Štúdium parametrov systému vrátane východiskových látok a reakčných produktov nám umožňuje zistiť, aké faktory posúvajú chemickú rovnováhu a vedú k požadovaným zmenám. Na základe záverov Le Chateliera, Browna a ďalších vedcov o metódach vykonávania reverzibilných reakcií sú založené priemyselné technológie, ktoré umožňujú vykonávať procesy, ktoré sa predtým zdali nemožné, a získať ekonomické výhody.

Rôzne chemické procesy

Podľa charakteristík tepelného účinku sa mnohé reakcie klasifikujú ako exotermické alebo endotermické. Prvé z nich sú spojené s tvorbou tepla, napríklad oxidáciou uhlíka, hydratáciou koncentrovanej kyseliny sírovej. Druhý typ zmien je spojený s absorpciou tepelnej energie. Príklady endotermických reakcií: rozklad uhličitanu vápenatého za vzniku haseného vápna a oxidu uhličitého, tvorba vodíka a uhlíka pri tepelnom rozklade metánu. V rovniciach exo- a endotermických procesov je potrebné uviesť tepelný efekt. K redistribúcii elektrónov medzi atómami reagujúcich látok dochádza pri redoxných reakciách. Podľa charakteristík reaktantov a produktov sa rozlišujú štyri typy chemických procesov:

Na charakterizáciu procesov je dôležitá úplnosť interakcie reagujúcich zlúčenín. Táto vlastnosť je základom rozdelenia reakcií na reverzibilné a nezvratné.

Reverzibilita reakcií

Reverzibilné procesy tvoria väčšinu chemických javov. Tvorba konečných produktov z reaktantov je priama reakcia. V opačnom prípade sa východiskové látky získavajú z produktov ich rozkladu alebo syntézy. V reakčnej zmesi vzniká chemická rovnováha, pri ktorej sa získa toľko zlúčenín, koľko sa rozloží počiatočné molekuly. Pri reverzibilných procesoch sa namiesto znamienka „=“ medzi reaktantmi a produktmi používajú symboly „↔“ alebo „⇌“. Šípky môžu byť nerovnako dlhé, čo súvisí s dominanciou jednej z reakcií. V chemických rovniciach možno uviesť súhrnné charakteristiky látok (g - plyny, w - kvapaliny, m - tuhé látky). Veľký praktický význam majú vedecky podložené metódy ovplyvňovania reverzibilných procesov. Výroba amoniaku sa tak stala rentabilnou po vytvorení podmienok, ktoré posúvajú rovnováhu smerom k tvorbe cieľového produktu: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Nezvratné javy vedú k objaveniu sa nerozpustnej alebo mierne rozpustnej zlúčeniny, k tvorbe plynu, ktorý opúšťa reakčnú sféru. Tieto procesy zahŕňajú výmenu iónov, rozklad látok.

Chemická rovnováha a podmienky jej vytesnenia

Charakteristiky dopredných a spätných procesov ovplyvňuje niekoľko faktorov. Jedným z nich je čas. Koncentrácia látky použitej pri reakcii sa postupne znižuje a zvyšuje sa konečná zlúčenina. Reakcia dopredného smeru je stále pomalšia, spätný proces naberá na rýchlosti. V určitom intervale prebiehajú synchrónne dva opačné procesy. K interakcii medzi látkami dochádza, ale koncentrácie sa nemenia. Dôvodom je dynamická chemická rovnováha nastolená v systéme. Jeho zachovanie alebo úprava závisí od:

• teplotné podmienky;
• koncentrácie zlúčenín;
• tlak (pre plyny).

Posun v chemickej rovnováhe

V roku 1884 A. L. Le Chatelier, vynikajúci vedec z Francúzska, navrhol popis spôsobov, ako dostať systém zo stavu dynamickej rovnováhy. Metóda je založená na princípe vyrovnávania pôsobenia vonkajších faktorov. Le Chatelier upozornil na skutočnosť, že v reakčnej zmesi vznikajú procesy, ktoré kompenzujú vplyv vonkajších síl. Princíp formulovaný francúzskym výskumníkom hovorí, že zmena podmienok v rovnovážnom stave podporuje priebeh reakcie, ktorá oslabuje vonkajší vplyv. Rovnovážny posun dodržiava toto pravidlo, pozoruje sa pri zmene zloženia, teplotných podmienok a tlaku. V priemysle sa využívajú technológie založené na poznatkoch vedcov. Mnohé chemické procesy, ktoré sa považovali za neuskutočniteľné, sa vykonávajú pomocou metód posúvania rovnováhy.

