Promena ravnoteže pod uticajem različitih faktora. Reverzibilne i ireverzibilne hemijske reakcije

Hemijski ireverzibilne reakcije pod ovim uslovima idu skoro do kraja, sve dok potpuna potrošnja jedne od reagujućih supstanci (NH4NO3 → 2H2O + N2O - nijedan pokušaj dobijanja nitrata iz H2O i N2O ne dovodi do pozitivnog rezultata).

Hemijski reverzibilne reakcije teče istovremeno pod datim uslovima i u naprijed i u obrnutom smjeru. Manje je ireverzibilnih reakcija nego reverzibilnih. Primjer reverzibilne reakcije je interakcija vodika s jodom.

Nakon nekog vremena, brzina formiranja HI će postati jednaka brzini njegovog raspadanja.

Drugim rečima, postojaće hemijska ravnoteža.

hemijska ravnoteža naziva se stanje sistema u kojem je brzina formiranja produkta reakcije jednaka brzini njihove transformacije u originalne reagense.

Hemijska ravnoteža je dinamička, odnosno njeno uspostavljanje ne znači prekid reakcije.

Zakon glumačkih masa:

Masa tvari uključenih u reakciju jednaka je masi svih proizvoda reakcije.

Zakon glumačkih masa utvrđuje odnos masa reaktanata u hemijskim reakcijama u ravnoteži, kao i zavisnost brzine hemijske reakcije od koncentracije polaznih supstanci.

Znakovi prave hemijske ravnoteže:

1. stanje sistema ostaje nepromijenjeno u vremenu u odsustvu vanjskih uticaja;

2. stanje sistema se menja pod uticajem spoljnih uticaja, ma koliko mali oni bili;

3. Stanje sistema ne zavisi od toga sa koje strane se približava ravnoteži.

U stacionarnom stanju, proizvod koncentracija produkta reakcije, podijeljen s proizvodom koncentracija polaznih materijala, u snagama jednakim odgovarajućim stehiometrijskim koeficijentima, za datu reakciju na datoj temperaturi je konstantna vrijednost, koja se naziva konstanta ravnoteže.

Koncentracije reaktanata u ravnotežnom stanju zovu se ravnotežne koncentracije.

U slučaju heterogenih reverzibilnih reakcija, izraz za Kc uključuje samo ravnotežne koncentracije plinovitih i otopljenih tvari. Dakle, za reakciju CaCO3 ↔ CaO + CO2

Pod stalnim vanjskim uvjetima, ravnotežni položaj se održava proizvoljno dugo vremena. Kada se spoljni uslovi promene, položaj ravnoteže se može promeniti. Promjena temperature, koncentracije reagensa (pritisak za plinovite tvari) dovodi do narušavanja jednakosti brzina naprijed i obrnutih reakcija i, shodno tome, do neravnoteže. Nakon nekog vremena, jednakost brzina će se vratiti. Ali ravnotežne koncentracije reagensa pod novim uvjetima bit će drugačije. Prelazak sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo se naziva pomak ili pomak ravnoteže . Hemijska ravnoteža se može uporediti sa položajem balansne grede. Baš kao što se mijenja s pritiskom opterećenja na jednu od čaša, kemijska ravnoteža se može pomjeriti prema naprijed ili obrnutoj reakciji, ovisno o uvjetima procesa. Svaki put se uspostavlja nova ravnoteža koja odgovara novim uslovima.

Numerička vrijednost konstante se obično mijenja s temperaturom. Pri konstantnoj temperaturi vrijednosti Kc ne ovise o tlaku, volumenu ili koncentraciji tvari.

Poznavajući brojčanu vrijednost Kc, moguće je izračunati vrijednosti ravnotežnih koncentracija ili pritisaka svakog od učesnika u reakciji.

Smjer pomeranje položaja hemijske ravnoteže kao rezultat promena spoljašnjih uslova se određuje Le Chatelierov princip:

Ako se na ravnotežni sistem izvrši vanjski utjecaj, tada se ravnoteža pomjera u smjeru koji se suprotstavlja ovom utjecaju.

Otapanje kao fizički i hemijski proces. rješenje. Solvati. Posebna svojstva vode kao rastvarača. Hidrira. Kristalno hidratizira. Rastvorljivost supstanci. Otapanje čvrstih, tečnih i gasovitih materija. Utjecaj temperature, pritiska i prirode tvari na rastvorljivost. Metode za izražavanje sastava rastvora: maseni udio-la, molarna koncentracija, ekvivalentna koncentracija i molski udio.

Postoje dvije glavne teorije rješenja: fizička i kemijska.

Fizička teorija rješenja predložili su dobitnici Nobelove nagrade Holanđanin J. Van't Hoff (1885) i švedski fizikalni hemičar S. Arrhenius (1883). Otapalo se smatra hemijski inertnim medijumom u kojem su čestice (molekule, joni) rastvorene supstance ravnomerno raspoređene. Pretpostavlja se da ne postoji međumolekularna interakcija, kako između čestica otopljene tvari, tako i između molekula otapala i čestica otopljene tvari. Čestice rastvarača i otopljene supstance su zbog difuzije ravnomerno raspoređene u zapremini rastvora. Kasnije se pokazalo da fizička teorija na zadovoljavajući način opisuje prirodu samo male grupe rješenja, takozvanih idealnih rješenja, u kojima čestice rastvarača i otopljene tvari zapravo ne djeluju jedna na drugu. Mnoga plinska rješenja su primjeri idealnih rješenja.

Hemijska (ili solvatna) teorija otopina predložio D.I. Mendeljejev (1887). Po prvi put je na ogromnom eksperimentalnom materijalu pokazao da dolazi do hemijske interakcije između čestica otopljene supstance i molekula rastvarača, usled čega nastaju nestabilna jedinjenja promenljivog sastava, tzv. solvati ili hidrati ( ako je rastvarač voda). DI. Mendeljejev je definisao rešenje kao hemijski sistem u kome su svi oblici interakcije povezani sa hemijskom prirodom rastvarača i rastvorenih materija. Vodeća uloga u obrazovanju solvati nestabilne intermolekularne sile i igra vodikovih veza.

Proces rastvaranja ne može se predstaviti jednostavnim fizičkim modelom, kao što je statistička distribucija otopljene tvari u otapalu kao rezultat difuzije. Obično je praćeno primjetnim termalni efekat i promjena volumena otopine, zbog razaranja strukture otopljene tvari i interakcije čestica rastvarača sa česticama otopljene tvari. Oba ova procesa su praćena energetskim efektima. Da bi se uništila struktura otopljene tvari, potrebno je potrošnja energije , dok interakcija čestica rastvarača i otopljene tvari oslobađa energiju. U zavisnosti od odnosa ovih efekata, proces rastvaranja može biti endotermni ili egzotermni.

Kada se bakar sulfat rastvori, prisustvo hidrata se lako detektuje promjenom boje: bezvodna bijela sol, otapanjem u vodi, formira plavi rastvor. Ponekad hidratantna voda Snažno se vezuje za otopljenu supstancu i, kada se odvoji od rastvora, ulazi u sastav njenih kristala. Kristalne tvari koje sadrže vodu zvani kristalni hidrati , a voda koja je uključena u strukturu takvih kristala naziva se voda za kristalizaciju. Sastav kristalnih hidrata određen je formulom supstance, koja označava broj molekula kristalizacione vode po jednom njenom molekulu. Dakle, formula kristalnog bakar sulfata (bakar sulfat) CuSO4 × 5H2O. Očuvanje karakteristike boje odgovarajućih rastvora kristalnim hidratima je direktan dokaz postojanja sličnih hidratnih kompleksa u rastvorima. Boja kristalnog hidrata zavisi od broja molekula kristalizacione vode.

Postoje različiti načini da se izrazi sastav otopine.. Najčešće korišteni maseni udio rastvorena supstanca, molarne i normalne koncentracije.

Općenito, koncentracija se može izraziti kao broj čestica po jedinici volumena ili kao omjer broja čestica date vrste i ukupnog broja čestica u otopini. Količina otopljene tvari i rastvarača mjeri se u jedinicama mase, zapremine ili mola. općenito, koncentracija rastvora - to je količina rastvorene supstance u kondenzovanom sistemu (smeša, legura ili u određenoj zapremini rastvora). Postoje različiti načini izražavanja koncentracije rješenja, od kojih svaki ima dominantnu primjenu u određenoj oblasti nauke i tehnologije. Obično se sastav otopina izražava bezdimenzionalnim (maseni i molski udjeli) i dimenzionalnim veličinama (molarna koncentracija tvari, molarna koncentracija tvari - ekvivalent i molalnost).

Maseni udio- vrijednost jednaka omjeru mase otopljene tvari (m1) prema ukupnoj masi otopine (m).

Video lekcija 2: Promena hemijske ravnoteže

Predavanje: Reverzibilne i ireverzibilne hemijske reakcije. hemijska ravnoteža. Promena hemijske ravnoteže pod uticajem različitih faktora

U prethodnoj lekciji ste naučili kolika je brzina hemijske reakcije i koji faktori na nju utiču. U ovoj lekciji ćemo pogledati kako se te reakcije odvijaju. Zavisi od ponašanja početnih supstanci koje učestvuju u reakciji - reagensa. Ako se potpuno pretvore u konačne tvari - proizvode, tada je reakcija nepovratna. Pa, ako se konačni proizvodi ponovo pretvore u početne tvari, tada je reakcija reverzibilna. S obzirom na to, formuliramo definicije:

reverzibilna reakcija je određena reakcija koja se odvija pod istim uvjetima u smjeru naprijed i nazad.

Zapamtite, na časovima hemije pokazan vam je jasan primjer reverzibilne reakcije za proizvodnju ugljične kiseline:

CO 2 + H 2 O<->H2CO3

nepovratna reakcija je određena hemijska reakcija koja ide do kraja u jednom određenom pravcu.

Primjer je reakcija sagorijevanja fosfora: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Jedan od dokaza ireverzibilnosti reakcije je taloženje ili evolucija gasa.

Kada su brzine reakcije naprijed i nazad jednake, hemijska ravnoteža.

To jest, u reverzibilnim reakcijama nastaju ravnotežne smjese reaktanata i proizvoda. Pogledajmo primjer kako se formira hemijska ravnoteža. Uzmite reakciju za stvaranje jodovodika:

H 2 (g) + I 2 (g)<->2HI(g)

Možemo zagrijati mješavinu plinovitog vodonika i joda ili već pripremljeni jod, rezultat će u oba slučaja biti isti: formiranje ravnotežne smjese tri supstance H 2 , I 2 , HI.

Na samom početku reakcije, prije stvaranja jodovodonika, odvija se direktna reakcija brzinom ( v itd). Izražavamo ga kinetičkom jednačinom v pr \u003d k 1, gdje je k 1 konstanta brzine direktne reakcije. Postepeno se formira proizvod HI, koji pod istim uslovima počinje da se razlaže na H 2 i I 2 . Jednačina za ovaj proces je sljedeća: v arr \u003d k 2 2, gdje v arr je brzina reverzne reakcije, k 2 je konstanta brzine reverzne reakcije. Trenutak kada je HI dovoljan za izjednačenje v at v postignuta je hemijska ravnoteža. Količina supstanci u ravnoteži, u našem slučaju, to je H 2 , I 2 i HI se ne menja tokom vremena, već samo ako nema spoljašnjih uticaja. Iz rečenog proizilazi da je hemijska ravnoteža dinamička. U našoj reakciji, vodonik-jod se ili stvara ili troši.

Zapamtite, promjena uvjeta reakcije omogućava vam da pomaknete ravnotežu u pravom smjeru. Ako povećamo koncentraciju joda ili vodika, onda v pr, doći će do pomaka udesno, formiraće se više vodonik-jodida. Ako povećamo koncentraciju vodonik-joda, v arr, a pomak će biti ulijevo. Možemo dobiti više/manje reagensa i proizvoda.

Dakle, hemijska ravnoteža teži da se odupre spoljnim uticajima. Dodatak H 2 ili I 2 na kraju dovodi do povećanja njihove potrošnje i povećanja HI. I obrnuto. Ovaj proces se naučno naziva princip Le Chatelier-a. kaže:

Ako se na sistem koji je u stabilnoj ravnoteži djeluje izvana (promjenom temperature, ili pritiska, ili koncentracije), tada će se dogoditi pomak u smjeru procesa koji slabi ovaj efekat.

Zapamtite, katalizator nije u stanju pomjeriti ravnotežu. On samo može ubrzati njegovo napredovanje.

Promjena koncentracije . Iznad smo razmotrili kako ovaj faktor pomjera ravnotežu u naprijed ili u suprotnom smjeru. Ako se koncentracija reaktanata poveća, ravnoteža se pomiče na stranu gdje se ova supstanca troši. Ako se koncentracija smanji, ona se pomiče na stranu gdje nastaje ova tvar. Zapamtite, reakcija je reverzibilna, a reaktanti mogu biti tvari na desnoj ili lijevoj strani, ovisno o tome koju reakciju razmatramo (direktnu ili obrnutu).

Uticajt . Njegov rast izaziva pomak ravnoteže prema endotermnoj reakciji (- Q), a smanjenje prema egzotermnoj reakciji (+ Q). Jednačine reakcije pokazuju toplinski učinak direktne reakcije. Toplinski efekat reverzne reakcije je suprotan tome. Ovo pravilo vrijedi samo za reakcije s termičkim efektom. Ako ga nema, onda t nije u stanju pomjeriti ravnotežu, ali će njegovo povećanje ubrzati proces nastajanja ravnoteže.

Uticaj pritiska . Ovaj faktor se može koristiti u reakcijama koje uključuju plinovite tvari. Ako su molovi gasa jednaki nuli, neće biti promene. Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče prema manjim zapreminama. Kako se pritisak smanjuje, ravnoteža će se pomjeriti prema većim volumenima. Zapremine - pogledajte koeficijente ispred gasovitih supstanci u jednadžbi reakcije.

Reverzibilne reakcije su reakcije koje se odvijaju istovremeno u dva suprotna smjera.

Ireverzibilne reakcije - reakcije u kojima se uzete supstance u potpunosti pretvaraju u produkte reakcije koji međusobno ne reaguju u datim uslovima, na primer, raspadanje eksploziva, sagorevanje ugljovodonika, formiranje nisko-disocijacijskih jedinjenja, taloženje, itd. formiranje gasovitih materija.

32. Hemijska ravnoteža. Le Chatelierov princip.

Hemijska ravnoteža je stanje hemijskog sistema u kojem se jedna ili više hemijskih reakcija odvija reverzibilno, a brzine u svakom paru reakcija naprijed-nazad su jednake jedna drugoj. Za sistem u hemijskoj ravnoteži, koncentracije reagensa, temperatura i drugi parametri sistema se ne menjaju tokom vremena.

33. Le Chatelierov princip. Uslovi za promjenu hemijske ravnoteže.

Le Chatelierov princip: ako se na sistem u stanju ravnoteže izvrši vanjski utjecaj, tada se ravnoteža pomjera u smjeru slabljenja vanjskog utjecaja.

Faktori koji utiču na hemijsku ravnotežu:

1) temperatura

Kako temperatura raste, hemijska ravnoteža se pomera prema endotermnoj (apsorpcionoj) reakciji, a kako se smanjuje, prema egzotermnoj (izolovanoj) reakciji.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) pritisak

Kada se pritisak poveća, hemijska ravnoteža se pomera prema manjoj zapremini supstanci, a kada se smanji, prema većoj zapremini. Ovaj princip se odnosi samo na gasove, tj. ako su čvrste materije uključene u reakciju, one se ne uzimaju u obzir.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) koncentracija polaznih supstanci i produkta reakcije

Sa povećanjem koncentracije jedne od polaznih supstanci, hemijska ravnoteža se pomera prema produktima reakcije, a sa smanjenjem koncentracije produkta reakcije prema polaznim supstancama.

S 2 +2O 2 \u003d 2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalizatori ne utiču na promenu hemijske ravnoteže!

Kraj rada -

Ova tema pripada:

Osnovni pojmovi hemije

Hemija je nauka o supstancama i zakonima njihove transformacije, predmet proučavanja hemije su hemijski elementi i njihova jedinjenja, hemijski element, nazivajući vrstu atoma.. zakon.. red kojim se orbitale popunjavaju elektronima ..

Ako vam je potreban dodatni materijal na ovu temu, ili niste pronašli ono što ste tražili, preporučujemo da koristite pretragu u našoj bazi radova:

Šta ćemo sa primljenim materijalom:

Ako vam se ovaj materijal pokazao korisnim, možete ga spremiti na svoju stranicu na društvenim mrežama:

Sve teme u ovoj sekciji:

Zakon ekvivalenata
Supstance međusobno djeluju u količinama proporcionalnim njihovim ekvivalentima. m(a)/m(b)=E(a)/E(b). Ekvivalent je stvarna ili uslovna čestica supstance koja je ekvivalentna jednom jonu

oblak elektroda. kvantni brojevi
Elektronski oblak je vizualni model koji odražava raspodjelu elektronske gustine u atomu ili molekulu. Da bi se okarakterisalo ponašanje elektrona u atomu, uvode se kvantni brojevi: pogl.

Kvantno-mehanički model strukture atoma
QMM se zasniva na kvantnoj teoriji atoma, prema kojoj elektron ima i svojstva čestice i svojstva talasa. Drugim riječima, lokacija elektrona u određenoj tački može

Periodični zakon i periodični sistem D.I. Mendeljejev
Otkriće periodičnog zakona od strane D.I. Mendeljejev Periodični zakon je otkrio D.I. Mendeljejev dok je radio na tekstu udžbenika "Osnove hemije", kada je naišao na poteškoće

neorganska jedinjenja
Kiseline su složene hemikalije. spojevi koji se sastoje od H iona i kiselinskog ostatka. Dijele se na jednokomponentne i višekomponentne, koje sadrže kisik i bez kisika. Baze su

Soli i njihove hem. svojstva
Soli su klasa hemijskih jedinjenja koja se sastoje od kationa i anjona. Hemijska svojstva određena su svojstvima kationa i anjona koji čine njihov sastav. Soli stupaju u interakciju sa

kovalentna veza. Zasićenost i usmjerenost
Kovalentna veza je hemikalija komunikacija između atoma koju provode socijalizirani elektroni. Kov. Veza je ili polarna ili nepolarna. Nepolarni cov. veza n. u molekulima gdje je svako atomsko jezgro sa

Glavne odredbe teorije VS. Hibridizacija
Glavne odredbe teorije VS: A) hemijska veza između dva atoma nastaje kao rezultat preklapanja AO sa slikom. elektronski parovi. B) atomi koji ulaze u hemikaliju. komunikacija, razmjena

vodonična veza
Vodikova veza je oblik asocijacije između elektronegativnog atoma i H atoma vodika koji je kovalentno vezan za drugi elektronegativni atom. Kao elektronegativni atomi, možete

Donator-akceptorska veza. Kompleksna jedinjenja
Slika mehanizma. kovalentna veza zbog dva elektrona jednog atoma (donor) i slobodne orbitale drugog atoma (akceptora) tzv. donor-akceptor. Kompleksna jedinjenja su jedinjenja

kompleksna jedinjenja. Hemijska veza u kompleksnom spoju
Kompleksno jedinjenje je hemijska supstanca koja sadrži složene čestice. Chem. veza-U kristalnim kompleksnim jedinjenjima sa nabijenim kompleksima, veza između kompleksa i in

Disocijacija kompleksnih jedinjenja. Konstante stabilnosti kompleksnih jona
Disocijacija složenog jedinjenja odvija se u dve faze: a) disocijacija na složene i jednostavne ione uz očuvanje unutrašnje sfere kompleksa i b) disocijacija unutrašnje sfere, pogon

Prvi zakon termodinamike. Hesov zakon
1. početak t/d: u bilo kojem procesu, promjena unutrašnje energije U sistema jednaka je zbiru količine prenesene topline i obavljenog rada. ΔU=Q – W Ako je sistem in

1 i 2 zakona termodinamike. Proračun termičkih efekata hemijskih reakcija
Formulacija I zakona t/d: energija se ne stvara niti uništava, već samo prelazi iz jednog oblika u drugi u ekvivalentnom omjeru. Formulacija drugog zakona t/d: u izolovanom sistemu

Hesov zakon i posljedice iz njega
Hessov zakon: toplina kemijske reakcije jednaka je zbiru toplina bilo kojeg niza uzastopnih reakcija s istim početnim supstancama i konačnim produktima. U proračunima se koriste posljedice zakona

Koncept standardnog stanja i standardne toplote formiranja. Proračun termičkih efekata hemijskih reakcija
Standardna stanja - u hemijskoj termodinamici uslovno prihvaćena stanja pojedinih supstanci i komponenti rastvora u proceni termodinamičkih veličina. pod standardnom toplotom

Gibbsova besplatna energija. Smjer hemijske reakcije
Gibbsova slobodna energija (ili jednostavno Gibbsova energija, ili Gibbsov potencijal, ili termodinamički potencijal u užem smislu) je veličina koja pokazuje promjenu energije tokom kemijske reakcije.

Brzina hemijske reakcije. Zakon glumačkih masa
Hemijska kinetika je grana hemije koja proučava brzinu hemijskih reakcija i mehanizam hemijskih reakcija. Brzina hemijske reakcije je broj povoljnih sudara

Arrheniusova jednadžba. Koncept energije aktivacije
lnk=lnA-Ea/2.3RT Energija aktivacije je minimalna energija koju čestice moraju imati da bi ušle u hemijsku interakciju.

Katalizatori. Homogena i heterogena kataliza
Katalizator - tvar koja mijenja brzinu kemijske reakcije, ali ne ulazi u kemijsku interakciju i izlučuje se na kraju reakcije u svom čistom obliku. Proces ubrzavanja reakcije u prisustvu

Koligativna svojstva rješenja
Koligativna svojstva rastvora su ona svojstva koja se, pod datim uslovima, pokazuju kao jednaka i nezavisna od hemijske prirode rastvorene supstance; svojstva rješenja koja zavise

Raoultovi zakoni. Tačke ključanja i smrzavanja rastvora
Para u ravnoteži sa tečnošću naziva se zasićena. Pritisak takve pare nad čistim otapalom (p0) naziva se tlak ili elastičnost zasićene pare čistog pa

Osmoza i osmotski pritisak
Difuzija je proces međusobnog prodiranja molekula. Osmoza je proces jednosmjerne difuzije kroz polupropusnu membranu molekula rastvarača prema višoj koncentraciji otopine.

Otapanje gasova u tečnostima. Henrijev zakon
Na topljivost tvari utječu temperatura i pritisak. Njihov uticaj na ravnotežu u rastvoru je u skladu sa Le Chatelierovim principom. Rastvorljivost gasova je praćena: A) oslobađanjem toplote

Stepen i konstanta elektrolitičke disocijacije. Ostwaldov zakon o uzgoju
Elektrolitička disocijacija je raspadanje molekula na ione pod dejstvom polarnih molekula rastvarača. E.d. implicira ionsku provodljivost rastvora. Degree ed. - vrijednost jednaka omjeru

Jonski proizvod vode. Vodikov indeks životne sredine
Jonski proizvod vode - vrijednost jednaka proizvodu vodikovih kationa i hidroksidnih iona je konstantna vrijednost na datoj temperaturi (25°C) i jednaka je 10-14. kw=

Elektrolitička disocijacija vode. Vodikov indeks životne sredine
Voda je slab amfoterni elektrolit. Molekuli vode mogu donirati i dodati H+ katione. Kao rezultat interakcije između molekula u vodenim otopinama uvijek postoji i

Stepen i konstanta hidrolize soli
Stupanj hidrolize se odnosi na omjer dijela soli koji prolazi kroz hidrolizu prema ukupnoj koncentraciji njenih jona u otopini. Označava se α (ili hhydr); α = (hidr

Aktivnost i jonska snaga rastvora. Veza između koeficijenta aktivnosti i jonske snage otopine
Aktivnost komponenti rastvora je efektivna (prividna) koncentracija komponenti, uzimajući u obzir različite interakcije između njih u rastvoru. a=f*c Jonska snaga rastvora - mjera intenziteta

Koncept elektrodnog potencijala
Potencijal elektrode - razlika u električnim potencijalima između elektrode i elektrolita u kontaktu s njom (najčešće između metala i otopine elektrolita). SZO

Potencijal elektrode. Nernstova jednadžba
Potencijal elektrode - razlika u električnim potencijalima između elektrode i elektrolita u kontaktu s njom (najčešće između metala i otopine elektrolita). Pin

gasne elektrode. Nernstova jednadžba za proračun potencijala plinskih elektroda
Plinske elektrode se sastoje od provodnika 1. vrste koji je u kontaktu istovremeno sa gasom i rastvorom koji sadrži jone ovog gasa. Provodnik 1. vrste služi za dovod i odvođenje elektrona i pored toga

Galvanska ćelija. Proračun EMF galvanske ćelije
GALVANSKA ĆELIJA - hemijski izvor struje u kojem se električna energija stvara kao rezultat direktne konverzije hemijske energije redoks reakcijom. In co

Koncentracija i elektrohemijska polarizacija
polarizacija koncentracije. Promjena elektrodnog potencijala zbog promjene koncentracije reagensa u sloju blizu elektrode tokom prolaska struje naziva se koncentracijska polarizacija. U mom

Elektroliza. Faradejevi zakoni

Elektroliza. strujni izlaz. Elektroliza sa nerastvorljivim i rastvorljivim anodama
Elektroliza je fizički i kemijski proces koji se sastoji u oslobađanju sastojaka otopljenih tvari ili drugih tvari na elektrodama, koji su rezultat sekundarnih reakcija na elektrodama,

Glavne vrste korozije. Metode zaštite metala od korozije
Korozija je proces razaranja metala pod uticajem elektrohemijskih ili hemijskih faktora okoline. Prema tome, razlikuju se dvije vrste korozije, ovisno o načinu interakcije

hemijska korozija. Stopa hemijske korozije
Hemijska korozija - korozija uzrokovana interakcijom Me sa suhim gasovima ili tečnostima koje ne provode električnu struju. Brzina hemijske korozije zavisi od mnogih faktora.

Korozija lutajuće struje
Lutajuće struje koje izlaze iz električnih instalacija koje rade na jednosmjernu struju, tramvaja, podzemne željeznice, električne željeznice, uzrokuju pojavu mrlje na metalnim predmetima (kablovi, šine).

Sve hemijske reakcije se mogu podeliti u dve grupe: ireverzibilne i reverzibilne reakcije. Nepovratne reakcije se odvijaju do kraja - sve dok se jedan od reaktanata potpuno ne potroši. Reverzibilne reakcije se ne odvijaju do kraja: u reverzibilnoj reakciji nijedan od reaktanata se ne troši u potpunosti. Ova razlika je zbog činjenice da se ireverzibilna reakcija može odvijati samo u jednom smjeru. Reverzibilna reakcija može se odvijati i u naprijed i u obrnutom smjeru.

Razmotrimo dva primjera.

Primjer 1. Interakcija između cinka i koncentrirane dušične kiseline odvija se prema jednadžbi:

Uz dovoljnu količinu dušične kiseline, reakcija će se završiti tek kada se sav cink otopi. Osim toga, ako pokušate provesti ovu reakciju u suprotnom smjeru - proći dušikov dioksid kroz otopinu cink nitrata, tada metalni cink i dušična kiselina neće raditi - ova reakcija se ne može odvijati u suprotnom smjeru. Dakle, interakcija cinka s dušičnom kiselinom je ireverzibilna reakcija.

Primjer 2. Sinteza amonijaka teče prema jednačini:

Ako se jedan mol azota pomeša sa tri mola vodonika, uslovi pogodni za odvijanje reakcije u sistemu, i nakon dovoljno vremena analizira se mešavina gasova, rezultati analize će pokazati da neće samo produkt reakcije (amonijak) biti prisutni u sistemu, ali i početne supstance (azot i vodonik). Ako se sada, pod istim uslovima, kao polazna supstanca ne stavi smeša azot-vodik, već amonijak, tada će se moći utvrditi da se deo amonijaka razlaže na azot i vodonik, a konačni odnos između količina od sve tri supstance biće isti kao u tom slučaju kada se polazi od mešavine azota i vodonika. Dakle, sinteza amonijaka je reverzibilna reakcija.

U jednadžbama reverzibilnih reakcija umjesto znaka jednakosti mogu se koristiti strelice; oni simboliziraju tok reakcije u naprijed iu obrnutom smjeru.

Na sl. 68 pokazuje promjenu u stopama naprijed i nazad reakcije tokom vremena. U početku, kada se polazni materijali pomiješaju, brzina naprijed reakcije je visoka, a brzina reverzne reakcije je nula. Kako reakcija teče, početni materijali se troše i njihove koncentracije opadaju.

Rice. 63. Promjena brzine naprijed i nazad reakcije tokom vremena.

Kao rezultat, brzina reakcije naprijed se smanjuje. Istovremeno se pojavljuju produkti reakcije i njihova koncentracija se povećava. Kao rezultat, počinje se odvijati obrnuta reakcija, a njena brzina se postepeno povećava. Kada se brzine direktne i reverzne reakcije izjednače, dolazi do hemijske ravnoteže. Dakle, u posljednjem primjeru uspostavlja se ravnoteža između dušika, vodika i amonijaka.

Hemijska ravnoteža se naziva dinamička ravnoteža. Time se naglašava da se u ravnoteži dešavaju i prednje i reverzne reakcije, ali su njihove brzine iste, zbog čega promjene u sistemu nisu primjetne.

Kvantitativna karakteristika hemijske ravnoteže je veličina koja se naziva konstanta hemijske ravnoteže. Razmotrite to na primjeru reakcije sinteze joda i vodika:

Prema zakonu djelovanja mase, brzine naprijed i obrnuto izražene su jednadžbama:

U ravnoteži, brzine naprijed i obrnuto su jednake jedna drugoj, pa stoga

Omjer konstanti brzine naprijed i obrnuto je također konstanta. Zove se konstanta ravnoteže ove reakcije (K):

Stoga konačno

Na lijevoj strani ove jednačine nalaze se one koncentracije supstanci koje djeluju u interakciji koje se uspostavljaju u ravnoteži – ravnotežne koncentracije. Desna strana jednačine je konstantna (pri konstantnoj temperaturi) vrijednost.

Može se pokazati da u opštem slučaju reverzibilne reakcije

konstanta ravnoteže je izražena jednadžbom:

Ovdje velika slova označavaju formule supstanci, a mala slova koeficijente u jednadžbi reakcije.

Dakle, pri konstantnoj temperaturi, konstanta ravnoteže reverzibilne reakcije je konstantna vrijednost koja pokazuje odnos između koncentracija produkta reakcije (brojnik) i polaznih supstanci (imenik), koji se uspostavlja u ravnoteži.

Jednačina konstante ravnoteže pokazuje da su u ravnotežnim uslovima koncentracije svih supstanci koje učestvuju u reakciji međusobno povezane. Promjena koncentracije bilo koje od ovih supstanci povlači za sobom promjenu koncentracije svih ostalih tvari; kao rezultat, uspostavljaju se nove koncentracije, ali odnos između njih opet odgovara konstanti ravnoteže.

Numerička vrijednost konstante ravnoteže u prvoj aproksimaciji karakterizira prinos ove reakcije. Na primjer, pri , prinos reakcije je velik, jer u isto vrijeme

tj. u ravnoteži, koncentracije produkta reakcije su mnogo veće od koncentracija polaznih materijala, a to znači da je prinos reakcije visok. Na (iz sličnog razloga), prinos reakcije je mali.

U slučaju heterogenih reakcija, izraz konstante ravnoteže, kao i izraz zakona delovanja masa (videti § 58), uključuje koncentracije samo onih supstanci koje se nalaze u gasovitoj ili tečnoj fazi. Na primjer, za reakciju

konstanta ravnoteže ima oblik:

Vrijednost konstante ravnoteže ovisi o prirodi reaktanata i o temperaturi. Ne zavisi od prisustva katalizatora. Kao što je već spomenuto, konstanta ravnoteže jednaka je omjeru konstanti brzine naprijed i obrnuto. S obzirom da katalizator mijenja energiju aktivacije i direktne i reverzne reakcije za isti iznos (vidi § 60), to ne utiče na omjer njihovih konstanti brzine.

Dakle, katalizator ne utiče na vrijednost konstante ravnoteže i stoga ne može ni povećati ni smanjiti prinos reakcije. Može samo ubrzati ili usporiti početak ravnoteže.

Hemijske reakcije su reverzibilne i nepovratne.

one. ako je neka reakcija A + B = C + D nepovratna, to znači da se obrnuta reakcija C + D = A + B ne događa.

tj., na primjer, ako je određena reakcija A + B = C + D reverzibilna, to znači da se i reakcija A + B → C + D (direktna) i reakcija C + D → A + B (obrnuta) odvijaju istovremeno ).

U stvari, jer teče i direktna i reverzna reakcija, reagensi (početne tvari) u slučaju reverzibilnih reakcija mogu se nazvati i tvari na lijevoj strani jednačine i tvari na desnoj strani jednačine. Isto važi i za proizvode.

Za bilo koju reverzibilnu reakciju, moguće je da su brzine reakcije naprijed i nazad jednake. Takvo stanje se zove stanje ravnoteže.

U stanju ravnoteže, koncentracije svih reaktanata i svih proizvoda su nepromijenjene. Koncentracije proizvoda i reaktanata u ravnoteži nazivaju se ravnotežne koncentracije.

Promena hemijske ravnoteže pod uticajem različitih faktora

Zbog takvih vanjskih utjecaja na sistem kao što su promjena temperature, pritiska ili koncentracije polaznih supstanci ili proizvoda, ravnoteža sistema može biti poremećena. Međutim, nakon prestanka ovog vanjskog utjecaja, sistem će nakon nekog vremena prijeći u novo stanje ravnoteže. Takav prijelaz sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo ravnotežno stanje naziva se pomeranje (pomeranje) hemijske ravnoteže .

Da bismo mogli odrediti kako se kemijska ravnoteža mijenja s određenom vrstom izloženosti, prikladno je koristiti Le Chatelierov princip:

Ako se na sistem u stanju ravnoteže izvrši bilo kakav vanjski utjecaj, tada će se smjer pomaka u kemijskoj ravnoteži poklopiti sa smjerom reakcije koja slabi učinak udara.

Utjecaj temperature na stanje ravnoteže

Kada se temperatura promijeni, ravnoteža bilo koje kemijske reakcije se pomjera. To je zbog činjenice da svaka reakcija ima toplinski učinak. U ovom slučaju, termički efekti prednjih i reverznih reakcija su uvijek direktno suprotni. One. ako je prednja reakcija egzotermna i nastavlja se s termičkim efektom jednakim +Q, tada je reverzna reakcija uvijek endotermna i ima termalni efekat jednak -Q.

Dakle, u skladu sa Le Chatelierovim principom, ako povećamo temperaturu nekog sistema koji je u stanju ravnoteže, tada će se ravnoteža pomjeriti prema reakciji, pri kojoj temperatura opada, tj. ka endotermnoj reakciji. I slično, ako snizimo temperaturu sistema u stanju ravnoteže, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji, uslijed čega će temperatura rasti, tj. ka egzotermnoj reakciji.

Na primjer, razmotrite sljedeću reverzibilnu reakciju i naznačite gdje će se njena ravnoteža pomjeriti kako temperatura opada:

Kao što možete vidjeti iz gornje jednačine, reakcija naprijed je egzotermna, tj. kao rezultat njegovog protoka, oslobađa se toplota. Zbog toga će obrnuta reakcija biti endotermna, odnosno nastavlja se s apsorpcijom topline. U skladu sa uslovom, temperatura se snižava, pa će se ravnoteža pomeriti udesno, tj. ka direktnoj reakciji.

Utjecaj koncentracije na hemijsku ravnotežu

Povećanje koncentracije reagensa u skladu sa Le Chatelierovim principom trebalo bi da dovede do pomeranja ravnoteže ka reakciji u kojoj se reagensi troše, tj. ka direktnoj reakciji.

Suprotno tome, ako se koncentracija reaktanata smanji, tada će se ravnoteža pomjeriti prema reakciji koja rezultira stvaranjem reaktanata, tj. strana obrnute reakcije (←).

Promjena koncentracije produkta reakcije također djeluje na sličan način. Ako povećate koncentraciju proizvoda, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji, uslijed koje se proizvodi troše, tj. prema obrnutoj reakciji (←). Ako se, naprotiv, koncentracija produkata smanji, tada će se ravnoteža pomjeriti prema direktnoj reakciji (→), kako bi se koncentracija produkata povećala.

Utjecaj pritiska na hemijsku ravnotežu

Za razliku od temperature i koncentracije, promjena tlaka ne utječe na stanje ravnoteže svake reakcije. Da bi promjena tlaka dovela do promjene kemijske ravnoteže, zbroji koeficijenata ispred plinovitih tvari na lijevoj i desnoj strani jednačine moraju biti različiti.

One. iz dve reakcije:

promjena tlaka može utjecati na stanje ravnoteže samo u slučaju druge reakcije. Pošto je zbir koeficijenata ispred formula gasovitih supstanci u slučaju prve jednačine levo i desno isti (jednak 2), au slučaju druge jednačine je različit (4 na lijevo i 2 desno).

Iz ovoga, posebno, slijedi da ako nema plinovitih tvari i među reaktantima i među produktima, tada promjena tlaka neće utjecati na trenutno stanje ravnoteže ni na koji način. Na primjer, pritisak neće utjecati na stanje ravnoteže reakcije:

Ako je količina plinovitih tvari različita s lijeve i desne strane, tada će povećanje tlaka dovesti do pomaka ravnoteže prema reakciji, pri čemu se volumen plinova smanjuje, a smanjenje tlaka - u smjeru reakcija, zbog koje se povećava volumen plinova.

Utjecaj katalizatora na hemijsku ravnotežu

Pošto katalizator podjednako ubrzava i prednju i obrnutu reakciju, njegovo prisustvo ili odsustvo ne utiče u stanje ravnoteže.

Jedina stvar na koju katalizator može utjecati je brzina prijelaza sistema iz neravnotežnog stanja u ravnotežno stanje.

Utjecaj svih gore navedenih faktora na kemijsku ravnotežu sažet je u nastavku u varalici, u koju u početku možete zaviriti kada obavljate zadatke ravnoteže. Međutim, ona to neće moći koristiti na ispitu, pa je nakon analize nekoliko primjera uz njenu pomoć treba naučiti i osposobiti za rješavanje zadataka za ravnotežu, ne zavirujući više u nju:

Oznake: T -temperatura, str - pritisak, od – koncentracija, – povećanje, ↓ – smanjenje