussung reversibler Prozesse sind von großer praktischer Bedeutung. Somit wurde die Herstellung von Ammoniak rentabel nach Schaffung von Bedingungen, die das Gleichgewicht in Richtung der Bildung des Zielprodukts verschieben: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Irreversible Phänomene führen zum Auftreten einer unlöslichen oder schwer löslichen Verbindung, der Bildung eines Gases, das die Reaktionssphäre verlässt. Diese Prozesse umfassen Ionenaustausch, Zersetzung von Substanzen.

Chemisches Gleichgewicht und Bedingungen für seine Verdrängung

Mehrere Faktoren beeinflussen die Eigenschaften der Vorwärts- und Rückwärtsprozesse. Eine davon ist die Zeit. Die Konzentration der für die Reaktion verwendeten Substanz nimmt allmählich ab und die Endverbindung nimmt zu. Die Reaktion der Vorwärtsrichtung wird immer langsamer, der Rückwärtsvorgang gewinnt an Geschwindigkeit. In einem bestimmten Intervall laufen zwei gegensätzliche Prozesse synchron ab. Die Wechselwirkung zwischen Substanzen tritt auf, aber die Konzentrationen ändern sich nicht. Der Grund ist das sich im System einstellende dynamische chemische Gleichgewicht. Ihre Aufbewahrung oder Änderung hängt ab von:

• Temperaturbedingungen;
• Verbindungskonzentrationen;
• Druck (für Gase).

Verschiebung im chemischen Gleichgewicht

1884 schlug A. L. Le Chatelier, ein herausragender Wissenschaftler aus Frankreich, eine Beschreibung vor, wie man ein System aus einem Zustand des dynamischen Gleichgewichts bringen kann. Die Methode basiert auf dem Prinzip, die Wirkung externer Faktoren zu nivellieren. Le Chatelier machte darauf aufmerksam, dass im reagierenden Gemisch Prozesse entstehen, die den Einfluss äußerer Kräfte kompensieren. Das von dem französischen Forscher formulierte Prinzip besagt, dass eine Änderung der Bedingungen in einem Gleichgewichtszustand den Verlauf einer Reaktion begünstigt, die einen äußeren Einfluss abschwächt. Die Gleichgewichtsverschiebung gehorcht dieser Regel, sie wird beobachtet, wenn sich die Zusammensetzung, die Temperaturbedingungen und der Druck ändern. Technologien, die auf Erkenntnissen von Wissenschaftlern basieren, werden in der Industrie eingesetzt. Viele chemische Prozesse, die als nicht praktikabel galten, werden mit Methoden der Gleichgewichtsverschiebung durchgeführt.

Einfluss der Konzentration

Eine Gleichgewichtsverschiebung tritt ein, wenn bestimmte Komponenten aus der Wechselwirkungszone entfernt oder zusätzliche Portionen eines Stoffes eingebracht werden. Die Entfernung von Produkten aus dem Reaktionsgemisch bewirkt in der Regel eine Beschleunigung ihrer Bildungsgeschwindigkeit, während die Zugabe von Stoffen dagegen zu ihrer überwiegenden Zersetzung führt. Bei der Veresterung wird Schwefelsäure zur Entwässerung verwendet. Beim Einbringen in die Reaktionskugel steigt die Ausbeute an Methylacetat: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Fügt man Sauerstoff hinzu, der mit Schwefeldioxid wechselwirkt, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht in Richtung der direkte Reaktion der Bildung von Schwefeltrioxid. Sauerstoff bindet an SO 3 -Moleküle, seine Konzentration nimmt ab, was mit der Regel von Le Chatelier für reversible Prozesse übereinstimmt.

Temperaturänderung

Prozesse, die mit der Aufnahme oder Abgabe von Wärme einhergehen, sind endo- und exotherm. Zur Verschiebung des Gleichgewichts wird eine Erwärmung oder Wärmeabfuhr aus dem Reaktionsgemisch verwendet. Eine Temperaturerhöhung wird von einer Erhöhung der Rate endothermer Phänomene begleitet, bei denen zusätzliche Energie absorbiert wird. Die Kühlung führt zu dem Vorteil exothermer Prozesse, die Wärme freisetzen. Bei der Wechselwirkung von Kohlendioxid mit Kohle kommt es beim Erhitzen zu einer Erhöhung der Monoxidkonzentration und beim Abkühlen zur überwiegenden Rußbildung: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Druckeinfluss

Die Druckänderung ist ein wichtiger Faktor für die Umsetzung von Gemischen, die gasförmige Verbindungen enthalten. Beachten Sie auch den Unterschied in den Volumina der Ausgangs- und resultierenden Substanzen. Eine Druckabnahme führt zu einem überwiegenden Auftreten von Phänomenen, bei denen das Gesamtvolumen aller Komponenten zunimmt. Die Druckerhöhung lenkt den Prozess in Richtung Volumenverringerung des Gesamtsystems. Dieses Muster wird bei der Reaktion der Ammoniakbildung beobachtet: 0,5 N 2 (g) + 1,5 H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Bei Reaktionen, die bei konstantem Volumen ablaufen, hat eine Druckänderung keinen Einfluss auf das chemische Gleichgewicht.

Optimale Bedingungen für die Durchführung des chemischen Prozesses

Die Schaffung von Bedingungen zur Verschiebung des Gleichgewichts bestimmt maßgeblich die Entwicklung moderner chemischer Technologien. Die praktische Anwendung der wissenschaftlichen Theorie trägt dazu bei, optimale Produktionsergebnisse zu erzielen. Das auffälligste Beispiel ist die Herstellung von Ammoniak: 0,5 N 2 (g) + 1,5 H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Eine Erhöhung des Gehalts an N 2 - und H 2 -Molekülen im System ist günstig für die Synthese einer komplexen Substanz aus einfachen. Die Reaktion wird von der Freisetzung von Wärme begleitet, sodass eine Abnahme der Temperatur zu einer Erhöhung der NH 3 -Konzentration führt. Das Volumen der Ausgangskomponenten ist größer als das Volumen des Zielprodukts. Eine Erhöhung des Drucks führt zu einer Erhöhung der Ausbeute an NH 3 .

Unter Produktionsbedingungen wird das optimale Verhältnis aller Parameter (Temperatur, Konzentration, Druck) gewählt. Außerdem ist die Kontaktfläche zwischen den Reaktionspartnern von großer Bedeutung. In festen heterogenen Systemen führt eine Oberflächenvergrößerung zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit. Katalysatoren erhöhen die Geschwindigkeit von Hin- und Rückreaktionen. Die Verwendung von Stoffen mit solchen Eigenschaften führt nicht zu einer Verschiebung des chemischen Gleichgewichts, sondern beschleunigt dessen Einsetzen.

Chemisches Gleichgewicht ist inhärent reversibel Reaktionen und ist nicht typisch für irreversibel chemische Reaktionen.

Häufig gehen bei der Durchführung eines chemischen Prozesses die Ausgangsstoffe vollständig in die Reaktionsprodukte über. Zum Beispiel:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Es ist unmöglich, metallisches Kupfer zu erhalten, indem man die Reaktion in der entgegengesetzten Richtung durchführt, weil. gegeben die Reaktion ist irreversibel. Bei solchen Verfahren werden die Edukte vollständig in Produkte umgewandelt, d.h. die Reaktion läuft vollständig ab.

Aber die meisten chemischen Reaktionen reversibel, d.h. der parallele Ablauf der Reaktion in Hin- und Rückrichtung ist wahrscheinlich. Mit anderen Worten, die Reaktanten werden nur teilweise in Produkte umgewandelt, und das Reaktionssystem besteht sowohl aus Reaktanten als auch aus Produkten. Das System befindet sich in diesem Fall im Zustand chemisches Gleichgewicht.

Bei reversiblen Prozessen hat die direkte Reaktion zunächst eine maximale Geschwindigkeit, die aufgrund einer Abnahme der Reagenzienmenge allmählich abnimmt. Die Rückreaktion hingegen hat zunächst eine minimale Geschwindigkeit, die mit der Akkumulation der Produkte zunimmt. Am Ende kommt ein Moment, in dem die Geschwindigkeiten beider Reaktionen gleich werden – das System erreicht einen Gleichgewichtszustand. Wenn ein Gleichgewichtszustand erreicht ist, bleiben die Konzentrationen der Komponenten unverändert, aber die chemische Reaktion stoppt nicht. Dass. Dies ist ein dynamischer (bewegter) Zustand. Zur Verdeutlichung stellen wir folgende Abbildung vor:

Nehmen wir an, es gibt welche reversible chemische Reaktion:

a A + b B = c C + d D

dann schreiben wir auf der Grundlage des Massenwirkungsgesetzes die Ausdrücke für geradeυ 1 und umkehrenυ 2 Reaktionen:

υ1 = k 1 [A] ein [B] b

υ2 = k 2 [C] c [D] d

Fähig chemisches Gleichgewicht, die Raten der Hin- und Rückreaktion sind gleich, d. h.:

k 1 [A] a [B] b = k 2 [C] c [D] d

wir bekommen

Zu= k1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b

Wo K =k 1 / k 2 – Gleichgewichtskonstante.

Für jeden reversiblen Prozess unter gegebenen Bedingungen k ist ein konstanter Wert. Es kommt nicht auf die Konzentrationen der Substanzen an, da Wenn sich die Menge einer der Substanzen ändert, ändern sich auch die Mengen anderer Komponenten.

Wenn sich die Bedingungen für den Ablauf eines chemischen Prozesses ändern, ist eine Gleichgewichtsverschiebung möglich.

Faktoren, die die Verschiebung des Gleichgewichts beeinflussen:

• Änderung der Konzentrationen von Reaktanten oder Produkten,
• Druckänderung,
• Temperaturänderung,
• Einbringen eines Katalysators in das Reaktionsmedium.

Das Prinzip von Le Chatelier

Alle oben genannten Faktoren beeinflussen die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts, das unterliegt Le Chatelier-Prinzip: Ändert man eine der Bedingungen, unter denen das System im Gleichgewicht ist – Konzentration, Druck oder Temperatur –, so verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Reaktion, die dieser Änderung entgegenwirkt. Diese. Das Gleichgewicht neigt dazu, sich in die Richtung zu verschieben, was zu einer Verringerung des Einflusses des Aufpralls führt, der zur Verletzung des Gleichgewichtszustands geführt hat.

Wir werden also den Einfluss jedes ihrer Faktoren auf den Gleichgewichtszustand separat betrachten.

Beeinflussen Änderungen der Reaktanten- oder Produktkonzentrationen Lassen Sie uns anhand eines Beispiels zeigen Haber-Prozess:

N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g)

Wird beispielsweise einem Gleichgewichtssystem bestehend aus N 2 (g), H 2 (g) und NH 3 (g) Stickstoff zugesetzt, dann sollte sich das Gleichgewicht in die Richtung verschieben, die zu einer Abnahme der Menge an beitragen würde Wasserstoff zu seinem ursprünglichen Wert, die. in Richtung der Bildung einer zusätzlichen Ammoniakmenge (rechts). Gleichzeitig wird auch eine Abnahme der Wasserstoffmenge auftreten. Wenn dem System Wasserstoff zugeführt wird, verschiebt sich das Gleichgewicht auch in Richtung der Bildung einer neuen Menge Ammoniak (nach rechts). Während die Einführung von Ammoniak in das Gleichgewichtssystem gem Le Chatelier-Prinzip , bewirkt eine Gleichgewichtsverschiebung hin zu dem für die Bildung der Ausgangsstoffe günstigen Prozess (nach links), d.h. Die Konzentration von Ammoniak sollte reduziert werden, indem ein Teil davon in Stickstoff und Wasserstoff zerlegt wird.

Eine Verringerung der Konzentration einer der Komponenten verschiebt den Gleichgewichtszustand des Systems in Richtung der Bildung dieser Komponente.

Beeinflussen Druckänderungen es ist sinnvoll, wenn gasförmige Bestandteile an dem untersuchten Prozess beteiligt sind und sich in diesem Fall die Gesamtzahl der Moleküle ändert. Wenn die Gesamtzahl der Moleküle im System bleibt dauerhaft, dann die Druckänderung betrifft nicht auf seinem Saldo, zum Beispiel:

I 2 (g) + H 2 (g) \u003d 2HI (g)

Erhöht man den Gesamtdruck eines Gleichgewichtssystems durch Verringerung seines Volumens, so verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung abnehmenden Volumens. Diese. in Richtung abnehmender Zahl Gas im System. Als Reaktion:

N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g)

aus 4 Gasmolekülen (1 N 2 (g) und 3 H 2 (g)) entstehen 2 Gasmoleküle (2 NH 3 (g)), d.h. der Druck im System sinkt. Infolgedessen trägt eine Druckerhöhung zur Bildung einer zusätzlichen Ammoniakmenge bei, d.h. das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung seiner Entstehung (nach rechts).

Wenn die Temperatur des Systems konstant ist, führt eine Änderung des Gesamtdrucks des Systems nicht zu einer Änderung der Gleichgewichtskonstante ZU.

Temperaturänderung System beeinflusst nicht nur die Verschiebung seines Gleichgewichts, sondern auch die Gleichgewichtskonstante ZU. Wird einem Gleichgewichtssystem bei konstantem Druck zusätzlich Wärme zugeführt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Wärmeaufnahme. In Betracht ziehen:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g) + 22 kcal

Wie Sie sehen können, läuft also die Hinreaktion unter Wärmeabgabe und die Rückreaktion unter Absorption ab. Mit steigender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht dieser Reaktion in Richtung der Reaktion der Ammoniakzersetzung (nach links), weil es ist und schwächt den äußeren Einfluss - den Temperaturanstieg. Im Gegensatz dazu führt die Abkühlung zu einer Verschiebung des Gleichgewichts in Richtung Ammoniaksynthese (nach rechts), da die Reaktion ist exotherm und widersteht dem Abkühlen.

Somit begünstigt eine Temperaturerhöhung eine Verschiebung chemisches Gleichgewicht in Richtung einer endothermen Reaktion und der Temperaturabfall in Richtung eines exothermen Prozesses . Gleichgewichtskonstanten aller exothermen Prozesse mit zunehmender Temperaturabnahme und endothermen Prozessen - Zunahme.

Die meisten chemischen Reaktionen sind reversibel, das heißt, sie laufen gleichzeitig in entgegengesetzte Richtungen ab. In Fällen, in denen die Hin- und Rückreaktion mit der gleichen Geschwindigkeit ablaufen, tritt ein chemisches Gleichgewicht ein.

Wenn das chemische Gleichgewicht erreicht ist, ändert sich die Anzahl der Moleküle der Substanzen, aus denen das System besteht, nicht mehr und bleibt unter unveränderten äußeren Bedingungen zeitlich konstant.

Der Zustand eines Systems, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist, wird als chemisches Gleichgewicht bezeichnet.

Beispielsweise stellt sich das Gleichgewicht der Reaktion H 2 (g) + I 2 (g) ⇆ 2HI (g) ein, wenn bei einer direkten Reaktion in einer Zeiteinheit genau so viele Jodwasserstoffmoleküle entstehen, wie sie bei einer Rückreaktion zerfallen in Jod und Wasserstoff.

Die Fähigkeit einer Reaktion, in entgegengesetzte Richtungen abzulaufen, wird als kinetische Reversibilität bezeichnet..

In einer Reaktionsgleichung wird die Reversibilität durch zwei entgegengesetzte Pfeile (⇆) anstelle eines Gleichheitszeichens zwischen der linken und rechten Seite der chemischen Gleichung angezeigt.

Das chemische Gleichgewicht ist dynamisch (mobil). Wenn sich die äußeren Bedingungen ändern, verschiebt sich das Gleichgewicht und kehrt in seinen ursprünglichen Zustand zurück, wenn die äußeren Bedingungen konstante Werte annehmen. Der Einfluss äußerer Faktoren auf das chemische Gleichgewicht verursacht dessen Verschiebung.

Die Lage des chemischen Gleichgewichts hängt von folgenden Reaktionsparametern ab:

Temperaturen;

Druck;

Konzentrationen.

Der Einfluss, den diese Faktoren auf eine chemische Reaktion haben, folgt einem Muster, das der französische Wissenschaftler Le Chatelier 1884 allgemein formuliert hat (Abb. 1).

Reis. 1. Henri Louis Le Chatelier

Moderne Formulierung des Prinzips von Le Chatelier

Wird auf ein im Gleichgewicht befindliches System ein äußerer Einfluss ausgeübt, so verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, die diesen Einfluss abschwächt.

1. Einfluss der Temperatur

Bei jeder reversiblen Reaktion entspricht eine der Richtungen einem exothermen Prozess und die andere einem endothermen.

Beispiel: Industrielle Produktion von Ammoniak. Reis. 2.

Reis. 2. Anlage zur Herstellung von Ammoniak

Ammoniak-Synthesereaktion:

N2 + 3H2 ⇆ 2NH3 + Q

Die Hinreaktion ist exotherm und die Rückreaktion endotherm.

Die Auswirkung der Temperaturänderung auf die Position des chemischen Gleichgewichts gehorcht den folgenden Regeln.

Mit steigender Temperatur verschiebt sich das chemische Gleichgewicht in Richtung der endothermen Reaktion und mit sinkender Temperatur in Richtung der exothermen Reaktion.

Um das Gleichgewicht in Richtung Ammoniakgewinnung zu verschieben, muss die Temperatur abgesenkt werden.

2. Druckeinfluss

Bei allen Reaktionen mit gasförmigen Stoffen, begleitet von einer Volumenänderung durch Stoffmengenänderung beim Übergang von den Ausgangsstoffen zu den Produkten, wird die Gleichgewichtslage durch den Druck im System beeinflusst.

Der Druckeinfluss auf die Gleichgewichtslage gehorcht den folgenden Regeln.

Bei Druckerhöhung verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Stoffen (Ausgangs- oder Produkten) mit kleinerem Volumen; mit abnehmendem Druck verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Stoffen mit großem Volumen.

Bei einer Ammoniaksynthesereaktion verschiebt sich mit steigendem Druck das Gleichgewicht in Richtung Ammoniakbildung, da die Reaktion unter Volumenabnahme abläuft.

3. Wirkung der Konzentration

Der Einfluss der Konzentration auf den Gleichgewichtszustand gehorcht den folgenden Regeln.

Mit steigender Konzentration eines der Ausgangsstoffe verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Reaktionsprodukten; mit steigender Konzentration eines der Reaktionsprodukte verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung der Ausgangsstoffe.

Bei der Ammoniakproduktionsreaktion ist es notwendig, um das Gleichgewicht in Richtung Ammoniakproduktion zu verschieben, die Konzentration von Wasserstoff und Stickstoff zu erhöhen.

Zusammenfassung der Lektion

In der Lektion haben Sie das Konzept des „chemischen Gleichgewichts“ und seine Verschiebung kennengelernt, welche Bedingungen die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts beeinflussen und wie das „Le-Chatelier-Prinzip“ funktioniert.

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Hausaufgaben

1. Mit. 65-66 Nr. 12.10-12.17 aus der Sammlung von Aufgaben und Übungen in Chemie für die Sekundarstufe (Khomchenko I.D.), 2008.
2. In welchem ​​Fall bewirkt eine Druckänderung bei Reaktionen mit gasförmigen Stoffen keine Verschiebung des chemischen Gleichgewichts?
3. Warum trägt der Katalysator nicht zur Verschiebung des chemischen Gleichgewichts bei?

Der Zustand, in dem die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion gleich sind, wird als chemisches Gleichgewicht bezeichnet. Reversible Reaktionsgleichung in allgemeiner Form:

Vorwärtsreaktionsrate v 1 =k 1 [A] m [B] n , Geschwindigkeit der Rückreaktion v 2 =k 2 [С] p [D] q , wobei in eckigen Klammern die Gleichgewichtskonzentrationen stehen. Per Definition im chemischen Gleichgewicht v 1 =v 2, woher

K c \u003d k 1 / k 2 \u003d [C] p [D] q / [A] m [B] n,

wobei Kc die chemische Gleichgewichtskonstante ist, ausgedrückt in molaren Konzentrationen. Der gegebene mathematische Ausdruck wird oft als Massenwirkungsgesetz für eine reversible chemische Reaktion bezeichnet: das Verhältnis des Produkts der Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsprodukte zum Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen der Ausgangsstoffe.

Die Lage des chemischen Gleichgewichts hängt von folgenden Reaktionsparametern ab: Temperatur, Druck und Konzentration. Der Einfluss, den diese Faktoren auf eine chemische Reaktion haben, unterliegt einem Muster, das 1884 von dem französischen Wissenschaftler Le Chatelier allgemein formuliert wurde. Die moderne Formulierung des Prinzips von Le Chatelier lautet wie folgt:

Wenn ein äußerer Einfluss auf ein System ausgeübt wird, das sich in einem Gleichgewichtszustand befindet, wird das System in einen anderen Zustand übergehen, um die Wirkung des äußeren Einflusses zu verringern.

Faktoren, die das chemische Gleichgewicht beeinflussen.

1. Einfluss der Temperatur. Bei jeder reversiblen Reaktion entspricht eine der Richtungen einem exothermen Prozess und die andere einem endothermen.

Mit steigender Temperatur verschiebt sich das chemische Gleichgewicht in Richtung der endothermen Reaktion und mit sinkender Temperatur in Richtung der exothermen Reaktion.

2. Druckeinfluss. Bei allen Reaktionen mit gasförmigen Stoffen, begleitet von einer Volumenänderung durch Stoffmengenänderung beim Übergang von den Ausgangsstoffen zu den Produkten, wird die Gleichgewichtslage durch den Druck im System beeinflusst.
Der Druckeinfluss auf die Gleichgewichtslage gehorcht folgenden Regeln:

Mit zunehmendem Druck verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Stoffen (Ausgangs- oder Produkten) mit kleinerem Volumen.

3. Einfluss der Konzentration. Der Einfluss der Konzentration auf den Gleichgewichtszustand gehorcht folgenden Regeln:

Mit steigender Konzentration eines der Ausgangsstoffe verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Reaktionsprodukten;
mit steigender Konzentration eines der Reaktionsprodukte verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung der Ausgangsstoffe.

Fragen zur Selbstkontrolle:

1. Wie schnell läuft eine chemische Reaktion ab und von welchen Faktoren hängt sie ab? Von welchen Faktoren hängt die Geschwindigkeitskonstante ab?

2. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktionsgeschwindigkeit der Wasserbildung aus Wasserstoff und Sauerstoff und zeigen Sie, wie sich die Geschwindigkeit ändert, wenn die Wasserstoffkonzentration verdreifacht wird.

3. Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit im Laufe der Zeit? Welche Reaktionen nennt man reversibel? Wie ist der Zustand des chemischen Gleichgewichts? Was wird als Gleichgewichtskonstante bezeichnet, von welchen Faktoren hängt sie ab?

4. Welche äußeren Einflüsse können das chemische Gleichgewicht stören? In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht bei Temperaturänderung? Druck?

5. Wie kann eine reversible Reaktion in eine bestimmte Richtung verschoben und vervollständigt werden?

Vorlesung Nr. 12 (Problem)

Lösungen

Ziel: Geben Sie qualitative Aussagen über die Löslichkeit von Stoffen und eine quantitative Bewertung der Löslichkeit.

Stichworte: Lösungen - homogen und heterogen, echt und kolloidal; Löslichkeit von Stoffen; Konzentration von Lösungen; Lösungen von Nichtelektroylen; Gesetze von Raoult und van't Hoff.

Planen.

1. Klassifizierung von Lösungen.

2. Konzentration von Lösungen.

3. Lösungen von Nichtelektrolyten. Raoults Gesetze.

Klassifizierung von Lösungen

Lösungen sind homogene (einphasige) Systeme variabler Zusammensetzung, die aus zwei oder mehreren Stoffen (Komponenten) bestehen.

Je nach Art des Aggregatzustandes können Lösungen gasförmig, flüssig und fest sein. Normalerweise wird eine Komponente, die sich unter bestimmten Bedingungen im gleichen Aggregatzustand wie die resultierende Lösung befindet, als Lösungsmittel betrachtet, die restlichen Komponenten der Lösung sind gelöste Stoffe. Bei gleichem Aggregatzustand der Komponenten ist das Lösungsmittel die in der Lösung vorherrschende Komponente.

Abhängig von der Größe der Partikel werden Lösungen in echte und kolloidale Lösungen unterteilt. In echten Lösungen (oft einfach als Lösungen bezeichnet) ist der gelöste Stoff auf atomarer oder molekularer Ebene dispergiert, die Partikel des gelösten Stoffs sind weder visuell noch unter einem Mikroskop sichtbar, sie bewegen sich frei im Lösungsmittelmedium. Echte Lösungen sind thermodynamisch stabile Systeme, unendlich stabil über die Zeit.

Die treibenden Kräfte für die Bildung von Lösungen sind die Entropie- und Enthalpiefaktoren. Beim Lösen von Gasen in einer Flüssigkeit nimmt die Entropie immer ab ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Je stärker die Wechselwirkung zwischen dem gelösten Stoff und dem Lösungsmittel ist, desto größer ist die Rolle des Enthalpiefaktors bei der Bildung von Lösungen. Das Vorzeichen der Änderung der Auflösungsenthalpie wird bestimmt durch das Vorzeichen der Summe aller thermischen Effekte der die Auflösung begleitenden Prozesse, zu denen der Hauptbeitrag die Zerstörung des Kristallgitters in freie Ionen (ΔH > 0) leistet. und die Wechselwirkung der gebildeten Ionen mit Lösungsmittelmolekülen (Solvatation, 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.

Die Konzentration einer gesättigten Lösung wird durch die Löslichkeit des Stoffes bei einer gegebenen Temperatur bestimmt. Lösungen mit einer niedrigeren Konzentration werden als ungesättigt bezeichnet.

Die Löslichkeit für verschiedene Substanzen ist sehr unterschiedlich und hängt von ihrer Art, der Wechselwirkung der Teilchen des gelösten Stoffes untereinander und mit Lösungsmittelmolekülen sowie von äußeren Bedingungen (Druck, Temperatur usw.)

In der chemischen Praxis sind Lösungen, die auf der Basis eines flüssigen Lösungsmittels hergestellt werden, am wichtigsten. Es sind flüssige Mischungen in der Chemie, die einfach Lösungen genannt werden. Das am weitesten verbreitete anorganische Lösungsmittel ist Wasser. Lösungen mit anderen Lösungsmitteln werden als nichtwässrig bezeichnet.

Lösungen sind von außerordentlich großer praktischer Bedeutung, in ihnen laufen viele chemische Reaktionen ab, darunter auch solche, die dem Stoffwechsel lebender Organismen zugrunde liegen.

Lösungskonzentration

Ein wichtiges Merkmal von Lösungen ist ihre Konzentration, die die relative Menge der Komponenten in der Lösung ausdrückt. Es gibt Massen- und Volumenkonzentrationen, dimensional und dimensionslos.

Zu dimensionslos Konzentrationen (Anteile) beinhalten folgende Konzentrationen:

Massenanteil des gelösten Stoffes W(B) ausgedrückt als Bruchteil einer Einheit oder als Prozentsatz:

wobei m(B) und m(A) die Masse des gelösten Stoffes B und die Masse des Lösungsmittels A sind.

Der Volumenanteil eines gelösten Stoffes σ(B) wird in Bruchteilen einer Einheit oder Volumenprozent ausgedrückt:

wobei V i das Volumen der Komponente der Lösung ist, V(B) das Volumen der gelösten Substanz B ist. Volumenprozente werden Grad *) genannt.

*) Manchmal wird die Volumenkonzentration in Tausendstel (ppm, ‰) oder in Teilen pro Million (ppm), ppm angegeben.

Der Molenbruch eines gelösten Stoffes χ(B) wird durch die Beziehung ausgedrückt

Die Summe der Molenbrüche der k Komponenten der Lösung χ i ist gleich eins

Zu dimensional Konzentrationen umfassen die folgenden Konzentrationen:

Die Molalität des gelösten Stoffes C m (B) wird bestimmt durch die Menge des Stoffes n (B) in 1 kg (1000 g) des Lösungsmittels, die Einheit ist mol/kg.

Molare Konzentration von Substanz B in Lösung C(B) - der Gehalt der Menge an gelöstem Stoff B pro Volumeneinheit der Lösung, mol/m 3 oder häufiger mol/Liter:

wobei μ(B) die Molmasse von B ist, V das Volumen der Lösung ist.

Molare Konzentrationsäquivalente von Stoff B C E (B) (Normalität - veraltet.) wird durch die Anzahl der Äquivalente eines gelösten Stoffes pro Volumeneinheit der Lösung, Mol / Liter, bestimmt:

wobei n E (B) die Menge an Stoffäquivalenten ist, μ E die Molmasse des Äquivalents ist.

Der Titer einer Lösung von Substanz B( T B) wird durch die Masse des gelösten Stoffes in g bestimmt, der in 1 ml der Lösung enthalten ist:

g/ml bzw g/ml.

Massenkonzentrationen (Massenanteil, Prozent, Molal) sind temperaturunabhängig; volumetrische Konzentrationen beziehen sich auf eine bestimmte Temperatur.

Alle Stoffe sind in gewissem Maße löslich und zeichnen sich durch Löslichkeit aus. Einige Substanzen sind ineinander unendlich löslich (Wasser-Aceton, Benzol-Toluol, flüssiges Natrium-Kalium). Die meisten Verbindungen sind schwerlöslich (Wasser-Benzol, Wasser-Butylalkohol, Wassertafelsalz), und viele sind schwerlöslich oder praktisch unlöslich (Wasser-BaSO 4 , Wasser-Benzin).

Die Löslichkeit eines Stoffes unter gegebenen Bedingungen ist seine Konzentration in einer gesättigten Lösung. In einer solchen Lösung wird ein Gleichgewicht zwischen dem gelösten Stoff und der Lösung erreicht. In Abwesenheit eines Gleichgewichts bleibt die Lösung stabil, wenn die Konzentration des gelösten Stoffes geringer als seine Löslichkeit ist (ungesättigte Lösung), oder instabil, wenn die Lösung Substanzen enthält, die größer sind als ihre Löslichkeit (übersättigte Lösung).

Alle chemischen Reaktionen sind im Prinzip umkehrbar.
Das bedeutet, dass sowohl die Wechselwirkung der Edukte als auch die Wechselwirkung der Produkte im Reaktionsgemisch ablaufen. In diesem Sinne ist die Unterscheidung zwischen Edukten und Produkten willkürlich. Die Richtung einer chemischen Reaktion wird durch die Bedingungen ihrer Durchführung (Temperatur, Druck, Stoffkonzentration) bestimmt.
Viele Reaktionen haben eine vorherrschende Richtung und extreme Bedingungen sind erforderlich, um solche Reaktionen in der entgegengesetzten Richtung durchzuführen. Bei solchen Reaktionen findet eine fast vollständige Umwandlung von Reaktanten in Produkte statt.

Beispiel. Eisen und Schwefel reagieren bei mäßiger Erwärmung miteinander zu Eisen(II)-sulfid, FeS ist unter solchen Bedingungen stabil und zerfällt praktisch nicht zu Eisen und Schwefel:

Bei 200 atm und 400 0 C wird der maximale und gleich 36 % (Volumen) NH3-Gehalt in der Reaktionsmischung erreicht. Bei weiterer Temperaturerhöhung nimmt durch die verstärkte Strömung der Rückreaktion der Volumenanteil an Ammoniak im Gemisch ab.
Die Hin- und Rückreaktion laufen gleichzeitig in entgegengesetzte Richtungen ab.

Bei allen reversiblen Reaktionen nimmt die Geschwindigkeit der Hinreaktion ab und die Geschwindigkeit der Rückreaktion zu, bis beide Geschwindigkeiten gleich werden und sich ein Gleichgewichtszustand einstellt.

In einem Gleichgewichtszustand werden die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion gleich.

DAS PRINZIP VON LE CHATELIER VERSCHIEBUNG DES CHEMISCHEN GLEICHGEWICHTS.

Die Lage des chemischen Gleichgewichts hängt von folgenden Reaktionsparametern ab: Temperatur, Druck und Konzentration. Der Einfluss, den diese Faktoren auf eine chemische Reaktion haben, unterliegt einem Muster, das 1884 von dem französischen Wissenschaftler Le Chatelier allgemein formuliert wurde. Die moderne Formulierung des Prinzips von Le Chatelier lautet wie folgt:

1. Einfluss der Temperatur. Bei jeder reversiblen Reaktion entspricht eine der Richtungen einem exothermen Prozess und die andere einem endothermen.

2. Druckeinfluss. Bei allen Reaktionen mit gasförmigen Stoffen, begleitet von einer Volumenänderung durch Mengenänderung eines Stoffes beim Übergang von Ausgangsstoffen zu Produkten, beeinflusst der Druck im System die Gleichgewichtslage.
Der Druckeinfluss auf die Gleichgewichtslage gehorcht folgenden Regeln:

So hat sich beim Übergang von den Ausgangsstoffen zu den Produkten das Volumen der Gase um die Hälfte verringert. Das bedeutet, dass sich mit steigendem Druck das Gleichgewicht in Richtung NH3-Bildung verschiebt, wie die folgenden Daten für die Ammoniak-Synthesereaktion bei 400 0C belegen:

3. Einfluss der Konzentration. Der Einfluss der Konzentration auf den Gleichgewichtszustand gehorcht folgenden Regeln: