Stan równowagi chemicznej istnieje w ściśle określonych warunkach: stężenie, temperatura, ciśnienie. Kiedy zmienia się jeden z tych warunków, równowaga zostaje zakłócona z powodu nierównych zmian szybkości reakcji do przodu i do tyłu. Przejście z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się przesunięciem lub przesunięciem położenia równowagi. Jeśli szybkość reakcji naprzód staje się większa niż szybkość reakcji odwrotnej, równowaga przesuwa się w prawo. Jeżeli szybkość reakcji naprzód staje się mniejsza niż szybkość reakcji odwrotnej, wówczas równowaga przesuwa się w lewo. Z biegiem czasu w układzie ustala się nowa równowaga chemiczna, która charakteryzuje się nową równością szybkości reakcji do przodu i do tyłu oraz nowymi równowagowymi stężeniami wszystkich substancji w układzie.
Wyznacza się kierunek przesunięcia równowagi Zasada Le Chateliera: Jeśli na układ będący w równowadze zostanie wywarty wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, która osłabia ten wpływ.
W odniesieniu do trzech głównych rodzajów wpływów zewnętrznych – zmian stężenia, ciśnienia i temperatury – zasadę Le Chateliera interpretuje się następująco.
1. Gdy wzrasta stężenie jednej z substancji wyjściowych (reagujących), równowaga ulega przesunięciu w kierunku reakcji, w której substancja ta jest zużywana; te. w kierunku produktów reakcji; gdy stężenie jednej z reagujących substancji maleje, równowaga przesuwa się w kierunku powstania tej substancji, tj. w stronę materiałów wyjściowych . Wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji równowaga przesuwa się w stronę substancji wyjściowych.
2. Kiedy zmienia się temperatura, szybkość reakcji do przodu i do tyłu zmienia się, ale w różnym stopniu. Dlatego, aby wyjaśnić wpływ temperatury na równowagę chemiczną, należy znać znak efektu termicznego reakcji. Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesunie się na bok reakcja endotermiczna(ΔH > 0, Q< 0), gdy temperatura spadnie- na bok reakcja egzotermiczna(ΔН< 0, Q >0,). Zatem w reakcji egzotermicznej 2H 2(g) + O 2(g) « 2H 2 O wzrost temperatury sprzyja reakcji odwrotnej, która zachodzi wraz z absorpcją ciepła, tj. równowaga przesunie się w stronę substancji wyjściowych.
3. Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszania się liczby moli gazu, tj. w kierunku malejącego ciśnienia; wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku wzrostu liczby moli gazów, tj. w stronę rosnącego ciśnienia. Jeśli reakcja przebiega bez zmiany liczby moli substancji gazowych, wówczas ciśnienie nie wpływa na położenie równowagi w tym układzie.
2. Część eksperymentalna
2.1. Zależność szybkości reakcji od stężenia
reagenty
Aby zaobserwować zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów, wykorzystujemy reakcję oddziaływania roztworu jodanu potasu z roztworem siarczynu sodu w obecności kwasu siarkowego i skrobi (wskaźnik wolnego jodu). Proces interakcji przebiega w kilku etapach. Ogólne równanie reakcji ma postać
lub w formie jonowej:
Biorąc pod uwagę początek reakcji jako moment połączenia roztworów odczynników, a koniec jako moment uwolnienia wolnego jodu (pojawienie się niebieskiego zabarwienia), możemy wyznaczyć czas reakcji (τ) i określić względną szybkość reakcji jako 1/τ. Zmieniając stężenie roztworu jednego z odczynników można ustalić zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów w stałej temperaturze.
Do wykonania doświadczenia należy zastosować roztwory: roztwór A (0,002 N roztwór jodanu potasu), roztwór B (0,02 N roztwór siarczynu sodu, zawierający 50 ml 0,02 N roztworu, 50 ml 2 N roztworu kwasu siarkowego i 50 ml roztwór skrobi w 500 ml 0,02 N roztworu). Reakcję prowadzi się w stałej temperaturze (pokojowej), przy stałym stężeniu jodanu potasu (roztwór A) i zmiennym stężeniu siarczynu sodu(rozwiązanie B, tabela 2.1).
Procedura wykonania doświadczenia. Przygotować, używając cylindra miarowego i zlewek, roztwór B o pięciu różnych stężeniach zgodnie z Tabelą 2.1. W tym celu do każdego ponumerowanego kieliszka wlać po 10 ml roztworu B i do każdego z nich dodać wodę destylowaną w ilościach wskazanych w tabeli 2.1.
Wziąć 2 probówki, do jednej z nich dodać pipetą 20 kropli roztworu A, a do drugiej 20 kropli roztworu B (pierwszy wariant stężenia) do drugiej ze szkła nr 1. Szybko opróżnij roztwory i jednocześnie włącz stoper (w trakcie doświadczenia nie potrząsaj probówką). Gdy pojawi się niebieski kolor, wyłącz stoper. Wprowadź dane w tabeli 2.1. Następnie w tej samej kolejności wykonaj drugą, trzecią, czwartą i piątą wersję doświadczenia. Dla każdej opcji oblicz względną prędkość procesu (1/τ, s -1) i wprowadź dane do tabeli 2.1.
1. Narysuj wykres zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów, wykreślając względne stężenie roztworu siarczynu sodu na osi odciętych i względną szybkość reakcji na osi rzędnych. Wyjaśnij, jaki rodzaj zależności uzyskuje się?
2. Opisz swoje obserwacje. Wyjaśnij, dlaczego wraz ze wzrostem stężenia siarczynu sodu szybciej pojawia się niebieskie zabarwienie roztworu (oznaka reakcji). Jak to zmienia (zwiększa lub zmniejsza) szybkość badanej reakcji? Z czym to się wiąże?
3. Jakie jest prawo kinetyczne ustala zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów? Zapisz wyrażenie badanej reakcji. Czy uzyskany wynik potwierdza realizację tego prawa?
4. Podsumuj nad wpływem stężenia reagujących substancji na szybkość procesów fizycznych i chemicznych.
2.2. Zależność szybkości reakcji od temperatury
Aby zbadać zależność szybkości reakcji od temperatury, wykorzystamy reakcję utleniania kwasu szczawiowego (H 2 C 2 O 4) nadmanganianem potasu (KMnO 4) w obecności kwasu siarkowego. Równanie reakcji to
lub w formie jonowej
W środowisku kwaśnym jon ulega redukcji do jonu Mn 2+, w wyniku czego zmienia się barwa roztworu: z czerwono-fioletowej (barwa jonu) na bladoróżowy (barwa jonu Mn 2+ w temperaturze w wysokich stężeniach) lub bezbarwny (w niskich stężeniach). Reakcję prowadzi się przy stałym stężeniu reagentów i zmiennej temperaturze(Tabela 2.2).
Procedura wykonania doświadczenia. Weź 8 probówek i w 4 z nich umieść 20 kropli 0,1 N roztworu H 2 C 2 O 4. Do pozostałych 4 probówek dodać po 20 kropli KMnO 4 i 20 kropli stężonego kwasu siarkowego H 2 SO 4 (zachowując ściśle wskazaną kolejność przygotowania roztworów). Ochłodzić powstałe mieszaniny w powietrzu (lub pod bieżącą zimną wodą) do momentu temperatura pokojowa.
Probówkę z H 2 C 2 O 4 i probówkę z mieszaniną KMnO 4 i H 2 SO 4 umieszczamy w otworze wieczka zakrywającego zlewkę wypełnioną w 2/3 objętości podgrzaną wodą. Kontroluj temperaturę za pomocą termometru alkoholowego (probówki i termometr nie powinny dotykać dna szklanki). Probówki namoczyć roztworami przez 1,5 - 2 minuty, następnie zawartość probówki z zakwaszonym nadmanganianem potasu wlać do probówki z kwasem szczawiowym, nie wyjmując go ze szkła. Zanotuj stoperem czas od momentu wymieszania roztworów do ich całkowitego odbarwienia i wprowadź dane do tabeli 2.2. Następnie w tej samej kolejności wykonaj opcje 2–4 doświadczenia w temperaturach 40°C, 50°C, 60°C. Dla każdej opcji oblicz względną szybkość reakcji (1/τ, s -1) i wprowadź dane do tabeli 2.2.
Po zakończeniu analizy wyników eksperymentów wykonaj zadania i odpowiedz na pytania:
1. Oblicz współczynnik temperaturowy w zakresach: 30–40°C (u 40°C /u 30°C), 40–50°C (u 50°C /u 40°C), 50–60°C (u 60°C /u 50°C), obliczyć jego średnią wartość (γ avg). Czy dla badanej reakcji spełniona jest reguła Van't Hoffa? Od jakich czynników zależy wartość liczbowa γ?
2. Utwórz wykres zależność szybkości reakcji od temperatury, wykreślenie temperatury na osi odciętych i względnej prędkości na osi rzędnych. Jaką postać ma otrzymana zależność?
3. Opisz swoje obserwacje. Wyjaśnij, dlaczego odbarwienie roztworów (oznaka reakcji) następuje szybciej wraz ze wzrostem temperatury. Jak to zmienia (zwiększa lub zmniejsza) szybkość badanej reakcji? Jak to się ma do zmiany liczby cząstek aktywnych?
4. Podsumuj o wpływie temperatury na szybkość procesów fizycznych i chemicznych.
2.3. Zależność szybkości reakcji heterogenicznej
na powierzchni substancji reagujących
Umieść równe ilości (po jednej pełnej mikrołopatce) kredy i marmuru w dwóch probówkach. Jeżeli to możliwe, do probówek jednocześnie wlać równe objętości (2 - 3 ml) 10% roztworu kwasu solnego . Reakcję prowadzi się przy stałych stężeniach wszystkich substancji i temperaturze pokojowej. Zmieni się jedynie charakter reagentów, ponieważ kreda i marmur różnią się budową.
Obserwuj wydzielanie się gazu w obu probówkach. W której probówce wydzielanie gazu zakończy się szybciej?
Po zakończeniu analizy wyników eksperymentów wykonaj zadania i odpowiedz na pytania:
1. Napisz równania reakcji oddziaływania kredy i marmuru z kwas chlorowodorowy, biorąc pod uwagę, że kreda i marmur mają to samo wzór chemiczny CaCO3.
2. Wyjaśnij różnica w szybkościach reakcji. Jaki czynnik w tym przypadku wpływa na wzrost szybkości reakcji? W którym przypadku powierzchnia oddziaływania jest większa i jak wpływa to na szybkość reakcji? Dla każdej reakcji zapisz wyrażenie na prawo działania mas.
3. Wyciągnij ogólny wniosek na temat wpływu pola powierzchni reagujących substancji na szybkość heterogenicznych procesów fizykochemicznych.
2.4. Wpływ stężenia reagentów
do stanu równowagi
Przesunięcie równowagi chemicznej można zaobserwować w reakcji chlorku żelaza (FeCl 3) z tiocyjanianem potasu (KCNS):
FeCl 3 + 3KCNS «Fe(CNS) 3 + 3KCL
Ponieważ reakcja jest odwracalna, gdy równowaga ulegnie przesunięciu w wyniku zmiany stężenia reagentów, zmieni się intensywność czerwonej barwy roztworu w wyniku tworzenia się tiocyjanianu żelaza Fe(CNS) 3 . Reakcja zachodzi w stałej temperaturze.
Procedura przeprowadzania doświadczenia. Wlać 5 ml 0,01N roztworu do zlewki i dodać 5 ml 0,01N roztworu (lub ). Powstały roztwór wlać do 4 probówek. Do pierwszej probówki dodać 3-5 kropli stężonego roztworu, do drugiej 2-3 krople stężonego roztworu, do trzeciej umieścić odrobinę substancji stałej (lub) i wstrząsnąć probówką kilka razy, aby przyspieszyć rozpuszczenie sól. Porównaj intensywność barwy powstałych roztworów z barwą roztworu w czwartej probówce (kontrolnej). Zapisz wyniki obserwacji w tabeli 2.3.
Po zakończeniu analizy wyników eksperymentów wykonaj zadania i odpowiedz na pytania:
1. Zapisz warunek kinetyczny równowaga badanej reakcji.
2. Wyjaśnij, dlaczego kolor wzrasta w pierwszej i drugiej probówce, a słabnie w trzeciej probówce? Korzystając z ZDM, wyjaśnij, jak zmieni się prędkość i jaka reakcja (bezpośrednia lub odwrotna) na każdą wskazaną (tab. 2.3) zmianę stężenia substancji? Do czego to prowadzi? W jakim kierunku przesunie się równowaga w każdym przypadku?
3. Powiedz to Zasada Le Chateliera. Czy zmiana szybkości reakcji i przesunięcie równowagi ustalone podczas eksperymentu potwierdzają zasadę Le Chateliera?
4. Zapisz to wyrażenie stałej równowagi (КС) dla danego układu równowagi. Czy wartość liczbowa stałej równowagi zależy od stężenia reagentów?
5. Zrób wniosek ogólny na temat wpływu stężenia reagujących substancji na stan równowagi.
2.5. Wpływ temperatury na stan równowagi
Kiedy jod reaguje ze skrobią, powstaje substancja złożony skład– jodoskrobia, niebieska. Reakcję można przedstawić za pomocą diagramu
jod + skrobia «jodoskrobia (∆H< 0).
Procedura przeprowadzania doświadczenia. Do probówki wlać 4 - 5 ml roztworu skrobi i dodać kilka kropli 0,1 N roztworu I 2, aż do uzyskania niebieskiego zabarwienia. Podziel zawartość probówki na dwie części. Podgrzej jedną probówkę z roztworem, umieszczając ją w szklance gorącej wody. Następnie ostudzić do temperatury pokojowej (pod bieżącą wodą), obserwując w obu przypadkach zmianę barwy roztworów i porównując ją z próbą kontrolną.
Przygotowując analizę wyników eksperymentów, należy odpowiedzieć na następujące pytania:
1. Wyjaśnij, dlaczego i jak (wzrost lub osłabienie), gdy temperatura wzrasta lub spada, następuje zmiana koloru. Dlaczego, gdy temperatura wzrasta w większym stopniu (wynik eksperymentu), szybkość reakcji odwrotnej wzrasta, a gdy temperatura spada, szybkość reakcji naprzód wzrasta? Wyjaśnij, jaki ma to związek z energią aktywacji i efektem termicznym reakcji. W którą stronę przesuwa się równowaga pod wpływem zmiany temperatury?
2. Potwierdź Czy wyniki uzyskane w trakcie eksperymentu spełniają zasadę Le Chateliera?
3. Jak to się zmieni Jaka jest wartość liczbowa stałej równowagi tej reakcji wraz ze wzrostem temperatury? Odpowiedź musi być uzasadniona.
4. Wyciągnij ogólny wniosek nad wpływem temperatury na położenie równowagi chemicznej reakcji odwracalnej.
1. Zapisz wyrażenie ZDM dla reakcji:
a) 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g);
b) CaO (cr) + CO 2 (g) = CaCO 3 (cr).
Czy są jednorodne czy niejednorodne? Jak zmieni się szybkość reakcji, gdy objętość reakcji zmniejszy się 3-krotnie? Swoją odpowiedź poprzyj obliczeniami. Co znaczenie fizyczne stała szybkości reakcji i od jakich czynników zależy jej wartość liczbowa?
2. Gdy temperatura wzrosła z 298 do 318 K, szybkość reakcji wzrosła 9-krotnie. Oblicz energię aktywacji (E a) i współczynnik temperaturowy (g). Od jakich czynników zależą ich wartości liczbowe i jakie jest fizyczne znaczenie tych wielkości?
3. Zapisz wyrażenie i oblicz stałą równowagi reakcji
H 2(g) + J 2(g ↔ 2HJ (g) + Q
w temperaturze 716 C, jeśli wiadomo, że stała szybkości tworzenia jodowodoru w tej temperaturze jest równa 1,6 · 10 -2, a stała szybkości jego rozkładu termicznego jest równa 3 · 10 -4. Czy to reakcja endo- czy egzotermiczna? Jakie substancje dominują w układzie w stanie równowagi? Jak spadek ciśnienia, temperatury i wprowadzenie katalizatora do układu wpłynie na przesunięcie równowagi i wartość liczbową stałej równowagi tej reakcji?
Literatura
1. Korovin, N.V. Chemia ogólna / N.V. Korovin. – M.: Wyżej. szkoła, 2000.
2. Frolov, V.V. Chemia / V.V. Frolov. – M.: Wyżej. szkoła, 1986.
3. Zabelina, I. A. zestaw narzędzi za samodzielne przygotowanie do pracy laboratoryjnej w ramach przedmiotu „Chemia”. Po 2 godzinach Część 1 / I. A. Zabelina, L. V. Yasyukevich. – Mińsk: BSUIR, 1998.
4. Zadania i ćwiczenia chemia ogólna/ wyd. N.V. Korovina. – M.: Wyżej. szkoła, 2006.
POTENCJAŁY ELEKTROD, ELEMENTY GALWANICZNE
Cel pracy: na konkretnych przykładach zbadano procesy elektrochemiczne zachodzące na granicy faz metal-elektrolit oraz w ogniwach galwanicznych.
1. Część teoretyczna
Elektrochemia ma istotne znaczenie praktyczne dla wielu dziedzin nauki i technologii. Rola procesów i zjawisk elektrochemicznych w technologii wytwarzania i eksploatacji urządzeń i układów radioelektronicznych (elektrosynteza, trawienie elektrochemiczne, utlenianie, wytwarzanie cienkich warstw materiałów dekoracyjnych i specjalny cel, powłoki antykorozyjne, tworzenie styków itp.).
Nazywa się procesy bezpośredniej przemiany energii chemicznej w energię elektryczną lub energii elektrycznej w energię chemiczną procesy elektrochemiczne.
Układy elektrochemiczne, w których energia chemiczna zamieniana jest na energię elektryczną ogniwa galwaniczne.
Na nich opierają się procesy elektrochemiczne heterogeniczne reakcje redoks, płynący na granicy faz: elektroda - roztwór elektrolitu (stop).
Prędkość procesy elektrochemiczne zależą od obu charakter elektrolitu, jego stężenie, wielkość pH(Dla roztwory wodne elektrolity), warunki zewnętrzne ( T, P), obecność katalizatora i charakter elektrod, który jest numerycznie scharakteryzowany przez wartość potencjału elektrody.
Henriego Le Chateliera sformułował zasadę, która obecnie nosi jego imię.
Istota zasady: układ będący w stanie stabilnej równowagi chemicznej, pod wpływem czynników zewnętrznych (zmiany temperatury, ciśnienia, stężenia reagentów itp.) ma tendencję do powrotu do stanu równowagi, kompensując ten efekt.
Równowaga będzie się przesuwać, aż do pojawienia się nowego położenia równowagi odpowiadającego nowym warunkom.
Wielokrotnie stawiano hipotezę, że zasada La Chatelier:
- można uznać za rodzaj informacji zwrotnej (istnieje wpływ na system i jest jego reakcja);
- może mieć zastosowanie nie tylko w dziedzinie reakcji chemicznych, ale także w psychologii, socjologii, ekologii itp.
Istnienie negatywu informacja zwrotna w przyrodzie nieożywionej, prawdopodobnie jako pierwszy to wskazał Henriego Louisa Le Chateliera(1850-1936) – francuski naukowiec zajmujący się tą dziedziną Chemia fizyczna i metale. W 1884 roku sformułował ogólne prawo przemieszczenia równowagi chemicznej w zależności od czynniki zewnętrzne, zwaną zasadą Le Chateliera. W naukach fizycznych i chemicznych istnieje prawo równowagi sformułowane przez A. L. Le Chateliera. Mówi, że układy znajdujące się w pewnej równowadze wykazują tendencję do jej utrzymywania i stawiania wewnętrznego oporu siłom ją zmieniającym. Na przykład niech woda i lód będą w równowadze w naczyniu w temperaturze 0 C i normalnym ciśnieniu atmosferycznym. Jeśli naczynie zostanie ogrzane, część lodu topi się, pochłaniając ciepło i w ten sposób kontynuując utrzymywanie poprzedniej temperatury mieszaniny. Jeśli zwiększysz ciśnienie zewnętrzne, część lodu ponownie zamieni się w wodę, zajmując mniejszą objętość, co osłabia rosnące ciśnienie.
Inne płyny, w przeciwieństwie do wody, po zamrożeniu nie zwiększają swojej objętości, lecz zmniejszają się; W tych samych warunkach mieszaniny, pod rosnącym ciśnieniem, wykazują odwrotną zmianę: część cieczy zamarza; ciśnienie jest przez to oczywiście osłabione, podobnie jak w poprzednim przypadku. Zasada Le Chateliera ma zastosowanie do roztworów, reakcji chemicznych i ruchów ciała na każdym kroku, umożliwiając przewidywanie zmian systemowych w wielu różnych przypadkach.
Ale to samo prawo, jak pokazuje wiele obserwacji, ma zastosowanie do systemów biologicznych, umysłowych i społecznych, które znajdują się w równowadze. Na przykład organizm ludzki reaguje na zewnętrzne chłodzenie, wzmacniając wewnętrzne procesy utleniające i inne procesy, które wytwarzają ciepło; na przegrzanie – poprzez nasilenie procesów parowania, które odbierają ciepło. Normalna psychika, gdy z powodu warunków zewnętrznych zmniejsza się liczba jej doznań, na przykład gdy ktoś idzie do więzienia, zdaje się kompensować ten brak wzmacniając pracę fantazji, a także rozwijając dbałość o szczegóły; wręcz przeciwnie, przy przeciążeniu wrażeniami zmniejsza się uwaga skierowana na konkrety, słabnie aktywność fantazji itp.
Jest oczywiste, że kwestia uniwersalności prawa Le Chateliera nie może zostać postawiona i systematycznie badana przez żadną z nauk specjalnych: chemia fizyczna nie interesuje się układami mentalnymi, biologia - nieorganicznymi, psychologia - materialnymi. Jednak z ogólnego organizacyjnego punktu widzenia jest to oczywiście nie tylko całkiem możliwe, ale i całkowicie nieuniknione.
Bogdanow A.A. , Tektologia: Ogólna nauka o organizacji w 2 książkach, Księga 1, M., Ekonomia, 1989, s. 2. 139.
Francuski fizykochemik A.L. Le Chatelier (1850-1936) wyprowadził w 1884 r., a niemiecki fizyk F. Braun (1850-1918) uzasadnił w 1887 r. ogólna zasada zmiany równowagi chemicznej w zależności od czynników zewnętrznych. Oto jedno z jego sformułowań: „Jeśli na układ będący w równowadze wywierany jest jakikolwiek wpływ...(NATURALNA NAUKA)
Przesunięcie równowagi chemicznej. Zasada Le Chateliera.
Stan równowagi chemicznej przy zmieniających się warunkach (temperatura, ciśnienie lub stężenie) może przesunąć się w stronę tworzenia produktów reakcji lub w stronę substancji wyjściowych. Wpływ, jaki na układ równowagi wywiera dowolny wpływ zewnętrzny, można przewidzieć, korzystając z zasady...Przesunięcie równowagi chemicznej. Zasada Le Chateliera
Najważniejsze warunki, w jakich Reakcja chemiczna czy zachodzi samoistnie czy w jakim jest przeprowadzany, to stężenia odczynników i produktów, temperatura i ciśnienie. Zmiana któregokolwiek z tych warunków prowadzi do naruszenia równości szybkości reakcji w przód i w tył, w wyniku czego zmieniają się stężenia...(CHEMIA NIEORGANICZNA)
Bilans chemiczny. Przesunięcie równowagi chemicznej. Zasada Le Chateliera
Większość reakcji może zachodzić jednocześnie w dwóch wzajemnie przeciwnych kierunkach. Takie reakcje nazywane są odwracalny. Na przykład proces wytwarzania jodowodoru można przedstawić za pomocą następującego równania: Wyrażenie prawa działania masy dla obu reakcji będzie następujące: gdzie kx...(CHEMIA OGÓLNA I NIEORGANICZNA)
Zasada Le Chateliera-Browna.
Z warunkami stabilności ściśle powiązane jest stanowisko nazywane często zasadą najmniejszego przymusu lub zasadą Le Chateliera-Browna. Zasadę tę zaproponowali kiedyś A. Le Chatelier (1884) i K. Brown (1887). Najprostsze sformułowanie tej zasady wygląda następująco: układ w równowadze...(TERMODYNAMIKA. CZĘŚĆ 2)
Reakcje, które przebiegają w jednym kierunku i kończą się, nazywane są reakcjami nieodwracalny. Nie ma ich wielu. Większość reakcji jest odwracalna, tj. płyną w przeciwnych kierunkach i nie docierają do końca. Na przykład reakcja J2 + H2D2HJ w temperaturze 350°C jest typową reakcją odwracalną. W tym przypadku ustala się ruchoma równowaga chemiczna i wyrównuje się szybkości procesów bezpośrednich i odwrotnych.
Równowaga chemiczna– stan układu reagujących substancji, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe.
Równowaga chemiczna nazywana jest równowagą dynamiczną. W równowadze zachodzą reakcje do przodu i do tyłu, ich szybkości są takie same, w wyniku czego zmiany w układzie są niezauważalne.
Stężenia reagentów ustalone przy równowaga chemiczna, nazywane są stężeniami równowagowymi. Zazwyczaj oznacza się je za pomocą nawiasów kwadratowych, na przykład , , .
Ilościową cechą równowagi chemicznej jest wartość zwana stałą równowagi chemicznej. Do reakcji w ogólna perspektywa: mA + nB = pC + qD
Stała równowagi chemicznej ma postać:
Zależy to od temperatury i charakteru reagentów, ale nie zależy od ich stężenia. Stała równowagi pokazuje, ile razy szybkość reakcji przebiegającej w przód jest większa od szybkości reakcji odwrotnej, jeśli stężenie każdego z reagentów wynosi 1 mol/l. Takie jest fizyczne znaczenie K.
Wyznacza się kierunek przesunięcia równowagi chemicznej wraz ze zmianami stężenia reagentów, temperatury i ciśnienia (w przypadku reakcji gazowych) ogólne stanowisko, znany jako zasada równowagi ruchomej Lub Zasada Le Chateliera: jeżeli na układ znajdujący się w równowadze wywierany jest wpływ zewnętrzny (stężenie, temperatura, zmiany ciśnienia), to sprzyja on wystąpieniu jednej z dwóch przeciwstawnych reakcji, co osłabia ten wpływ.
Należy zaznaczyć, że wszystkie katalizatory w równym stopniu przyspieszają reakcje do przodu i do tyłu, a zatem nie wpływają na przesunięcie równowagi, a jedynie przyczyniają się do jej szybszego osiągnięcia.
Przykłady rozwiązywania problemów
Przykład 1.
Oblicz współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, wiedząc, że wraz ze wzrostem temperatury o 70°C szybkość wzrasta 128 razy.
Rozwiązanie:
Do obliczeń używamy reguły Van't Hoffa:
Odpowiedź: 2
Przykład 2.
W jakiej temperaturze dana reakcja zakończy się w ciągu 0,5 minuty, jeśli w temperaturze 70°C zakończy się w ciągu 40 minut? Współczynnik temperatury reakcja wynosi 2,3.
Rozwiązanie:
Do obliczeń używamy reguły Van't Hoffa . Znajdź t 2:
Odpowiedź: 122,6 0 C
Przykład 3.
Ile razy zmieni się szybkość reakcji bezpośredniej N 2 (g) + 3H 2 (g) = NH 3 (g), jeśli ciśnienie w układzie zostanie podwojone?
Rozwiązanie:
Dwukrotny wzrost ciśnienia w układzie jest równoznaczny z dwukrotnym zmniejszeniem objętości układu. W takim przypadku stężenia reagentów wzrosną 2 razy. Zgodnie z prawem działania mas początkowa szybkość reakcji wynosi V n = k·· 3.
Po 2-krotnym zwiększeniu ciśnienia stężenia azotu i wodoru wzrosną 2-krotnie, a szybkość reakcji wyniesie V k = k·2·2 3 3 = k·32,3. Stosunek V do /V n pokazuje, jak zmieni się szybkość reakcji po zmianie ciśnienia. Dlatego V k /V n = k 32 3 /(k 3) = 32.
Odpowiedź: szybkość reakcji wzrośnie 32 razy.
Przykład 4.
Endotermiczna reakcja rozkładu pięciochlorku fosforu przebiega według równania PC1 5 (g) ↔ PC1 3 (g) + C1 2 (g); ∆Н = +92,59 kJ. Jak zmienić: a) temperaturę; b) ciśnienie; c) zatężanie w celu przesunięcia równowagi w kierunku reakcji bezpośredniej - rozkładu PC1 5?
Rozwiązanie:
Przemieszczenie lub przesunięcie równowagi chemicznej to zmiana stężeń równowagowych reagujących substancji w wyniku zmiany jednego z warunków reakcji. Kierunek przesunięcia równowagi określa zasada Le Chateliera: a) ponieważ reakcja rozkładu PC1 5 jest endotermiczna (H > 0), to aby przesunąć równowagę w stronę reakcji bezpośredniej, należy podnieść temperaturę: b) ponieważ w tym układzie rozkład PC1 5 prowadzi do wzrostu objętości (z jednej cząsteczki gazu powstają dwie cząsteczki gazu), wówczas aby przesunąć równowagę w kierunku reakcji bezpośredniej, konieczne jest zmniejszenie ciśnienia; c) przesunięcie równowagi we wskazanym kierunku można osiągnąć albo zwiększając stężenie PC1 5, albo zmniejszając stężenie PC1 3 lub Cl 2.
Charakter przemieszczenia pod wpływem wpływów zewnętrznych można przewidzieć, korzystając z zasady Le Chateliera: jeśli na układ będący w równowadze wpływa się z zewnątrz, wówczas równowaga w układzie przesuwa się w taki sposób, aby osłabić wpływ zewnętrzny.
1. Wpływ stężeń.
Wzrost stężenia jednego z reagentów przesuwa równowagę reakcji w kierunku zużycia substancji.
Spadek stężenia prowadzi do powstania substancji.
2. Wpływ temperatury.
Wzrost temperatury przesuwa równowagę w stronę reakcji polegającej na absorpcji ciepła (endotermiczna), a spadek temperatury przesuwa równowagę w stronę reakcji uwalniającej ciepło (egzotermiczna).
3. Wpływ ciśnienia.
Wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w stronę reakcji zachodzącej ze zmniejszeniem objętości i odwrotnie, spadek ciśnienia w kierunku reakcji zachodzącej ze wzrostem objętości.
3.1. Przykłady rozwiązywania problemów.
Przykład 1. Jak zmieni się szybkość reakcji zachodzącej w zamkniętym naczyniu, jeśli ciśnienie wzrośnie 4-krotnie?
2NO (np.) + O 2 (np.) = 2NO 2
Rozwiązanie: zwiększenie ciśnienia 4-krotnie oznacza zwiększenie stężenia gazów o tę samą ilość.
Określ szybkość reakcji przed zwiększeniem ciśnienia.
V 1 = K*C 2 NIE *CO 2
Określ szybkość reakcji po zwiększeniu ciśnienia.
V 2 = K*(4C NO) 2 * (4CO 2) = 64 K*C 2 NO *CO 2
Oblicz, ile razy wzrosła szybkość reakcji
V2 = 64 *K*C 2 NIE *WSPÓŁ 2 = 64
V1 K*C 2 NO*CO 2
Odpowiedź: szybkość reakcji wzrosła 64 razy.
Przykład 2. Ile razy szybkość reakcji wzrośnie, gdy temperatura wzrośnie z 20 C do 50 C0? Współczynnik temperaturowy wynosi 3.
Rozwiązanie: zgodnie z regułą Van'ta-Hoffa Vt 2 =Vt 1 *γ T 2 -T 1 /10
W zależności od warunków problemu należy określić VT 2
Podstawiamy dane do wzoru:
VT 2 =γ T 2 - T 1 /10 =3 (50-20)/10 = 3 3 = 27
Odpowiedź: szybkość reakcji wzrosła 27 razy.
Przykład 3. Obliczanie stałej równowagi reakcji ze stężeń równowagowych reagentów i wyznaczanie ich stężeń początkowych.
Podczas syntezy amoniaku N 2 + ZH 2 == 2NH 3 równowaga została ustalona przy następujących stężeniach reagentów (mol/l): C N 2 = 2,5; CH2 = 1,8; CNH3 = 3,6. Oblicz stałą równowagi tej reakcji oraz stężenia azotu i wodoru.
Rozwiązanie: wyznacz stałą równowagi tej reakcji:
K*C = C 2 N.H. 3 = (3,6) 2 = 0,89
C N 2 * C 3 H 3 2,5 * (1,8) 3
Początkowe stężenia azotu i wodoru znajdujemy na podstawie równania reakcji. Do utworzenia dwóch moli NH3 potrzebny jest jeden mol azotu, a do utworzenia 3,6 mola amoniaku potrzeba 3,6/2 = 1,8 mola azotu. Biorąc pod uwagę równowagowe stężenie azotu,
znajdujemy jego początkowe stężenie:
C refN 2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 mol/l
Do wytworzenia dwóch moli NH3 należy zużyć 3 mole wodoru, a do produkcji potrzeba 3,6 mola amoniaku
3*3,6/2 = 5,4 mola.
C refH2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 mol/l
Odpowiedź: C N 2 = 4,3
Przykład 4. Stała równowagi układu jednorodnego
CO (g) + H 2 O (g) == CO 2 (g) + H 2 (g)
w 850 0 C jest równe 1. Oblicz stężenia wszystkich substancji w stanie równowagi, jeśli początkowe stężenia wynoszą: out = 3 mol/l, out = 2 mol/l.
Rozwiązanie: w równowadze szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, a stosunek stałych tych szybkości jest również wartością stałą i nazywany jest stałą równowagi danego układu:
V pr = K 1;
V arr = K 2;
K równa się = K 1 =
K2
W treści zadania podane są stężenia początkowe, natomiast wyrażenie K równa się obejmuje jedynie stężenia równowagowe wszystkich substancji w układzie. Załóżmy, że w chwili równowagi stężenie wynosi = x mol/l. Zgodnie z równaniem układu liczba moli utworzonego wodoru będzie również wynosić x mol/l. Ta sama liczba moli (x mol/l) CO i H2O zostaje zużyta do wytworzenia x moli CO2 i H2. Zatem stężenia równowagowe wszystkich czterech substancji będą wynosić:
Równy = [H2] równy = x mol/l,
Równe = (3 - x) mol/l,
[H2O] równa się = (2 - x) mol/l.
Znając stałą równowagi, znajdujemy wartość x, a następnie początkowe stężenia wszystkich substancji:
1 = X 2
x 2 = 6 - 2x – 3x + x 2; 5x = 6, x = 1,2 mol/l
Zatem pożądane stężenia równowagowe to:
Równe = 1,2 mol/l.
[H2] = 1,2 mola/l.
Równe = 3 – 1,2 = 1,8 mol/l.
[H2O] równa się = 2 - 1,2 = 0,8 mol/l.
Przykład 5. Endotermiczna reakcja rozkładu pięciochlorku fosforu przebiega według równania:
PCl5 (g) == PCl3 (g) + Cl2 (g); ΔH = + 129,7 kJ.
Jak zmienić: a) temperaturę, b) ciśnienie; c) zatężanie w celu przesunięcia równowagi w kierunku reakcji bezpośredniej - rozkładu PCl 5?
Rozwiązanie: przesunięcie lub przesunięcie równowagi chemicznej to zmiana stężeń równowagowych reagujących substancji w wyniku zmiany jednego z warunków reakcji. Kierunek przesunięcia równowagi określa zasada Le Chateliera: a) ponieważ reakcja rozkładu PC1 5 jest endotermiczna (ΔH > 0), to aby przesunąć równowagę w kierunku reakcji bezpośredniej, należy podnieść temperaturę; 6) ponieważ w tym układzie rozkład PCl 5 prowadzi do wzrostu objętości (z jednej cząsteczki gazu powstają dwie cząsteczki gazu), to aby przesunąć równowagę w stronę reakcji bezpośredniej, konieczne jest zmniejszenie ciśnienia; c) przesunięcie równowagi we wskazanym kierunku można osiągnąć albo zwiększając stężenie PCl 5, albo zmniejszając stężenie PCl 3 lub Cl 2 .