Vplyv koncentrácie

K posunu v rovnováhe dôjde, ak sa z interakčnej zóny odstránia určité zložky alebo sa zavedú ďalšie časti látky. Odstraňovanie produktov z reakčnej zmesi zvyčajne spôsobuje zvýšenie rýchlosti ich tvorby, zatiaľ čo pridávanie látok vedie naopak k ich prevládajúcemu rozkladu. V procese esterifikácie sa kyselina sírová používa na dehydratáciu. Keď sa zavedie do reakčnej sféry, výťažok metylacetátu sa zvýši: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Ak pridáte kyslík, ktorý interaguje s oxidom siričitým, potom sa chemická rovnováha posunie smerom k priama reakcia tvorby oxidu sírového. Kyslík sa viaže na molekuly SO 3, jeho koncentrácia klesá, čo je v súlade s Le Chatelierovým pravidlom pre reverzibilné procesy.

Zmena teploty

Procesy, ktoré súvisia s absorpciou alebo uvoľňovaním tepla, sú endo- a exotermické. Na posunutie rovnováhy sa používa zahrievanie alebo odvádzanie tepla z reakčnej zmesi. Zvýšenie teploty je sprevádzané zvýšením rýchlosti endotermických javov, pri ktorých sa absorbuje dodatočná energia. Chladenie vedie k výhode exotermických procesov, ktoré uvoľňujú teplo. Pri interakcii oxidu uhličitého s uhlím je zahrievanie sprevádzané zvýšením koncentrácie monoxidu a ochladzovanie vedie k prevládajúcej tvorbe sadzí: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Vplyv tlaku

Zmena tlaku je dôležitým faktorom pre reakčné zmesi, ktoré obsahujú plynné zlúčeniny. Pozor si treba dať aj na rozdiel v objemoch počiatočných a výsledných látok. Pokles tlaku vedie k prevládajúcemu výskytu javov, pri ktorých sa zvyšuje celkový objem všetkých zložiek. Nárast tlaku nasmeruje proces v smere zmenšovania objemu celého systému. Tento vzor sa pozoruje pri reakcii tvorby amoniaku: 0,5N2 (g) + 1,5H2 (g) ⇌NH3 (g). Zmena tlaku neovplyvní chemickú rovnováhu v tých reakciách, ktoré prebiehajú pri konštantnom objeme.

Optimálne podmienky na realizáciu chemického procesu

Vytváranie podmienok na posúvanie rovnováhy do značnej miery determinuje rozvoj moderných chemických technológií. Praktické využitie vedeckej teórie prispieva k získaniu optimálnych výrobných výsledkov. Najvýraznejším príkladom je výroba amoniaku: 0,5N 2 (g) + 1,5 H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Zvýšenie obsahu molekúl N 2 a H 2 v systéme je priaznivé pre syntézu komplexnej látky z jednoduchých. Reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním tepla, takže zníženie teploty spôsobí zvýšenie koncentrácie NH 3 . Objem počiatočných zložiek je väčší ako objem cieľového produktu. Zvýšenie tlaku poskytne zvýšenie výťažku NH3.

Vo výrobných podmienkach sa zvolí optimálny pomer všetkých parametrov (teplota, koncentrácia, tlak). Okrem toho je veľmi dôležitá kontaktná plocha medzi reaktantmi. V pevných heterogénnych systémoch vedie zväčšenie povrchu k zvýšeniu rýchlosti reakcie. Katalyzátory zvyšujú rýchlosť priamych a spätných reakcií. Použitie látok s takýmito vlastnosťami nevedie k posunu chemickej rovnováhy, ale urýchľuje jej nástup.

Chemická rovnováha je prirodzená reverzibilné reakcie a nie je typický pre nezvratné chemické reakcie.

Počas implementácie chemického procesu často počiatočné reaktanty úplne prechádzajú do reakčných produktov. Napríklad:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H20

Nie je možné získať kovovú meď vykonaním reakcie v opačnom smere, pretože. daný reakcia je nezvratná. Pri takýchto procesoch sa reaktanty úplne premenia na produkty, t.j. reakcia pokračuje až do konca.

Ale väčšina chemických reakcií reverzibilné, t.j. je pravdepodobný paralelný tok reakcie v smere dopredu a dozadu. Inými slovami, reaktanty sa len čiastočne premenia na produkty a reakčný systém bude pozostávať z reaktantov aj produktov. Systém je v tomto prípade v štáte chemická rovnováha.

Pri reverzibilných procesoch má najprv priama reakcia maximálnu rýchlosť, ktorá sa postupne znižuje v dôsledku poklesu množstva činidiel. Naopak, spätná reakcia má spočiatku minimálnu rýchlosť, ktorá sa zvyšuje s akumuláciou produktov. Nakoniec príde moment, keď sa rýchlosti oboch reakcií vyrovnajú – systém sa dostane do rovnovážneho stavu. Keď sa dosiahne rovnovážny stav, koncentrácie zložiek zostávajú nezmenené, ale chemická reakcia sa nezastaví. To. Ide o dynamický (pohyblivý) stav. Pre prehľadnosť uvádzame nasledujúci obrázok:

Povedzme, že nejaké sú reverzibilná chemická reakcia:

a A + b B = c C + d D

potom na základe zákona hromadnej akcie píšeme výrazy pre rovnoυ 1 a obráteneυ 2 reakcie:

υ1 = k1 [A] a [B] b

υ2 = k2 [C] c [D] d

V stave chemická rovnováha, rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké, t.j.:

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

dostaneme

Komu= k1 / k2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b

Kde K =k 1 / k 2 – rovnovážna konštanta.

Pre akýkoľvek reverzibilný proces, za daných podmienok k je konštantná hodnota. Nezáleží na koncentráciách látok, keďže pri zmene množstva jednej z látok sa menia aj množstvá ostatných zložiek.

Keď sa zmenia podmienky pre priebeh chemického procesu, je možný posun v rovnováhe.

Faktory ovplyvňujúce posun v rovnováhe:

• zmena koncentrácií reaktantov alebo produktov,
• zmena tlaku,
• zmena teploty,
• zavedenie katalyzátora do reakčného média.

Le Chatelierov princíp

Všetky vyššie uvedené faktory ovplyvňujú posun v chemickej rovnováhe, ktorý podlieha Princíp Le Chatelier: ak zmeníte jednu z podmienok, za ktorých je systém v rovnováhe – koncentráciu, tlak alebo teplotu – potom sa rovnováha posunie v smere reakcie, ktorá pôsobí proti tejto zmene. Tie. rovnováha má tendenciu sa posúvať v smere, čo vedie k zníženiu vplyvu nárazu, ktorý viedol k porušeniu rovnovážneho stavu.

Budeme teda samostatne uvažovať o vplyve každého z ich faktorov na rovnovážny stav.

Vplyv zmeny v koncentráciách reaktantov alebo produktov ukážme na príklade Haberov proces:

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

Ak sa napríklad dusík pridá do rovnovážneho systému pozostávajúceho z N 2 (g), H 2 (g) a NH 3 (g), potom by sa rovnováha mala posunúť v smere, ktorý by prispel k zníženiu množstva vodík smerom k jeho pôvodnej hodnote, tie. v smere tvorby dodatočného množstva amoniaku (vpravo). Súčasne dôjde aj k zníženiu množstva vodíka. Keď sa do systému pridá vodík, rovnováha sa tiež posunie smerom k vytvoreniu nového množstva amoniaku (doprava). Zatiaľ čo zavedenie amoniaku do rovnovážneho systému podľa Princíp Le Chatelier , spôsobí posun v rovnováhe smerom k procesu, ktorý je priaznivý pre vznik východiskových látok (doľava), t.j. koncentrácia amoniaku by sa mala znížiť rozkladom časti na dusík a vodík.

Pokles koncentrácie jednej zo zložiek posunie rovnovážny stav systému smerom k tvorbe tejto zložky.

Vplyv zmeny tlaku má zmysel, ak sú do skúmaného procesu zapojené plynné zložky a dochádza k zmene celkového počtu molekúl. Ak zostane celkový počet molekúl v systéme trvalé, potom zmena tlaku neovplyvňuje na jej bilancii, napr.

I2 (g) + H2 (g) \u003d 2HI (g)

Ak sa celkový tlak v rovnovážnom systéme zvýši zmenšovaním jeho objemu, potom sa rovnováha posunie v smere zmenšovania objemu. Tie. smerom k znižovaniu počtu plynu v systéme. V reakcii:

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

zo 4 molekúl plynu (1 N 2 (g) a 3 H 2 (g)) vznikajú 2 molekuly plynu (2 NH 3 (g)), t.j. tlak v systéme klesá. V dôsledku toho zvýšenie tlaku prispeje k tvorbe dodatočného množstva amoniaku, t.j. rovnováha sa posunie v smere jej vzniku (doprava).

Ak je teplota systému konštantná, potom zmena celkového tlaku systému nepovedie k zmene rovnovážnej konštanty TO.

Zmena teploty systém ovplyvňuje nielen posunutie jeho rovnováhy, ale aj rovnovážnej konštanty TO. Ak sa rovnovážnemu systému pri konštantnom tlaku dodáva dodatočné teplo, potom sa rovnováha posunie v smere absorpcie tepla. Zvážte:

N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g) + 22 kcal

Takže, ako vidíte, priama reakcia prebieha s uvoľňovaním tepla a opačná reakcia s absorpciou. So zvyšovaním teploty sa rovnováha tejto reakcie posúva smerom k reakcii rozkladu amoniaku (doľava), pretože to je a oslabuje vonkajší vplyv - zvýšenie teploty. Naopak, ochladzovanie vedie k posunu rovnováhy v smere syntézy amoniaku (doprava), keďže reakcia je exotermická a odoláva ochladzovaniu.

Zvýšenie teploty teda podporuje posun chemická rovnováha v smere endotermickej reakcie a pokles teploty je v smere exotermického procesu . Rovnovážne konštanty všetkých exotermických procesov so zvyšujúcou sa teplotou klesá a endotermických procesov - stúpa.

Väčšina chemických reakcií je reverzibilná, to znamená, že prebiehajú súčasne v opačných smeroch. V prípadoch, keď priame a spätné reakcie prebiehajú rovnakou rýchlosťou, nastáva chemická rovnováha.

Keď sa dosiahne chemická rovnováha, počet molekúl látok, ktoré tvoria systém, sa prestane meniť a zostáva konštantný v čase za nezmenených vonkajších podmienok.

Stav systému, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie, sa nazýva chemická rovnováha.

Napríklad rovnováha reakcie H 2 (g) + I 2 (g) ⇆ 2HI (g) nastane, keď sa za jednotku času v priamej reakcii vytvorí presne toľko molekúl jódu, koľko sa rozpadne v reverznej reakcii. na jód a vodík.

Schopnosť reakcie prebiehať v opačných smeroch sa nazýva kinetická reverzibilita..

V reakčnej rovnici je reverzibilita označená dvoma protiľahlými šípkami (⇆) namiesto znamienka rovnosti medzi ľavou a pravou stranou chemickej rovnice.

Chemická rovnováha je dynamická (pohyblivá). Pri zmene vonkajších podmienok sa rovnováha posunie a vráti sa do pôvodného stavu, ak vonkajšie podmienky nadobudnú konštantné hodnoty. Vplyv vonkajších faktorov na chemickú rovnováhu spôsobuje jej posun.

Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie:

teploty;

tlak;

Koncentrácie.

Vplyv týchto faktorov na chemickú reakciu sa riadi vzorom, ktorý vo všeobecnosti vyjadril v roku 1884 francúzsky vedec Le Chatelier (obr. 1).

Ryža. 1. Henri Louis Le Chatelier

Moderná formulácia Le Chatelierovho princípu

Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posunie v smere, ktorý tento vplyv oslabí.

1. Vplyv teploty

V každej reverzibilnej reakcii jeden zo smerov zodpovedá exotermickému procesu a druhý endotermickému procesu.

Príklad: priemyselná výroba amoniaku. Ryža. 2.

Ryža. 2. Závod na výrobu čpavku

Reakcia syntézy amoniaku:

N2 + 3H2⇆2NH3 + Q

Dopredná reakcia je exotermická a spätná reakcia je endotermická.

Vplyv zmeny teploty na polohu chemickej rovnováhy sa riadi nasledujúcimi pravidlami.

Pri zvyšovaní teploty sa chemická rovnováha posúva v smere endotermickej reakcie a pri znižovaní teploty v smere exotermickej reakcie.

Na posunutie rovnováhy v smere získavania amoniaku je potrebné znížiť teplotu.

2. Vplyv tlaku

Pri všetkých reakciách plynných látok, sprevádzaných zmenou objemu v dôsledku zmeny látkového množstva pri prechode z východiskových látok na produkty, je rovnovážna poloha ovplyvnená tlakom v systéme.

Vplyv tlaku na rovnovážnu polohu sa riadi nasledujúcimi pravidlami.

S nárastom tlaku sa rovnováha posúva v smere tvorby látok (počiatočných alebo produktov) s menším objemom; pri znižovaní tlaku sa rovnováha posúva v smere tvorby látok s veľkým objemom.

Pri reakcii syntézy amoniaku sa so zvyšujúcim sa tlakom posúva rovnováha smerom k tvorbe amoniaku, pretože reakcia prebieha so znižovaním objemu.

3. Vplyv koncentrácie

Vplyv koncentrácie na rovnovážny stav sa riadi nasledujúcimi pravidlami.

So zvýšením koncentrácie jednej z východiskových látok sa rovnováha posunie v smere tvorby reakčných produktov; so zvýšením koncentrácie jedného z reakčných produktov sa rovnováha posúva v smere tvorby východiskových látok.

V reakcii na produkciu amoniaku, aby sa posunula rovnováha smerom k produkcii amoniaku, je potrebné zvýšiť koncentráciu vodíka a dusíka.

Zhrnutie lekcie

V lekcii ste sa dozvedeli o koncepte „chemickej rovnováhy“ a o tom, ako ju posunúť, aké podmienky ovplyvňujú posun chemickej rovnováhy a ako funguje „Princíp Le Chatelier“.

Bibliografia

1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Chémia. Učebnica pre všeobecný 10. ročník. inšt. úroveň profilu. - M .: LLC "TID "Russian Word - RS", 2008. (§§ 24, 25)
2. Kuznecovová N.E., Litvinová T.N., Lyovkin A.N. Chémia: 11. ročník: Učebnica pre študentov všeobecne. inšt. (úroveň profilu): za 2 hodiny. 2. časť. M.: Ventana-Graf, 2008. (§ 24)
3. Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica. pre všeobecné inštitúcia: základná úroveň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M .: Vzdelávanie, JSC "Moskva učebnice", 2010. (§ 13)
4. Radetsky A.M. Chémia. didaktický materiál. 10-11 ročníkov. - M.: Osveta, 2011. (s. 96-98)
5. Khomchenko I.D. Zbierka úloh a cvičení z chémie pre strednú školu. - M.: RIA "Nová vlna": Vydavateľstvo Umerenkov, 2008. (s. 65-68)

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

Domáca úloha

1. s 65-66 č.12.10-12.17 zo Zborníka úloh a cvičení z chémie pre strednú školu (Khomchenko I.D.), 2008.
2. V akom prípade zmena tlaku nespôsobí posun v chemickej rovnováhe pri reakciách s plynnými látkami?
3. Prečo katalyzátor neprispieva k posunu chemickej rovnováhy?

Stav, v ktorom sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké, sa nazýva chemická rovnováha. Reverzibilná reakčná rovnica vo všeobecnom tvare:

Dopredná rýchlosť reakcie v 1 =k 1 [A] m [B] n, rýchlosť reverznej reakcie v 2 =k 2 [С] p [D] q , kde v hranatých zátvorkách sú rovnovážne koncentrácie. Podľa definície v chemickej rovnováhe v 1 =v 2, odkiaľ

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

kde Kc je chemická rovnovážna konštanta vyjadrená ako molárne koncentrácie. Vyššie uvedené matematické vyjadrenie sa často nazýva zákon hmotnostného pôsobenia pre reverzibilnú chemickú reakciu: pomer súčinu rovnovážnych koncentrácií produktov reakcie k súčinu rovnovážnych koncentrácií východiskových látok.

Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teplota, tlak a koncentrácia. Vplyv, ktorý majú tieto faktory na chemickú reakciu, podlieha vzoru, ktorý vo všeobecnosti vyjadril v roku 1884 francúzsky vedec Le Chatelier. Moderná formulácia Le Chatelierovho princípu je nasledovná:

Ak na systém, ktorý je v rovnovážnom stave, pôsobí vonkajší vplyv, potom sa systém presunie do iného stavu takým spôsobom, aby sa zmenšil vplyv vonkajšieho vplyvu.

Faktory ovplyvňujúce chemickú rovnováhu.

1. Vplyv teploty. V každej reverzibilnej reakcii jeden zo smerov zodpovedá exotermickému procesu a druhý endotermickému procesu.

Keď teplota stúpa, chemická rovnováha sa posúva v smere endotermickej reakcie a pri znižovaní teploty v smere exotermickej reakcie.

2. Vplyv tlaku. Pri všetkých reakciách plynných látok, sprevádzaných zmenou objemu v dôsledku zmeny látkového množstva pri prechode z východiskových látok na produkty, je rovnovážna poloha ovplyvnená tlakom v systéme.
Vplyv tlaku na rovnovážnu polohu sa riadi nasledujúcimi pravidlami:

So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva v smere tvorby látok (počiatočných alebo produktov) s menším objemom.

3. Vplyv koncentrácie. Vplyv koncentrácie na rovnovážny stav sa riadi nasledujúcimi pravidlami:

So zvýšením koncentrácie jednej z východiskových látok sa rovnováha posunie v smere tvorby reakčných produktov;
so zvýšením koncentrácie jedného z reakčných produktov sa rovnováha posúva v smere tvorby východiskových látok.

Otázky na sebakontrolu:

1. Aká je rýchlosť chemickej reakcie a od akých faktorov závisí? Od akých faktorov závisí rýchlostná konštanta?

2. Napíšte rovnicu pre rýchlosť reakcie tvorby vody z vodíka a kyslíka a ukážte, ako sa rýchlosť zmení, ak sa koncentrácia vodíka strojnásobí.

3. Ako sa mení rýchlosť reakcie v čase? Aké reakcie sa nazývajú reverzibilné? Aký je stav chemickej rovnováhy? Čo sa nazýva rovnovážna konštanta, od akých faktorov závisí?

4. Aké vonkajšie vplyvy môžu narušiť chemickú rovnováhu? Ktorým smerom sa posunie rovnováha pri zmene teploty? tlak?

5. Ako možno vratnú reakciu posunúť určitým smerom a dokončiť?

Prednáška č.12 (problém)

Riešenia

Cieľ: Uveďte kvalitatívne závery o rozpustnosti látok a kvantitatívne hodnotenie rozpustnosti.

Kľúčové slová: Roztoky - homogénne a heterogénne, pravé a koloidné; rozpustnosť látok; koncentrácia roztokov; roztoky neelektroylov; zákony Raoulta a van't Hoffa.

Plán.

1. Klasifikácia riešení.

2. Koncentrácia roztokov.

3. Roztoky neelektrolytov. Raoultove zákony.

Klasifikácia riešení

Roztoky sú homogénne (jednofázové) systémy premenlivého zloženia, pozostávajúce z dvoch alebo viacerých látok (zložiek).

Podľa povahy stavu agregácie môžu byť roztoky plynné, kvapalné a tuhé. Zvyčajne sa za rozpúšťadlo považuje zložka, ktorá je za daných podmienok v rovnakom stave agregácie ako výsledný roztok, zvyšné zložky roztoku sú rozpustené látky. V prípade rovnakého súhrnného stavu zložiek je rozpúšťadlo zložkou, ktorá prevláda v roztoku.

V závislosti od veľkosti častíc sa roztoky delia na pravé a koloidné. V pravých roztokoch (často označovaných jednoducho ako roztoky) je rozpustená látka dispergovaná na atómovú alebo molekulárnu úroveň, častice rozpustenej látky nie sú viditeľné ani vizuálne, ani pod mikroskopom, voľne sa pohybujú v prostredí rozpúšťadla. Skutočné riešenia sú termodynamicky stabilné systémy, nekonečne stabilné v čase.

Hnacou silou pre vznik roztokov sú faktory entropie a entalpie. Pri rozpúšťaní plynov v kvapaline entropia vždy klesá ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Čím silnejšia je interakcia medzi rozpustenou látkou a rozpúšťadlom, tým väčšia je úloha faktora entalpie pri tvorbe roztokov. Znak zmeny entalpie rozpúšťania je určený znamienkom súčtu všetkých tepelných účinkov procesov sprevádzajúcich rozpúšťanie, z ktorých hlavný príspevok má deštrukcia kryštálovej mriežky na voľné ióny (ΔH > 0) a interakcia vytvorených iónov s molekulami rozpúšťadla (solvatácia, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно нерастворимых веществ нет) всегда ΔG = ΔH – T·ΔS < 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для жидких растворов (расплавов) процесс растворения идет самопроизвольно (ΔG < 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Koncentrácia nasýteného roztoku je určená rozpustnosťou látky pri danej teplote. Roztoky s nižšou koncentráciou sa nazývajú nenasýtené.

Rozpustnosť rôznych látok sa značne líši a závisí od ich povahy, interakcie častíc rozpustenej látky medzi sebou navzájom a s molekulami rozpúšťadla, ako aj od vonkajších podmienok (tlak, teplota atď.)

V chemickej praxi sú najdôležitejšie roztoky pripravené na báze kvapalného rozpúšťadla. Práve kvapalné zmesi sa v chémii jednoducho nazývajú roztoky. Najpoužívanejším anorganickým rozpúšťadlom je voda. Roztoky s inými rozpúšťadlami sa nazývajú nevodné.

Roztoky majú mimoriadne veľký praktický význam, prebiehajú v nich mnohé chemické reakcie, vrátane tých, ktoré sú základom metabolizmu v živých organizmoch.

Koncentrácia roztoku

Dôležitou charakteristikou roztokov je ich koncentrácia, ktorá vyjadruje pomerné množstvo zložiek v roztoku. Existujú hmotnostné a objemové koncentrácie, rozmerové a bezrozmerné.

Komu bezrozmerný koncentrácie (podiely) zahŕňajú tieto koncentrácie:

Hmotnostný zlomok rozpustenej látky W(B) vyjadrené ako zlomok jednotky alebo ako percento:

kde m(B) a m(A) sú hmotnosť rozpustenej látky B a hmotnosť rozpúšťadla A.

Objemový podiel rozpustenej látky σ(B) je vyjadrený v zlomkoch jednotky alebo objemových percent:

kde V i je objem zložky roztoku, V(B) je objem rozpustenej látky B. Objemové percentá sa nazývajú stupne *) .

*) Niekedy sa objemová koncentrácia vyjadruje v tisícinách (ppm, ‰) alebo v dieloch na milión (ppm), ppm.

Molárny zlomok rozpustenej látky χ(B) je vyjadrený vzťahom

Súčet mólových zlomkov k zložiek roztoku χ i sa rovná jednej

Komu rozmerový koncentrácie zahŕňajú nasledujúce koncentrácie:

Molalita rozpustenej látky C m (B) je určená množstvom látky n(B) v 1 kg (1000 g) rozpúšťadla, jednotkou je mol/kg.

Molárna koncentrácia látky B v roztoku C(B) - obsah množstva rozpustenej látky B na jednotku objemu roztoku, mol/m 3 alebo častejšie mol/liter:

kde μ(B) je molárna hmotnosť B, V je objem roztoku.

Molárne koncentračné ekvivalenty látky B C E (B) (normalita - zastarané.) je určená počtom ekvivalentov rozpustenej látky na jednotku objemu roztoku, mol / liter:

kde n E (B) je množstvo látkových ekvivalentov, μ E je molárna hmotnosť ekvivalentu.

Titer roztoku látky B( T B) sa určuje podľa hmotnosti rozpustenej látky vg obsiahnutej v 1 ml roztoku:

g/ml alebo g/ml.

Hmotnostné koncentrácie (hmotnostný zlomok, percento, molál) nezávisia od teploty; objemové koncentrácie sa vzťahujú na konkrétnu teplotu.

Všetky látky sú do určitej miery schopné rozpustnosti a vyznačujú sa rozpustnosťou. Niektoré látky sú navzájom neobmedzene rozpustné (voda-acetón, benzén-toluén, tekutý sodík-draslík). Väčšina zlúčenín je ťažko rozpustná (voda-benzén, voda-butylalkohol, vodná kuchynská soľ) a mnohé sú málo rozpustné alebo prakticky nerozpustné (voda-BaSO 4, voda-benzín).

Rozpustnosť látky za daných podmienok je jej koncentrácia v nasýtenom roztoku. V takomto roztoku sa dosiahne rovnováha medzi rozpustenou látkou a roztokom. V neprítomnosti rovnováhy zostáva roztok stabilný, ak je koncentrácia rozpustenej látky nižšia ako jej rozpustnosť (nenasýtený roztok), alebo nestabilný, ak roztok obsahuje látky väčšie ako je jeho rozpustnosť (presýtený roztok).

Všetky chemické reakcie sú v zásade reverzibilné.
To znamená, že v reakčnej zmesi prebieha interakcia reaktantov aj interakcia produktov. V tomto zmysle je rozdiel medzi reaktantmi a produktmi ľubovoľný. Smer chemickej reakcie je určený podmienkami jej uskutočnenia (teplota, tlak, koncentrácia látok).
Mnohé reakcie majú jeden prevládajúci smer a na uskutočnenie takýchto reakcií v opačnom smere sú potrebné extrémne podmienky. Pri takýchto reakciách nastáva takmer úplná premena reaktantov na produkty.

Príklad. Železo a síra spolu reagujú pri miernom zahrievaní za vzniku sulfidu železnatého, FeS je za takýchto podmienok stabilný a prakticky sa nerozkladá na železo a síru:

Pri 200 atm a 400 °C sa dosiahne maximálny a rovný 36 % (objemovo) obsah NH3 v reakčnej zmesi. S ďalším zvýšením teploty v dôsledku zvýšeného toku reverznej reakcie objemový podiel amoniaku v zmesi klesá.
Dopredné a spätné reakcie prebiehajú súčasne v opačných smeroch.

Pri všetkých reverzibilných reakciách sa rýchlosť doprednej reakcie znižuje a rýchlosť spätnej reakcie sa zvyšuje, kým sa obe rýchlosti nezrovnajú a nenastane rovnovážny stav.

V rovnovážnom stave sa rýchlosť priamych a spätných reakcií rovná.

PRINCÍP LE CHATELIER.POSUN CHEMICKEJ ROVNOVÁHY.

Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teplota, tlak a koncentrácia. Vplyv, ktorý majú tieto faktory na chemickú reakciu, podlieha vzoru, ktorý vo všeobecnosti vyjadril v roku 1884 francúzsky vedec Le Chatelier. Moderná formulácia Le Chatelierovho princípu je nasledovná:

1. Vplyv teploty. V každej reverzibilnej reakcii jeden zo smerov zodpovedá exotermickému procesu a druhý endotermickému procesu.

2. Vplyv tlaku. Pri všetkých reakciách plynných látok, sprevádzaných zmenou objemu v dôsledku zmeny množstva látky pri prechode od východiskových látok k produktom, ovplyvňuje tlak v systéme rovnovážnu polohu.
Vplyv tlaku na rovnovážnu polohu sa riadi nasledujúcimi pravidlami:

Pri prechode z východiskových látok na produkty sa teda objem plynov znížil na polovicu. To znamená, že so zvýšením tlaku sa rovnováha posunie smerom k tvorbe NH3, čo dokazujú nasledujúce údaje pre reakciu syntézy amoniaku pri 400 °C:

3. Vplyv koncentrácie. Vplyv koncentrácie na rovnovážny stav sa riadi nasledujúcimi pravidlami: