Systeemin parametrien, mukaan lukien lähtöaineet ja reaktiotuotteet, tutkiminen mahdollistaa sen, että saadaan selville, mitkä tekijät muuttavat kemiallista tasapainoa ja johtavat haluttuihin muutoksiin. Le Chatelier'n, Brownin ja muiden tutkijoiden reversiibelien reaktioiden toteuttamismenetelmistä tekemiin päätelmiin perustuvat teolliset tekniikat, jotka mahdollistavat prosessien, jotka aiemmin tuntuivat mahdottomilta, ja saada taloudellista hyötyä.

Erilaisia ​​kemiallisia prosesseja

Lämpövaikutuksen ominaisuuksien mukaan monet reaktiot luokitellaan eksotermisiksi tai endotermisiksi. Ensimmäiset liittyvät lämmön muodostumiseen, esimerkiksi hiilen hapettumiseen, väkevän rikkihapon hydratoitumiseen. Toinen muutostyyppi liittyy lämpöenergian imeytymiseen. Esimerkkejä endotermisistä reaktioista: kalsiumkarbonaatin hajoaminen sammutetun kalkin ja hiilidioksidin muodostumisella, vedyn ja hiilen muodostuminen metaanin lämpöhajoamisen aikana. Ekso- ja endotermisten prosessien yhtälöissä on tarpeen osoittaa lämpövaikutus. Elektronien uudelleenjakauma reagoivien aineiden atomien välillä tapahtuu redox-reaktioissa. Reagenssien ja tuotteiden ominaisuuksien mukaan erotetaan neljä kemiallista prosessityyppiä:

Prosessien karakterisoimiseksi on tärkeää reagoivien yhdisteiden vuorovaikutuksen täydellisyys. Tämä ominaisuus on taustalla reaktioiden jakautumiselle palautuviin ja peruuttamattomiin.

Reaktioiden palautuvuus

Palautuvat prosessit muodostavat suurimman osan kemiallisista ilmiöistä. Lopputuotteiden muodostuminen lähtöaineista on suora reaktio. Päinvastoin, lähtöaineet saadaan niiden hajoamis- tai synteesituotteista. Reagoivassa seoksessa syntyy kemiallinen tasapaino, jossa saadaan niin monta yhdistettä kuin alkuperäiset molekyylit hajoavat. Käänteisissä prosesseissa reaktanttien ja tuotteiden välisen "="-merkin sijaan käytetään symboleja "↔" tai "⇌". Nuolet voivat olla eripituisia, mikä liittyy yhden reaktion dominointiin. Kemiallisissa yhtälöissä voidaan ilmaista aineiden yhteenlasketut ominaisuudet (g - kaasut, w - nesteet, m - kiinteät aineet). Tieteellisesti perustelluilla tavoilla vaikuttaa palautuviin prosesseihin on suuri käytännön merkitys. Siten ammoniakin tuotannosta tuli kannattavaa, kun oli luotu olosuhteet, jotka siirtävät tasapainoa kohti kohdetuotteen muodostumista: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Peruuttamattomat ilmiöt johtavat liukenemattoman tai heikosti liukenevan yhdisteen ilmestymiseen, kaasun muodostumiseen, joka poistuu reaktiopallosta. Näitä prosesseja ovat ioninvaihto, aineiden hajoaminen.

Kemiallinen tasapaino ja olosuhteet sen siirtymiselle

Useat tekijät vaikuttavat myötä- ja paluuprosessien ominaisuuksiin. Yksi niistä on aika. Reaktioon otetun aineen pitoisuus pienenee vähitellen ja lopullinen yhdiste kasvaa. Eteenpäin suuntautuva reaktio on hitaampaa ja hitaampaa, käänteinen prosessi kiihtyy. Tietyllä aikavälillä kaksi vastakkaista prosessia kulkevat synkronisesti. Vuorovaikutusta aineiden välillä tapahtuu, mutta pitoisuudet eivät muutu. Syynä on järjestelmään muodostunut dynaaminen kemiallinen tasapaino. Sen säilyttäminen tai muuttaminen riippuu:

• lämpötilaolosuhteet;
• yhdisteen pitoisuudet;
• paine (kaasuille).

Kemiallisen tasapainon muutos

Vuonna 1884 A. L. Le Chatelier, erinomainen ranskalainen tiedemies, ehdotti kuvausta tavoista saada järjestelmä pois dynaamisen tasapainon tilasta. Menetelmä perustuu periaatteeseen tasoittaa ulkoisten tekijöiden vaikutus. Le Chatelier kiinnitti huomiota siihen, että reagoivassa seoksessa syntyy prosesseja, jotka kompensoivat vieraiden voimien vaikutusta. Ranskalaisen tutkijan muotoilema periaate sanoo, että olosuhteiden muutos tasapainotilassa suosii reaktion kulkua, joka heikentää ulkopuolista vaikutusta. Tasapainosiirtymä noudattaa tätä sääntöä, se havaitaan, kun koostumus, lämpötilaolosuhteet ja paine muuttuvat. Teollisuudessa käytetään tutkijoiden havaintoihin perustuvia tekniikoita. Monet kemialliset prosessit, joita pidettiin epäkäytännöllisinä, suoritetaan käyttämällä tasapainon siirtämismenetelmiä.

Keskittymisen vaikutus

Tasapainon muutos tapahtuu, jos tietyt komponentit poistetaan vuorovaikutusvyöhykkeeltä tai lisätään aineen lisäosia. Tuotteiden poistaminen reaktioseoksesta yleensä lisää niiden muodostumisnopeutta, kun taas aineiden lisääminen johtaa päinvastoin niiden hallitsevaan hajoamiseen. Esteröintiprosessissa rikkihappoa käytetään kuivatukseen. Kun se viedään reaktiopalloon, metyyliasetaatin saanto kasvaa: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Jos lisäät happea, joka on vuorovaikutuksessa rikkidioksidin kanssa, kemiallinen tasapaino siirtyy kohti rikkitrioksidin muodostumisen suora reaktio. Happi sitoutuu SO 3 -molekyyleihin, sen pitoisuus laskee, mikä on yhdenmukainen Le Chatelierin palautuvien prosessien säännön kanssa.

Lämpötilan muutos

Prosessit, jotka liittyvät lämmön imeytymiseen tai vapautumiseen, ovat endo- ja eksotermisiä. Tasapainon siirtämiseen käytetään kuumennusta tai lämmönpoistoa reagoivasta seoksesta. Lämpötilan nousuun liittyy endotermisten ilmiöiden lisääntyminen, joissa lisäenergiaa absorboituu. Jäähdytys hyödyttää eksotermisiä prosesseja, jotka vapauttavat lämpöä. Hiilidioksidin ja hiilen vuorovaikutuksen aikana lämmitykseen liittyy monooksidipitoisuuden kasvu, ja jäähtyminen johtaa vallitsevaan noen muodostumiseen: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Paineen vaikutus

Paineen muutos on tärkeä tekijä kaasumaisia ​​yhdisteitä sisältävien seosten reagoinnissa. Sinun tulee myös kiinnittää huomiota lähtöaineen ja tuloksena olevien aineiden tilavuuksien eroihin. Paineen lasku johtaa vallitsevaan ilmiöön, jossa kaikkien komponenttien kokonaistilavuus kasvaa. Paineen nousu ohjaa prosessia koko järjestelmän tilavuuden pienentämiseen. Tämä kuvio havaitaan ammoniakin muodostumisreaktiossa: 0,5N2 (g) + 1,5H2 (g) ⇌ NH3 (g). Paineen muutos ei vaikuta kemialliseen tasapainoon niissä reaktioissa, jotka tapahtuvat vakiotilavuudessa.

Optimaaliset olosuhteet kemiallisen prosessin toteuttamiselle

Edellytysten luominen tasapainon muuttamiselle määrää suurelta osin nykyaikaisten kemiallisten teknologioiden kehityksen. Tieteellisen teorian käytännön käyttö edistää optimaalisten tuotantotulosten saavuttamista. Silmiinpistävin esimerkki on ammoniakin tuotanto: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). N 2 - ja H 2 -molekyylien pitoisuuden kasvu järjestelmässä on edullista monimutkaisen aineen synteesille yksinkertaisista aineista. Reaktioon liittyy lämmön vapautuminen, joten lämpötilan lasku lisää NH3-pitoisuutta. Alkukomponenttien tilavuus on suurempi kuin kohdetuotteen tilavuus. Paineen nousu lisää NH3:n saantoa.

Tuotantoolosuhteissa valitaan kaikkien parametrien (lämpötila, pitoisuus, paine) optimaalinen suhde. Lisäksi reagoivien aineiden välisellä kosketusalueella on suuri merkitys. Kiinteissä heterogeenisissä systeemeissä pinta-alan kasvu johtaa reaktionopeuden kasvuun. Katalyytit lisäävät eteenpäin ja taaksepäin tapahtuvien reaktioiden nopeutta. Sellaisten ominaisuuksien omaavien aineiden käyttö ei johda kemiallisen tasapainon muuttumiseen, vaan nopeuttaa sen alkamista.

Kemiallinen tasapaino on luontainen käännettävä reaktioita eikä ole tyypillistä peruuttamaton kemialliset reaktiot.

Usein kemiallisen prosessin toteutuksen aikana alkuperäiset reagenssit siirtyvät kokonaan reaktiotuotteisiin. Esimerkiksi:

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

On mahdotonta saada metallista kuparia suorittamalla reaktio vastakkaiseen suuntaan, koska. annettu reaktio on peruuttamaton. Tällaisissa prosesseissa reagoivat aineet muuttuvat kokonaan tuotteiksi, ts. reaktio etenee loppuun asti.

Mutta suurin osa kemiallisista reaktioista käännettävä, eli reaktion yhdensuuntainen virtaus eteen- ja taaksepäin on todennäköistä. Toisin sanoen lähtöaineet muuttuvat vain osittain tuotteiksi, ja reaktiojärjestelmä koostuu sekä lähtöaineista että tuotteista. Järjestelmä on tässä tapauksessa tilassa kemiallinen tasapaino.

Palautuvissa prosesseissa suoralla reaktiolla on aluksi maksiminopeus, joka laskee vähitellen reagenssien määrän vähenemisen vuoksi. Päinvastoin, käänteisellä reaktiolla on aluksi miniminopeus, joka kasvaa tuotteiden kertyessä. Lopulta tulee hetki, jolloin molempien reaktioiden nopeudet tulevat yhtä suureksi - järjestelmä tulee tasapainotilaan. Kun tasapainotila saavutetaan, komponenttien pitoisuudet pysyvät ennallaan, mutta kemiallinen reaktio ei pysähdy. Että. Tämä on dynaaminen (liikkuva) tila. Selvyyden vuoksi esitämme seuraavan kuvan:

Sanotaan, että niitä on palautuva kemiallinen reaktio:

a A + b B = c C + d D

sitten massatoiminnan lain perusteella kirjoitamme lausekkeet for suoraanυ 1 ja käänteinenυ 2 reaktiota:

υ1 = k 1 [A] a [B] b

υ2 = k 2 [C] c [D] d

Kunnossa kemiallinen tasapaino, eteenpäin- ja taaksepäinreaktioiden nopeudet ovat yhtä suuret, eli:

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

saamme

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

Missä K =k 1 / k 2 – tasapainovakio.

Kaikille palautuville prosessille tietyissä olosuhteissa k on vakioarvo. Se ei riipu aineiden pitoisuuksista, koska Kun jonkin aineen määrä muuttuu, myös muiden aineosien määrät muuttuvat.

Kun olosuhteet kemiallisen prosessin kululle muuttuvat, tasapainon muutos on mahdollinen.

Tasapainon siirtymiseen vaikuttavat tekijät:

• reagoivien aineiden tai tuotteiden pitoisuuksien muutos,
• paineen muutos,
• lämpötilan muutos,
• katalyytin lisääminen reaktioväliaineeseen.

Le Chatelierin periaate

Kaikki edellä mainitut tekijät vaikuttavat kemiallisen tasapainon muutokseen, joka on alttiina Le Chatelier -periaate: jos muutat jotakin järjestelmän tasapainotilan olosuhteista - pitoisuutta, painetta tai lämpötilaa -, tasapaino muuttuu sen reaktion suuntaan, joka vastustaa tätä muutosta. Nuo. tasapaino pyrkii siirtymään suuntaan, mikä johtaa tasapainotilan rikkomiseen johtaneen iskun vaikutuksen vähenemiseen.

Joten tarkastelemme erikseen kunkin niiden tekijän vaikutusta tasapainotilaan.

Vaikutus reagenssien tai tuotteen pitoisuuksien muutokset näytetään esimerkillä Haber-prosessi:

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

Jos esimerkiksi typpeä lisätään tasapainojärjestelmään, joka koostuu N 2 (g), H 2 (g) ja NH 3 (g) -sta, tasapainon tulisi siirtyä suuntaan, joka myötävaikuttaisi typpeen määrän vähenemiseen. vety kohti sen alkuperäistä arvoa, ne. ammoniakin lisämäärän muodostumisen suuntaan (oikealla). Samalla tapahtuu myös vedyn määrän vähenemistä. Kun järjestelmään lisätään vetyä, tasapaino siirtyy myös kohti uuden ammoniakkimäärän muodostumista (oikealle). Kun taas ammoniakin lisääminen tasapainojärjestelmään, mukaan Le Chatelier -periaate , aiheuttaa tasapainon siirtymän kohti prosessia, joka on suotuisa lähtöaineiden muodostumiselle (vasemmalle), ts. ammoniakin pitoisuutta tulee vähentää hajottamalla osa siitä typeksi ja vedyksi.

Jonkin komponentin pitoisuuden lasku siirtää järjestelmän tasapainotilaa kohti tämän komponentin muodostumista.

Vaikutus paineen muutokset on järkevää, jos kaasumaiset komponentit osallistuvat tutkittavaan prosessiin ja tässä tapauksessa molekyylien kokonaismäärässä tapahtuu muutos. Jos systeemin molekyylien kokonaismäärä säilyy pysyvä, sitten paineen muutos ei vaikuta sen tasapainossa, esimerkiksi:

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

Jos tasapainojärjestelmän kokonaispainetta nostetaan pienentämällä sen tilavuutta, tasapaino siirtyy tilavuuden pienenemisen suuntaan. Nuo. kohti laskevaa määrää kaasua järjestelmässä. Reaktiossa:

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

4 kaasumolekyylistä (1 N 2 (g) ja 3 H 2 (g)) muodostuu 2 kaasumolekyyliä (2 NH 3 (g)), ts. järjestelmän paine laskee. Tämän seurauksena paineen nousu edistää lisämäärän muodostumista ammoniakkia, ts. tasapaino siirtyy muodostumisensa suuntaan (oikealle).

Jos järjestelmän lämpötila on vakio, järjestelmän kokonaispaineen muutos ei johda tasapainovakion muutokseen TO.

Lämpötilan muutos järjestelmä ei vaikuta ainoastaan ​​sen tasapainon siirtymiseen, vaan myös tasapainovakioon TO. Jos tasapainojärjestelmälle annetaan vakiopaineessa lisälämpöä, tasapaino siirtyy lämmön absorption suuntaan. Harkitse:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH3 (g) + 22 kcal

Joten, kuten näet, eteenpäin suuntautuva reaktio etenee lämmön vapautuessa ja käänteinen reaktio absorptiolla. Lämpötilan noustessa tämän reaktion tasapaino siirtyy kohti ammoniakin hajoamisreaktiota (vasemmalle), koska se on ja heikentää ulkoista vaikutusta - lämpötilan nousua. Päinvastoin, jäähdytys johtaa tasapainon siirtymiseen ammoniakkisynteesin suuntaan (oikealle), koska reaktio on eksoterminen ja kestää jäähtymistä.

Siten lämpötilan nousu suosii muutosta kemiallinen tasapaino endotermisen reaktion suuntaan ja lämpötilan lasku on eksotermisen prosessin suuntaan . Tasapainovakiot kaikista eksotermisistä prosesseista lämpötilan nousun myötä ja endotermisten prosessien lisääntyessä.

Useimmat kemialliset reaktiot ovat palautuvia, eli ne etenevät samanaikaisesti vastakkaisiin suuntiin. Tapauksissa, joissa eteenpäin- ja käänteisreaktiot etenevät samalla nopeudella, tapahtuu kemiallinen tasapaino.

Kun kemiallinen tasapaino saavutetaan, järjestelmän muodostavien aineiden molekyylien lukumäärä lakkaa muuttumasta ja pysyy ajallisesti vakiona muuttumattomissa ulkoisissa olosuhteissa.

Järjestelmän tilaa, jossa eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus on yhtä suuri kuin käänteisen reaktion nopeus, kutsutaan kemialliseksi tasapainoksi.

Esimerkiksi reaktion H 2 (g) + I 2 (g) ⇆ 2HI (g) tasapaino tapahtuu, kun aikayksikössä muodostuu suorassa reaktiossa täsmälleen yhtä monta vetyjodidimolekyylejä kuin ne hajoavat käänteisessä reaktiossa. jodiksi ja vedyksi.

Reaktion kykyä edetä vastakkaisiin suuntiin kutsutaan kineettiseksi palautuvuudeksi..

Reaktioyhtälössä kääntyvyys osoitetaan kahdella vastakkaisella nuolella (⇆) kemiallisen yhtälön vasemman ja oikean puolen välisen yhtäläisyysmerkin sijaan.

Kemiallinen tasapaino on dynaaminen (liikkuva). Kun ulkoiset olosuhteet muuttuvat, tasapaino muuttuu ja palaa alkuperäiseen tilaansa, jos ulkoiset olosuhteet saavat vakioarvoja. Ulkoisten tekijöiden vaikutus kemialliseen tasapainoon aiheuttaa sen muutoksen.

Kemiallisen tasapainon sijainti riippuu seuraavista reaktioparametreista:

Lämpötilat;

paine;

Pitoisuudet.

Näiden tekijöiden vaikutus kemialliseen reaktioon noudattaa mallia, jonka ranskalainen tiedemies Le Chatelier ilmaisi yleisesti vuonna 1884 (kuva 1).

Riisi. 1. Henri Louis Le Chatelier

Le Chatelier'n periaatteen moderni muotoilu

Jos tasapainossa olevaan järjestelmään kohdistuu ulkoinen vaikutus, tasapaino siirtyy suuntaan, joka heikentää tätä vaikutusta.

1. Lämpötilan vaikutus

Jokaisessa reversiibelissä reaktiossa yksi suunnista vastaa eksotermistä prosessia ja toinen endotermistä prosessia.

Esimerkki: ammoniakin teollinen tuotanto. Riisi. 2.

Riisi. 2. Ammoniakin tuotantolaitos

Ammoniakin synteesireaktio:

N 2 + 3H 2 ⇆ 2NH 3 + Q

Eteenpäin suuntautuva reaktio on eksoterminen ja käänteinen endoterminen.

Lämpötilan muutoksen vaikutus kemiallisen tasapainon asemaan noudattaa seuraavia sääntöjä.

Lämpötilan noustessa kemiallinen tasapaino siirtyy endotermisen reaktion suuntaan ja lämpötilan laskiessa eksotermisen reaktion suuntaan.

Tasapainon siirtämiseksi ammoniakin saamiseksi on lämpötilaa laskettava.

2. Paineen vaikutus

Kaikissa kaasumaisia ​​aineita koskevissa reaktioissa, joihin liittyy tilavuuden muutos, joka johtuu aineen määrän muutoksesta siirtyessä lähtöaineista tuotteisiin, järjestelmän paine vaikuttaa tasapainotilaan.

Paineen vaikutus tasapainoasentoon noudattaa seuraavia sääntöjä.

Paineen kasvaessa tasapaino siirtyy pienemmän tilavuuden omaavien aineiden (alkuperäisten tai tuotteiden) muodostumisen suuntaan; paineen pienentyessä tasapaino siirtyy suuren tilavuuden omaavien aineiden muodostumisen suuntaan.

Ammoniakin synteesireaktiossa paineen kasvaessa tasapaino siirtyy kohti ammoniakin muodostumista, koska reaktio etenee tilavuuden pienentyessä.

3. Keskittymisen vaikutus

Keskittymisen vaikutus tasapainotilaan noudattaa seuraavia sääntöjä.

Kun yhden lähtöaineen pitoisuus kasvaa, tasapaino siirtyy reaktiotuotteiden muodostumisen suuntaan; yhden reaktiotuotteen pitoisuuden kasvaessa tasapaino siirtyy lähtöaineiden muodostumisen suuntaan.

Ammoniakin tuotantoreaktiossa tasapainon siirtämiseksi kohti ammoniakin tuotantoa on tarpeen lisätä vedyn ja typen pitoisuutta.

Yhteenveto oppitunnista

Oppitunnilla opit käsitteestä "kemiallinen tasapaino" ja kuinka sitä siirretään, mitkä olosuhteet vaikuttavat kemiallisen tasapainon muutokseen ja kuinka "Le Chatelier -periaate" toimii.

Bibliografia

1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Kemia. Oppikirja luokalle 10 yleistä. inst. profiilin taso. - M .: LLC "TID "Russian Word - RS", 2008. (§§ 24, 25)
2. Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Lyovkin A.N. Kemia: 11. luokka: Oppikirja yleensä opiskelijoille. inst. (profiilitaso): 2 tunnissa Osa 2. M.: Ventana-Graf, 2008. (§ 24)
3. Rudzitis G.E. Kemia. Yleisen kemian perusteet. Luokka 11: oppikirja. kenraalille oppilaitos: perustaso / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M .: Koulutus, JSC "Moskova oppikirjat", 2010. (§ 13)
4. Radetsky A.M. Kemia. didaktista materiaalia. 10-11 luokkaa. - M.: Enlightenment, 2011. (s. 96-98)
5. Khomchenko I.D. Kokoelma kemian tehtäviä ja harjoituksia lukioon. - M.: RIA "New Wave": Kustantaja Umerenkov, 2008. (s. 65-68)

1. Hemi.nsu.ru ().
2. Alhimikov.net ().
3. Prosto-o-slognom.ru ().

Kotitehtävät

1. kanssa. 65-66 nro 12.10-12.17 kemian tehtävien ja harjoitusten kokoelmasta lukiolle (Khomchenko I.D.), 2008.
2. Missä tapauksessa paineen muutos ei aiheuta muutosta kemiallisessa tasapainossa reaktioissa, joissa on mukana kaasumaisia ​​aineita?
3. Miksi katalyytti ei vaikuta kemiallisen tasapainon muuttamiseen?

Tilaa, jossa myötä- ja vastareaktioiden nopeudet ovat yhtä suuret, kutsutaan kemialliseksi tasapainoksi. Kääntyvä reaktioyhtälö yleisessä muodossa:

Eteenpäin reaktionopeus v 1 =k 1 [A] m [B] n, käänteisen reaktion nopeus v 2 =k 2 [С] p [D] q , jossa hakasulkeissa ovat tasapainopitoisuudet. Määritelmän mukaan kemiallisessa tasapainossa v 1 =v 2, mistä

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

jossa K c on kemiallisen tasapainon vakio ilmaistuna moolipitoisuuksina. Annettua matemaattista lauseketta kutsutaan usein palautuvan kemiallisen reaktion massan vaikutuksen laiksi: reaktiotuotteiden tasapainopitoisuuksien tulon suhde lähtöaineiden tasapainopitoisuuksien tuloon.

Kemiallisen tasapainon asema riippuu seuraavista reaktioparametreista: lämpötila, paine ja pitoisuus. Näiden tekijöiden vaikutus kemialliseen reaktioon riippuu mallista, jonka ranskalainen tiedemies Le Chatelier ilmaisi yleisesti vuonna 1884. Le Chatelier'n periaatteen moderni muotoilu on seuraava:

Jos tasapainotilassa olevaan järjestelmään kohdistuu ulkoinen vaikutus, järjestelmä siirtyy toiseen tilaan siten, että ulkoisen vaikutuksen vaikutus vähenee.

Kemialliseen tasapainoon vaikuttavat tekijät.

1. Lämpötilan vaikutus. Jokaisessa reversiibelissä reaktiossa yksi suunnista vastaa eksotermistä prosessia ja toinen endotermistä prosessia.

Lämpötilan noustessa kemiallinen tasapaino siirtyy endotermisen reaktion suuntaan ja lämpötilan laskiessa eksotermisen reaktion suuntaan.

2. Paineen vaikutus. Kaikissa kaasumaisia ​​aineita koskevissa reaktioissa, joihin liittyy tilavuuden muutos, joka johtuu aineen määrän muutoksesta siirtyessä lähtöaineista tuotteisiin, järjestelmän paine vaikuttaa tasapainotilaan.
Paineen vaikutus tasapainoasentoon noudattaa seuraavia sääntöjä:

Paineen kasvaessa tasapaino siirtyy pienemmän tilavuuden aineiden (alkuperäisten tai tuotteiden) muodostumisen suuntaan.

3. Keskittymisen vaikutus. Keskittymisen vaikutus tasapainotilaan noudattaa seuraavia sääntöjä:

Kun yhden lähtöaineen pitoisuus kasvaa, tasapaino siirtyy reaktiotuotteiden muodostumisen suuntaan;
yhden reaktiotuotteen pitoisuuden kasvaessa tasapaino siirtyy lähtöaineiden muodostumisen suuntaan.

Kysymyksiä itsehillintää varten:

1. Mikä on kemiallisen reaktion nopeus ja mistä tekijöistä se riippuu? Mistä tekijöistä nopeusvakio riippuu?

2. Kirjoita yhtälö vedyn ja hapen muodostumisen reaktionopeudelle ja näytä kuinka nopeus muuttuu, jos vetypitoisuus kolminkertaistuu.

3. Miten reaktionopeus muuttuu ajan myötä? Mitä reaktioita kutsutaan palautuviksi? Mikä on kemiallisen tasapainon tila? Mitä kutsutaan tasapainovakioksi, mistä tekijöistä se riippuu?

4. Mitkä ulkoiset vaikutukset voivat häiritä kemiallista tasapainoa? Mihin suuntaan tasapaino muuttuu lämpötilan muuttuessa? Paine?

5. Miten palautuva reaktio voidaan siirtää tiettyyn suuntaan ja saattaa loppuun?

Luento nro 12 (ongelma)

Ratkaisut

Kohde: Tee laadulliset johtopäätökset aineiden liukoisuudesta ja kvantitatiivinen arvio liukoisuudesta.

Avainsanat: Liuokset - homogeeniset ja heterogeeniset, todelliset ja kolloidiset; aineiden liukoisuus; liuosten pitoisuus; ei-elektroyylien liuokset; Raoultin ja van't Hoffin lait.

Suunnitelma.

1. Ratkaisujen luokittelu.

2. Liuosten pitoisuus.

3. Ei-elektrolyyttien liuokset. Raoultin lait.

Ratkaisujen luokittelu

Liuokset ovat homogeenisia (yksifaasisia) järjestelmiä, joiden koostumus vaihtelee ja jotka koostuvat kahdesta tai useammasta aineesta (komponentista).

Aggregaatiotilan luonteen mukaan liuokset voivat olla kaasumaisia, nestemäisiä ja kiinteitä. Yleensä liuottimena pidetään komponenttia, joka tietyissä olosuhteissa on samassa aggregaatiotilassa kuin saatu liuos, muut liuoksen komponentit ovat liuenneita aineita. Jos komponenttien yhteenlaskettu tila on sama, liuotin on liuoksessa vallitseva komponentti.

Partikkelien koosta riippuen liuokset jaetaan todellisiin ja kolloidisiin. Todellisissa liuoksissa (kutsutaan usein yksinkertaisesti liuoksiksi) liuennut aine on dispergoitunut atomi- tai molekyylitasolle, liuenneen aineen hiukkaset eivät näy visuaalisesti tai mikroskoopilla, ne liikkuvat vapaasti liuotinväliaineessa. Todelliset ratkaisut ovat termodynaamisesti vakaita järjestelmiä, jotka ovat äärettömän vakaita ajan myötä.

Ratkaisujen muodostumista ohjaavat voimat ovat entropia- ja entalpiatekijät. Kaasuja liuotettaessa nesteeseen entropia aina pienenee ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Mitä voimakkaampi vuorovaikutus liuenneen aineen ja liuottimen välillä on, sitä suurempi on entalpiatekijän rooli liuosten muodostumisessa. Liukenemisen entalpian muutoksen merkki määräytyy liukenemiseen liittyvien prosessien kaikkien lämpövaikutusten summan etumerkillä, josta pääosan muodostaa kidehilan hajoaminen vapaiksi ioneiksi (ΔH > 0) ja muodostuneiden ionien vuorovaikutus liuotinmolekyylien kanssa (solvataatio, 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.

Kyllästetyn liuoksen pitoisuus määräytyy aineen liukoisuuden perusteella tietyssä lämpötilassa. Liuoksia, joiden pitoisuus on pienempi, kutsutaan tyydyttymättömiksi.

Eri aineiden liukoisuus vaihtelee huomattavasti ja riippuu niiden luonteesta, liuenneen aineen hiukkasten vuorovaikutuksesta keskenään ja liuotinmolekyylien kanssa sekä ulkoisista olosuhteista (paine, lämpötila jne.)

Kemiallisessa käytännössä nestemäisen liuottimen pohjalta valmistetut liuokset ovat tärkeimpiä. Nestemäisiä seoksia kemiassa kutsutaan yksinkertaisesti liuoksiksi. Yleisimmin käytetty epäorgaaninen liuotin on vesi. Liuoksia, joissa on muita liuottimia, kutsutaan ei-vesipitoisiksi.

Liuoksilla on erittäin suuri käytännön merkitys, niissä tapahtuu monia kemiallisia reaktioita, myös elävien organismien aineenvaihdunnan taustalla olevia.

Liuoksen pitoisuus

Liuosten tärkeä ominaisuus on niiden pitoisuus, joka ilmaisee komponenttien suhteellista määrää liuoksessa. On olemassa massa- ja tilavuuspitoisuuksia, mittoja ja dimensiota.

Vastaanottaja mittaamaton keskittymät (osakkeet) sisältävät seuraavat keskittymät:

Liuenneen aineen massaosa W(B) ilmaistuna yksikön murto-osana tai prosentteina:

missä m(B) ja m(A) ovat liuenneen aineen B massa ja liuottimen A massa.

Liuenneen aineen tilavuusosuus σ(B) ilmaistaan ​​yksikön murto-osina tai tilavuusprosentteina:

missä V i on liuoksen komponentin tilavuus, V(B) on liuenneen aineen B tilavuus. Tilavuusprosentteja kutsutaan asteina *) .

*) Joskus tilavuuspitoisuus ilmaistaan ​​tuhannesosina (ppm, ‰) tai miljoonasosina (ppm), ppm.

Liuenneen aineen mooliosuus χ(B) ilmaistaan ​​suhteella

Liuoksen χ i k komponentin mooliosien summa on yhtä suuri kuin yksi

Vastaanottaja ulottuvuus pitoisuudet sisältävät seuraavat pitoisuudet:

Liuenneen aineen molaliteetti C m(B) määräytyy aineen n(B) määrällä 1 kg:ssa (1000 g) liuotinta, yksikkö on mol/kg.

Aineen B moolipitoisuus liuoksessa C(B) - liuenneen aineen B määrä liuoksen tilavuusyksikköä kohti, mol/m 3 tai useammin mol/l:

missä μ(B) on B:n moolimassa, V on liuoksen tilavuus.

Aineen B molaariset konsentraatioekvivalentit C E (B) (normaali - vanhentunut.) määritetään liuenneen aineen ekvivalenttien lukumäärällä liuoksen tilavuusyksikköä kohti, mol / litra:

missä n E (B) on aineekvivalenttimäärä, μ E on ekvivalentin moolimassa.

Aineen B liuoksen tiitteri ( T B) määritetään 1 ml:ssa liuosta olevan liuenneen aineen massalla grammoina:

g/ml tai g/ml.

Massapitoisuudet (massaosuus, prosenttiosuus, mooli) eivät riipu lämpötilasta; tilavuuspitoisuudet viittaavat tiettyyn lämpötilaan.

Kaikki aineet ovat jossain määrin liukoisia ja niille on ominaista liukoisuus. Jotkut aineet ovat rajattomasti liukoisia toisiinsa (vesi-asetoni, bentseeni-tolueeni, nestemäinen natrium-kalium). Useimmat yhdisteet ovat niukkaliukoisia (vesi-bentseeni, vesi-butyylialkoholi, vesi-pöytäsuola), ja monet ovat heikosti liukenevia tai käytännössä liukenemattomia (vesi-BaSO 4, vesi-bensiini).

Aineen liukoisuus tietyissä olosuhteissa on sen pitoisuus kyllästetyssä liuoksessa. Tällaisessa liuoksessa saavutetaan tasapaino liuenneen aineen ja liuoksen välillä. Tasapainon puuttuessa liuos pysyy stabiilina, jos liuenneen aineen pitoisuus on pienempi kuin sen liukoisuus (tyydyttymätön liuos), tai epästabiili, jos liuos sisältää aineita, jotka ovat suurempia kuin sen liukoisuus (ylikyllästynyt liuos).

Kaikki kemialliset reaktiot ovat periaatteessa palautuvia.
Tämä tarkoittaa, että sekä lähtöaineiden että tuotteiden vuorovaikutus etenee reaktioseoksessa. Tässä mielessä lähtöaineiden ja tuotteiden välinen ero on mielivaltainen. Kemiallisen reaktion suunnan määräävät sen toteutusolosuhteet (lämpötila, paine, aineiden pitoisuus).
Monilla reaktioilla on yksi vallitseva suunta ja äärimmäiset olosuhteet vaaditaan tällaisten reaktioiden suorittamiseksi vastakkaiseen suuntaan. Tällaisissa reaktioissa reagenssit muuttuvat lähes täydellisesti tuotteiksi.

Esimerkki. Rauta ja rikki reagoivat keskenään ja muodostavat rauta(II)sulfidia, FeS on stabiili sellaisissa olosuhteissa eikä käytännössä hajoa raudaksi ja rikiksi:

200 atm:ssä ja 400 °C:ssa saavutetaan reaktioseoksen NH3:n enimmäispitoisuus, joka on 36 tilavuusprosenttia. Lämpötilan noustessa edelleen käänteisen reaktion tehostetun virtauksen vuoksi ammoniakin tilavuusosuus seoksessa pienenee.
Eteenpäin ja taaksepäin reaktiot etenevät samanaikaisesti vastakkaisiin suuntiin.

Kaikissa palautuvissa reaktioissa eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus pienenee ja käänteisen reaktion nopeus kasvaa, kunnes molemmat nopeudet ovat yhtä suuret ja tasapainotila syntyy.

Tasapainotilassa myötä- ja käänteisten reaktioiden nopeudet ovat yhtä suuret.

LE CHATELIERIN PERIAATE KEMIALLISEN TASAPAINON SIIRTO.

Kemiallisen tasapainon asema riippuu seuraavista reaktioparametreista: lämpötila, paine ja pitoisuus. Näiden tekijöiden vaikutus kemialliseen reaktioon riippuu mallista, jonka ranskalainen tiedemies Le Chatelier ilmaisi yleisesti vuonna 1884. Le Chatelier'n periaatteen moderni muotoilu on seuraava:

1. Lämpötilan vaikutus. Jokaisessa reversiibelissä reaktiossa yksi suunnista vastaa eksotermistä prosessia ja toinen endotermistä prosessia.

2. Paineen vaikutus. Kaikissa kaasumaisia ​​aineita koskevissa reaktioissa, joihin liittyy tilavuuden muutos, joka johtuu aineen määrän muutoksesta siirtyessään lähtöaineista tuotteiksi, järjestelmän paine vaikuttaa tasapainoasentoon.
Paineen vaikutus tasapainoasentoon noudattaa seuraavia sääntöjä:

Siten siirtyessä lähtöaineista tuotteisiin kaasujen tilavuus pieneni puoleen. Tämä tarkoittaa, että paineen noustessa tasapaino siirtyy kohti NH3:n muodostumista, mistä on osoituksena seuraavat tiedot ammoniakin synteesireaktiosta 400 0C:ssa:

3. Keskittymisen vaikutus. Keskittymisen vaikutus tasapainotilaan noudattaa seuraavia sääntöjä: