Līdzsvara maiņa dažādu faktoru ietekmē. Atgriezeniskas un neatgriezeniskas ķīmiskas reakcijas

Ķīmiski neatgriezeniskas reakcijas šajos apstākļos tie iet gandrīz līdz galam, līdz vienai no reaģējošām vielām (NH4NO3 → 2H2O + N2O) tiek pilnībā patērēts (NH4NO3 → 2H2O + N2O - nekādi mēģinājumi iegūt nitrātus no H2O un N2O nenoved pie pozitīva rezultāta).

Ķīmiski atgriezeniskas reakcijas vienlaicīgi plūst noteiktos apstākļos gan uz priekšu, gan atpakaļ. Ir mazāk neatgriezenisku reakciju nekā atgriezenisku. Atgriezeniskas reakcijas piemērs ir ūdeņraža mijiedarbība ar jodu.

Pēc kāda laika HI veidošanās ātrums kļūs vienāds ar tā sadalīšanās ātrumu.

Citiem vārdiem sakot, būs ķīmiskais līdzsvars.

ķīmiskais līdzsvars To sauc par sistēmas stāvokli, kurā reakcijas produktu veidošanās ātrums ir vienāds ar to pārvēršanās ātrumu sākotnējos reaģentos.

Ķīmiskais līdzsvars ir dinamisks, tas ir, tā izveidošanās nenozīmē reakcijas pārtraukšanu.

Darbojošo masu likums:

Reakcijā iesaistīto vielu masa ir vienāda ar visu reakcijas produktu masu.

Darbojošo masu likums nosaka attiecību starp reaģentu masām ķīmiskajās reakcijās līdzsvara stāvoklī, kā arī ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no izejvielu koncentrācijas.

Patiesa ķīmiskā līdzsvara pazīmes:

1. sistēmas stāvoklis paliek nemainīgs laikā, ja nav ārējas ietekmes;

2. sistēmas stāvoklis mainās ārējo ietekmju ietekmē, lai cik mazas tās būtu;

3. Sistēmas stāvoklis nav atkarīgs no tā, no kuras puses tā tuvojas līdzsvaram.

Līdzsvara stāvoklī reakcijas produktu koncentrāciju reizinājums, kas dalīts ar izejvielu koncentrāciju reizinājumu, pakāpēs, kas vienādas ar atbilstošajiem stehiometriskajiem koeficientiem, konkrētai reakcijai noteiktā temperatūrā ir nemainīga vērtība, ko sauc par līdzsvara konstante.

Reaģentu koncentrācijas līdzsvara stāvoklī sauc par līdzsvara koncentrācijām.

Neviendabīgu atgriezenisku reakciju gadījumā Kc izteiksme ietver tikai gāzveida un izšķīdušo vielu līdzsvara koncentrāciju. Tātad reakcijai CaCO3 ↔ CaO + CO2

Pastāvīgos ārējos apstākļos līdzsvara stāvoklis tiek saglabāts patvaļīgi ilgu laiku. Mainoties ārējiem apstākļiem, var mainīties līdzsvara stāvoklis. Temperatūras izmaiņas, reaģentu koncentrācija (spiediens gāzveida vielām) izraisa tiešās un apgrieztās reakcijas ātruma vienādības pārkāpumu un attiecīgi nelīdzsvarotību. Pēc kāda laika ātruma vienlīdzība tiks atjaunota. Taču reaģentu līdzsvara koncentrācijas jaunajos apstākļos būs atšķirīgas. Sistēmas pāreju no viena līdzsvara stāvokļa uz otru sauc maiņa vai līdzsvara maiņa . Ķīmisko līdzsvaru var salīdzināt ar līdzsvara stara stāvokli. Tāpat kā tas mainās līdz ar slodzes spiedienu uz vienu no kausiem, ķīmiskais līdzsvars var novirzīties uz priekšu vai pretēju reakciju atkarībā no procesa apstākļiem. Katru reizi tiek izveidots jauns līdzsvars, kas atbilst jauniem apstākļiem.

Konstantes skaitliskā vērtība parasti mainās atkarībā no temperatūras. Pastāvīgā temperatūrā Kc vērtības nav atkarīgas no spiediena, tilpuma vai vielu koncentrācijas.

Zinot Kc skaitlisko vērtību, ir iespējams aprēķināt katra reakcijas dalībnieka līdzsvara koncentrāciju vai spiedienu vērtības.

Virziens ķīmiskā līdzsvara stāvokļa nobīde ārējo apstākļu izmaiņu rezultātā tiek noteikts Le Šateljē princips:

Ja uz līdzsvara sistēmu iedarbojas ārēja ietekme, tad līdzsvars mainās virzienā, kas neitralizē šo ietekmi.

Šķīdināšana kā fizikāls un ķīmisks process. risinājumu. Solvāti. Ūdens kā šķīdinātāja īpašās īpašības. Hidrē. Kristālu hidrāti. Vielu šķīdība. Cietu, šķidru un gāzveida vielu šķīdināšana. Temperatūras, spiediena un vielu rakstura ietekme uz šķīdību. Šķīdumu sastāva izteikšanas metodes: masas daļa-la, molārā koncentrācija, ekvivalentā koncentrācija un mola daļa.

Ir divas galvenās risinājumu teorijas: fizikālā un ķīmiskā.

Risinājumu fizikālā teorija ierosināja Nobela prēmijas laureāti holandietis J. Vant Hofs (1885) un zviedru fizikālis ķīmiķis S. Arheniuss (1883). Šķīdinātājs tiek uzskatīts par ķīmiski inertu vidi, kurā izšķīdušās vielas daļiņas (molekulas, joni) ir vienmērīgi sadalītas. Tiek pieņemts, ka starpmolekulāras mijiedarbības nav gan starp izšķīdušās vielas daļiņām, gan starp šķīdinātāja molekulām un izšķīdušās vielas daļiņām. Šķīdinātāja un izšķīdušās vielas daļiņas difūzijas dēļ vienmērīgi sadalās šķīduma tilpumā. Pēc tam izrādījās, ka fizikālā teorija apmierinoši apraksta tikai nelielas risinājumu grupas, tā saukto ideālo risinājumu, dabu, kurā šķīdinātāja un izšķīdušās vielas daļiņas īsti savstarpēji nesadarbojas. Daudzi gāzes risinājumi ir ideālu risinājumu piemēri.

Šķīdumu ķīmiskā (vai solvāta) teorija ierosināja D.I. Mendeļejevs (1887). Pirmo reizi uz milzīga eksperimentāla materiāla viņš parādīja, ka starp izšķīdušās vielas daļiņām un šķīdinātāja molekulām notiek ķīmiska mijiedarbība, kā rezultātā veidojas nestabili mainīga sastāva savienojumi, t.s. solvāti vai hidrāti ( ja šķīdinātājs ir ūdens). DI. Mendeļejevs šķīdumu definēja kā ķīmisku sistēmu, kurā visi mijiedarbības veidi ir saistīti ar šķīdinātāja un izšķīdušo vielu ķīmisko raksturu. Vadošā loma izglītībā solvāti nestabili starpmolekulārie spēki un ūdeņraža saites spēle.

Izšķīšanas process nevar attēlot ar vienkāršu fizikālu modeli, piemēram, izšķīdušās vielas statistisko sadalījumu šķīdinātājā difūzijas rezultātā. To parasti pavada manāms termiskais efekts un šķīduma tilpuma izmaiņas, ko izraisa izšķīdušās vielas struktūras iznīcināšana un šķīdinātāja daļiņu mijiedarbība ar izšķīdušās vielas daļiņām. Abus šos procesus pavada enerģijas ietekme. Lai iznīcinātu izšķīdušās vielas struktūru, tas ir nepieciešams enerģijas patēriņš , savukārt šķīdinātāja un izšķīdušās vielas daļiņu mijiedarbība atbrīvo enerģiju. Atkarībā no šo efektu attiecības šķīdināšanas process var būt endotermisks vai eksotermisks.

Kad vara sulfāts ir izšķīdināts, hidrātu klātbūtni var viegli noteikt pēc krāsas maiņas: bezūdens balts sāls, izšķīdinot ūdenī, veido zilu šķīdumu. Dažkārt hidratācijas ūdens Tas spēcīgi saistās ar izšķīdušo vielu un, atdaloties no šķīduma, nonāk tā kristālu sastāvā. Kristāliskas vielas, kas satur ūdeni sauc par kristāliskajiem hidrātiem , un ūdeni, kas iekļauts šādu kristālu struktūrā, sauc par kristalizācijas ūdeni. Kristālisko hidrātu sastāvu nosaka pēc vielas formulas, kas norāda kristalizācijas ūdens molekulu skaitu uz vienu tās molekulu. Tātad, kristāliskā vara sulfāta (vara sulfāta) formula CuSO4 × 5H2O. Atbilstošajiem šķīdumiem raksturīgās krāsas saglabāšana ar kristāliskajiem hidrātiem ir tiešs pierādījums līdzīgu hidrātu kompleksu esamībai šķīdumos. Kristāliskā hidrāta krāsa ir atkarīga no kristalizācijas ūdens molekulu skaita.

Ir dažādi veidi, kā izteikt risinājuma sastāvu.. Visbiežāk izmanto masas daļa šķīdinātājs, molārā un normālā koncentrācija.

Kopumā koncentrāciju var izteikt kā daļiņu skaitu tilpuma vienībā vai kā noteikta veida daļiņu skaita attiecību pret kopējo daļiņu skaitu šķīdumā. Izšķīdušās vielas un šķīdinātāja daudzumu mēra masas, tilpuma vai molu vienībās. Parasti šķīduma koncentrācija - tas ir izšķīdušās vielas daudzums kondensētā sistēmā (maisījumā, sakausējumā vai noteiktā šķīduma tilpumā). Ir dažādi veidi, kā izteikt risinājumu koncentrāciju, un katram no tiem ir dominējošs pielietojums noteiktā zinātnes un tehnoloģiju jomā. Parasti šķīdumu sastāvu izsaka, izmantojot bezdimensiju (masas un molu daļas) un dimensiju lielumus (vielas molārā koncentrācija, vielas molārā koncentrācija - ekvivalents un molalitāte).

Masas daļa- vērtība, kas vienāda ar izšķīdušās vielas masas (m1) attiecību pret kopējo šķīduma masu (m).

2. video nodarbība: Ķīmiskā līdzsvara maiņa

Lekcija: Atgriezeniskas un neatgriezeniskas ķīmiskas reakcijas. ķīmiskais līdzsvars. Ķīmiskā līdzsvara maiņa dažādu faktoru ietekmē

Iepriekšējā nodarbībā jūs uzzinājāt, kāds ir ķīmiskās reakcijas ātrums un kādi faktori to ietekmē. Šajā nodarbībā mēs apskatīsim, kā šīs reakcijas notiek. Tas ir atkarīgs no sākotnējo vielu, kas piedalās reakcijā, - reaģentu - uzvedības. Ja tie pilnībā tiek pārvērsti gala vielās - produktos, tad reakcija ir neatgriezeniska. Nu, ja galaprodukti atkal tiek pārvērsti izejvielās, tad reakcija ir atgriezeniska. Ņemot to vērā, mēs formulējam definīcijas:

atgriezeniska reakcija ir noteikta reakcija, kas notiek vienādos apstākļos gan uz priekšu, gan atpakaļgaitā.

Atcerieties, ka ķīmijas stundās jums tika parādīts skaidrs piemērs atgriezeniskai reakcijai ogļskābes iegūšanai:

CO 2 + H 2 O<->H2CO3

neatgriezeniska reakcija ir noteikta ķīmiska reakcija, kas iet līdz galam vienā noteiktā virzienā.

Piemērs ir fosfora sadegšanas reakcija: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Viens no reakcijas neatgriezeniskuma pierādījumiem ir nogulsnēšanās vai gāzes izdalīšanās.

Ja tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums ir vienāds, ķīmiskais līdzsvars.

Tas ir, atgriezeniskās reakcijās veidojas reaģentu un produktu līdzsvara maisījumi. Apskatīsim piemēru, kā veidojas ķīmiskais līdzsvars. Veikt ūdeņraža joda veidošanās reakciju:

H2 (g) + I 2 (g)<->2HI(g)

Varam karsēt gāzveida ūdeņraža un joda maisījumu vai jau sagatavotu jodu, rezultāts abos gadījumos būs vienāds: veidojas trīs vielu līdzsvara maisījums H 2 , I 2 , HI.

Pašā reakcijas sākumā pirms ūdeņraža joda veidošanās notiek tieša reakcija ar ātrumu ( v utt.). Mēs to izsakām ar kinētisko vienādojumu v pr \u003d k 1, kur k 1 ir tiešās reakcijas ātruma konstante. Pakāpeniski veidojas produkts HI, kas tādos pašos apstākļos sāk sadalīties H 2 un I 2 . Šī procesa vienādojums ir šāds: v arr \u003d k 2 2, kur v arr ir apgrieztās reakcijas ātrums, k 2 ir apgrieztās reakcijas ātruma konstante. Brīdis, kad pietiek ar HI, lai panāktu izlīdzinājumu v plkst v tiek sasniegts ķīmiskais līdzsvars. Vielu skaits līdzsvarā, mūsu gadījumā, tas ir H 2 , I 2 un HI laika gaitā nemainās, bet tikai tad, ja nav ārējas ietekmes. No teiktā izriet, ka ķīmiskais līdzsvars ir dinamisks. Mūsu reakcijā veidojas vai tiek patērēts ūdeņraža jods.

Atcerieties, ka reakcijas apstākļu maiņa ļauj novirzīt līdzsvaru pareizajā virzienā. Ja mēs palielinām joda vai ūdeņraža koncentrāciju, tad v pr, notiks nobīde pa labi, veidosies vairāk jodūdeņraža. Ja mēs palielinām ūdeņraža joda koncentrāciju, v arr, un maiņa būs pa kreisi. Mēs varam iegūt vairāk/mazāk reaģentu un produktu.

Tādējādi ķīmiskajam līdzsvaram ir tendence pretoties ārējām ietekmēm. H 2 vai I 2 pievienošana galu galā palielina to patēriņu un palielina HI. Un otrādi. Šo procesu zinātniski sauc Le Chatelier princips. Tā saka:

Ja uz sistēmu, kas atrodas stabilā līdzsvarā, iedarbojas no ārpuses (mainot temperatūru, spiedienu vai koncentrāciju), tad notiek nobīde procesa virzienā, kas vājina šo efektu.

Atcerieties, ka katalizators nespēj mainīt līdzsvaru. Viņš var tikai paātrināt tās virzību.

Koncentrācijas maiņa . Iepriekš mēs apsvērām, kā šis faktors novirza līdzsvaru vai nu uz priekšu, vai pretējā virzienā. Ja reaģentu koncentrācija tiek palielināta, līdzsvars pāriet uz to pusi, kur šī viela tiek patērēta. Ja koncentrācija tiek samazināta, tā pāriet uz to pusi, kur šī viela veidojas. Atcerieties, ka reakcija ir atgriezeniska, un reaģenti var būt vielas labajā vai kreisajā pusē, atkarībā no tā, kādu reakciju mēs apsveram (tiešo vai apgriezto).

Ietekmet . Tā augšana izraisa līdzsvara maiņu uz endotermisku reakciju (-Q) un samazināšanos uz eksotermisku reakciju (+Q). Reakciju vienādojumi norāda tiešās reakcijas termisko efektu. Reversās reakcijas termiskais efekts ir pretējs tam. Šis noteikums attiecas tikai uz reakcijām ar termisku efektu. Ja tā nav, tad t nav spējīgs nobīdīt līdzsvaru, bet tā palielināšanās paātrinās līdzsvara rašanās procesu.

Spiediena ietekme . Šo faktoru var izmantot reakcijās, kurās iesaistītas gāzveida vielas. Ja gāzes moli ir vienādi ar nulli, izmaiņas nebūs. Palielinoties spiedienam, līdzsvars mainās uz mazākiem tilpumiem. Spiedienam samazinoties, līdzsvars pārvietosies uz lielākiem tilpumiem. Apjomi - skatiet koeficientus gāzveida vielu priekšā reakcijas vienādojumā.

Atgriezeniskas reakcijas ir reakcijas, kas notiek vienlaicīgi divos pretējos virzienos.

Neatgriezeniskas reakcijas - reakcijas, kurās uzņemtās vielas pilnībā pārvēršas reakcijas produktos, kas noteiktos apstākļos nereaģē savā starpā, piemēram, sprāgstvielu sadalīšanās, ogļūdeņražu sadegšana, mazdisociējošu savienojumu veidošanās, nokrišņi, gāzveida vielu veidošanās.

32.Ķīmiskais līdzsvars. Le Šateljē princips.

Ķīmiskais līdzsvars ir ķīmiskās sistēmas stāvoklis, kurā viena vai vairākas ķīmiskās reakcijas noris atgriezeniski, un ātrumi katrā uz priekšu un atpakaļ vērsto reakciju pārī ir vienādi. Sistēmai ķīmiskā līdzsvarā reaģentu koncentrācija, temperatūra un citi sistēmas parametri laika gaitā nemainās.

33. Le Šateljē princips. Nosacījumi ķīmiskā līdzsvara maiņai.

Le Šateljē princips: ja uz sistēmu līdzsvara stāvoklī iedarbojas ārēja ietekme, tad līdzsvars nobīdās ārējās ietekmes vājināšanas virzienā.

Faktori, kas ietekmē ķīmisko līdzsvaru:

1) temperatūra

Temperatūrai paaugstinoties, ķīmiskais līdzsvars pāriet uz endotermisku (absorbcijas) reakciju un, pazeminoties, uz eksotermisku (izolācijas) reakciju.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) spiediens

Palielinoties spiedienam, ķīmiskais līdzsvars pāriet uz mazāku vielu tilpumu, bet, samazinoties, uz lielāku tilpumu. Šis princips attiecas tikai uz gāzēm, t.i. ja reakcijā ir iesaistītas cietas vielas, tās netiek ņemtas vērā.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 P ←, P↓ →

1 mol = 1 mols + 1 mols

3) izejvielu un reakcijas produktu koncentrācija

Palielinoties vienas izejvielu koncentrācijai, ķīmiskais līdzsvars pāriet uz reakcijas produktiem, bet, samazinoties reakcijas produktu koncentrācijai, uz izejvielām.

S 2 +2O 2 \u003d 2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalizatori neietekmē ķīmiskā līdzsvara maiņu!

Darba beigas -

Šī tēma pieder:

Ķīmijas pamatjēdzieni

Ķīmija ir zinātne par vielām un to transformācijas likumiem, ķīmijas izpētes objekts ir ķīmiskie elementi un to savienojumi, ķīmiskais elements, saucot atomu veidu .. likums .. secība, kādā orbitāles piepildās ar elektroniem. ..

Ja jums ir nepieciešams papildu materiāls par šo tēmu vai jūs neatradāt to, ko meklējāt, mēs iesakām izmantot meklēšanu mūsu darbu datubāzē:

Ko darīsim ar saņemto materiālu:

Ja šis materiāls jums izrādījās noderīgs, varat to saglabāt savā lapā sociālajos tīklos:

Visas tēmas šajā sadaļā:

Ekvivalentu likums
Vielas mijiedarbojas viena ar otru daudzumos, kas ir proporcionāli to ekvivalentiem. m(a)/m(b)=E(a)/E(b). Ekvivalents ir reāla vai nosacīta vielas daļiņa, kas ir ekvivalenta vienam jonam

elektrodu mākonis. kvantu skaitļi
Elektronu mākonis ir vizuāls modelis, kas atspoguļo elektronu blīvuma sadalījumu atomā vai molekulā. Lai raksturotu elektrona uzvedību atomā, tiek ieviesti kvantu skaitļi: sk.

Atoma struktūras kvantu mehāniskais modelis
QMM pamatā ir atoma kvantu teorija, saskaņā ar kuru elektronam piemīt gan daļiņas, gan viļņa īpašības. Citiem vārdiem sakot, elektrona atrašanās vieta noteiktā punktā var

Periodiskais likums un periodiskā sistēma D.I. Mendeļejevs
Periodiskā likuma atklājums, ko veica D.I. Mendeļejevs Periodisko likumu atklāja D.I. Mendeļejevs, strādājot pie mācību grāmatas "Ķīmijas pamati" teksta, kad viņam radās grūtības

neorganiskie savienojumi
Skābes ir sarežģītas ķīmiskas vielas. savienojumi, kas sastāv no H joniem un skābes atlikuma. Tos iedala vienkomponentu un daudzkomponentu, skābekli saturošos un bezskābekli. Pamati ir

Sāļi un to ķīmija īpašības
Sāļi ir ķīmisko savienojumu klase, kas sastāv no katjoniem un anjoniem. Ķīmiskās īpašības nosaka to katjonu un anjonu īpašības, kas veido to sastāvu. Sāļi mijiedarbojas ar

kovalentā saite. Piesātinājums un virziens
Kovalentā saite ir ķīmiska viela komunikācija starp atomiem, ko veic socializēti elektroni. Kov. Saite ir polāra vai nepolāra. Nepolārais cov. savienojums n. molekulās, kur katrs atoma kodols ar

VS teorijas galvenie noteikumi. Hibridizācija
VS teorijas galvenie nosacījumi: A) ķīmiskā saite starp diviem atomiem rodas AO pārklāšanās rezultātā ar attēlu. elektroniskie pāri. B) atomi, kas nonāk ķīmiskajā vielā. komunikācija, apmaiņa

ūdeņraža saite
Ūdeņraža saite ir asociācijas forma starp elektronnegatīvu atomu un H ūdeņraža atomu, kas kovalenti saistīts ar citu elektronnegatīvu atomu. Kā elektronnegatīvi atomi, jūs varat

Donora-akceptora saite. Kompleksie savienojumi
Mehānisma attēls. kovalentā saite, ko izraisa viena atoma (donora) divi elektroni un cita atoma brīvā orbitāle (akceptors), ko sauc. donors-akceptors. Kompleksie savienojumi ir savienojumi

sarežģīti savienojumi. Ķīmiskā saite kompleksā savienojumā
Sarežģīts savienojums ir ķīmiska viela, kas satur sarežģītas daļiņas. Chem. saite-Kristāliskos kompleksos savienojumos ar lādētiem kompleksiem, saite starp kompleksu un iekšā

Sarežģītu savienojumu disociācija. Komplekso jonu stabilitātes konstantes
Sarežģīta savienojuma disociācija notiek divos posmos: a) disociācija sarežģītos un vienkāršos jonos ar kompleksa iekšējās sfēras saglabāšanu un b) iekšējās sfēras disociācija, piedziņa.

Pirmais termodinamikas likums. Hesa likums
1. starts t/d: jebkurā procesā sistēmas iekšējās enerģijas U izmaiņas ir vienādas ar nodotā ​​siltuma daudzuma un veiktā darba summu. ΔU=Q – W Ja sistēma ir ieslēgta

1. un 2. termodinamikas likumi. Ķīmisko reakciju termisko efektu aprēķins
T / d I likuma formulējums: enerģija netiek radīta vai iznīcināta, bet tikai pāriet no vienas formas uz otru līdzvērtīgā proporcijā. Otrā t/d likuma formulējums: izolētā sistēmā

Hesa likums un no tā izrietošās sekas
Hesa likums: ķīmiskās reakcijas siltums ir vienāds ar siltumu summu jebkurai secīgu reakciju sērijai ar vienādām sākotnējām vielām un galaproduktiem. Aprēķinos tiek izmantotas likuma sekas

Standartstāvokļa un standarta veidošanās siltumu jēdziens. Ķīmisko reakciju termisko efektu aprēķins
Standartstāvokļi - ķīmiskajā termodinamikā nosacīti pieņemtie atsevišķu vielu un šķīdumu komponentu stāvokļi termodinamisko lielumu novērtējumā. zem standarta siltuma

Gibbs brīvā enerģija. Ķīmiskās reakcijas virziens
Gibsa brīvā enerģija (vai vienkārši Gibsa enerģija, jeb Gibsa potenciāls vai termodinamiskais potenciāls šaurā nozīmē) ir lielums, kas parāda enerģijas izmaiņas ķīmiskās reakcijas laikā.

Ķīmiskās reakcijas ātrums. Darbojošo masu likums
Ķīmiskā kinētika ir ķīmijas nozare, kas pēta ķīmisko reakciju ātrumu un ķīmisko reakciju mehānismu. Ķīmiskās reakcijas ātrums ir labvēlīgu sadursmju skaits

Arrēnija vienādojums. Aktivizācijas enerģijas jēdziens
lnk=lnA-Ea/2.3RT Aktivizācijas enerģija ir minimālā enerģija, kādai jābūt daļiņām, lai tās iesaistītos ķīmiskā mijiedarbībā.

Katalizatori. Homogēna un neviendabīga katalīze
Katalizators - viela, kas maina ķīmiskās reakcijas ātrumu, bet neiestājas ķīmiskā mijiedarbībā un reakcijas beigās izdalās tīrā veidā. Reakcijas paātrināšanas process klātbūtnē

Risinājumu koligatīvās īpašības
Šķīdumu koligatīvās īpašības ir tās īpašības, kas noteiktos apstākļos izrādās vienādas un neatkarīgas no izšķīdušās vielas ķīmiskās dabas; atkarīgo risinājumu īpašības

Raula likumi. Šķīdumu viršanas un sasalšanas punkti
Tvaikus, kas ir līdzsvarā ar šķidrumu, sauc par piesātinātu. Šāda tvaika spiedienu virs tīra šķīdinātāja (p0) sauc par tīra pa piesātināta tvaika spiedienu vai elastību.

Osmoze un osmotiskais spiediens
Difūzija ir savstarpējas molekulu iespiešanās process. Osmoze ir vienvirziena difūzijas process caur šķīdinātāja molekulu daļēji caurlaidīgu membrānu, lai panāktu lielāku šķīduma koncentrāciju.

Gāzu šķīdināšana šķidrumos. Henrija likums
Vielu šķīdību ietekmē temperatūra un spiediens. To ietekme uz līdzsvaru šķīdumā atbilst Le Šateljē principam. Gāzu šķīdību pavada: A) siltuma izdalīšanās

Elektrolītiskās disociācijas pakāpe un konstante. Ostvalda selekcijas likums
Elektrolītiskā disociācija ir molekulas sadalīšanās jonos polāro šķīdinātāja molekulu ietekmē. E.d. nozīmē šķīduma jonu vadītspēju. Grāds ed. - vērtība, kas vienāda ar attiecību

Jonu ūdens produkts. Vides ūdeņraža indekss
Ūdens jonu produkts - vērtība, kas vienāda ar ūdeņraža katjonu un hidroksīda jonu reizinājumu, ir nemainīga vērtība noteiktā temperatūrā (25 ° C) un ir vienāda ar 10-14. kw=

Ūdens elektrolītiskā disociācija. Vides ūdeņraža indekss
Ūdens ir vājš amfoterisks elektrolīts. Ūdens molekulas var gan ziedot, gan pievienot H+ katjonus. Molekulu mijiedarbības rezultātā ūdens šķīdumos vienmēr ir un

Sāļu hidrolīzes pakāpe un konstante
Hidrolīzes pakāpe attiecas uz hidrolīzē esošās sāls daļas attiecību pret kopējo tā jonu koncentrāciju šķīdumā. Apzīmēts ar α (vai hhydr); α = (chidr

Šķīdumu aktivitāte un jonu stiprums. Saistība starp aktivitātes koeficientu un šķīduma jonu stiprumu
Šķīduma komponentu aktivitāte ir komponentu efektīvā (šķietamā) koncentrācija, ņemot vērā dažādās mijiedarbības starp tām šķīdumā. a=f*c Šķīduma jonu stiprums - intensitātes mērs

Elektrodu potenciāla jēdziens
Elektroda potenciāls - elektrisko potenciālu atšķirība starp elektrodu un elektrolītu, kas saskaras ar to (visbiežāk starp metālu un elektrolīta šķīdumu). PVO

Elektrodu potenciāls. Nernsta vienādojums
Elektroda potenciāls - elektrisko potenciālu atšķirība starp elektrodu un elektrolītu, kas saskaras ar to (visbiežāk starp metālu un elektrolīta šķīdumu). Piespraust

gāzes elektrodi. Nernsta vienādojums gāzes elektrodu potenciālu aprēķināšanai
Gāzes elektrodi sastāv no 1. veida vadītāja, kas vienlaikus saskaras ar gāzi un šķīduma, kas satur šīs gāzes jonus. 1. veida vadītājs kalpo elektronu padevei un noņemšanai un papildus

Galvaniskā šūna. Galvaniskā elementa EML aprēķins
GALVĀNISKĀ ŠŪNA - ķīmisks strāvas avots, kurā tiek ģenerēta elektriskā enerģija tiešas ķīmiskās enerģijas pārvēršanas rezultātā redoksreakcijas rezultātā. In co

Koncentrācija un elektroķīmiskā polarizācija
koncentrācijas polarizācija. Elektroda potenciāla izmaiņas, ko izraisa reaģentu koncentrācijas izmaiņas tuvējā elektroda slānī strāvas pārejas laikā, sauc par koncentrācijas polarizāciju. Manā

Elektrolīze. Faradeja likumi

Elektrolīze. strāvas izvade. Elektrolīze ar nešķīstošiem un šķīstošiem anodiem
Elektrolīze ir fizikāls un ķīmisks process, kas sastāv no izšķīdušo vielu vai citu vielu izdalīšanās uz elektrodiem, kas rodas sekundāro reakciju rezultātā uz elektrodiem,

Galvenie korozijas veidi. Metālu aizsardzība pret koroziju
Korozija ir metālu iznīcināšanas process elektroķīmisko vai ķīmisko vides faktoru ietekmē. Attiecīgi izšķir divus korozijas veidus atkarībā no mijiedarbības metodes

ķīmiskā korozija. Ķīmiskās korozijas ātrums
Ķīmiskā korozija - korozija, ko izraisa Me mijiedarbība ar sausām gāzēm vai šķidrumiem, kas nevada elektrisko strāvu. Ķīmiskās korozijas ātrums ir atkarīgs no daudziem faktoriem.

Izkliedētās strāvas korozija
Klaiņojošas strāvas, kas rodas no elektroinstalācijām, kas darbojas uz līdzstrāvas, tramvajiem, metro, elektriskajiem dzelzceļiem, izraisa plankuma parādīšanos uz metāla priekšmetiem (kabeļiem, sliedēm).

Visas ķīmiskās reakcijas var iedalīt divās grupās: neatgriezeniskas un atgriezeniskas reakcijas. Neatgriezeniskas reakcijas turpinās līdz beigām - līdz viena no reaģentiem ir pilnībā iztērēta. Atgriezeniskas reakcijas nenotiek līdz galam: atgriezeniskā reakcijā neviens no reaģentiem netiek pilnībā patērēts. Šī atšķirība ir saistīta ar faktu, ka neatgriezeniska reakcija var notikt tikai vienā virzienā. Atgriezeniska reakcija var notikt gan uz priekšu, gan atpakaļ.

Apskatīsim divus piemērus.

1. piemērs. Cinka un koncentrētas slāpekļskābes mijiedarbība notiek saskaņā ar vienādojumu:

Ar pietiekamu slāpekļskābes daudzumu reakcija beigsies tikai tad, kad viss cinks būs izšķīdis. Turklāt, ja jūs mēģināt veikt šo reakciju pretējā virzienā - izlaist slāpekļa dioksīdu caur cinka nitrāta šķīdumu, tad metāliskais cinks un slāpekļskābe nedarbosies - šī reakcija nevar noritēt pretējā virzienā. Tādējādi cinka mijiedarbība ar slāpekļskābi ir neatgriezeniska reakcija.

2. piemērs. Amonjaka sintēze notiek saskaņā ar vienādojumu:

Ja viens mols slāpekļa tiek sajaukts ar trim moliem ūdeņraža, ja rodas apstākļi, kas ir labvēlīgi reakcijas norisei sistēmā, un pēc pietiekama laika tiek analizēts gāzu maisījums, analīzes rezultāti parādīs, ka ne tikai reakcijas produkts (amonjaks) sistēmā, bet arī sākotnējās vielas (slāpeklis un ūdeņradis). Ja tagad tādos pašos apstākļos par izejvielu tiks likts nevis slāpekļa-ūdeņraža maisījums, bet amonjaks, tad varēs konstatēt, ka daļa amonjaka sadalās slāpeklī un ūdeņradi un gala attiecība starp daudzumiem. no visām trim vielām būs tādas pašas kā tādā gadījumā, sākot no slāpekļa un ūdeņraža maisījuma. Tādējādi amonjaka sintēze ir atgriezeniska reakcija.

Atgriezenisko reakciju vienādojumos vienādības zīmes vietā var izmantot bultiņas; tie simbolizē reakcijas plūsmu gan uz priekšu, gan atpakaļgaitā.

Uz att. 68 parāda tiešās un apgrieztās reakcijas ātruma izmaiņas laika gaitā. Sākotnēji, kad izejvielas tiek sajauktas, tiešās reakcijas ātrums ir augsts, un apgrieztās reakcijas ātrums ir nulle.Reakcijai turpinoties, izejvielas tiek patērētas un to koncentrācija samazinās.

Rīsi. 63. Tiešās un apgrieztās reakcijas ātruma izmaiņas laika gaitā.

Tā rezultātā uz priekšu vērstās reakcijas ātrums samazinās. Tajā pašā laikā parādās reakcijas produkti un palielinās to koncentrācija. Tā rezultātā sāk notikt apgrieztā reakcija, un tās ātrums pakāpeniski palielinās. Kad tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums kļūst vienāds, iestājas ķīmiskais līdzsvars. Tātad pēdējā piemērā tiek izveidots līdzsvars starp slāpekli, ūdeņradi un amonjaku.

Ķīmisko līdzsvaru sauc par dinamisko līdzsvaru. Tas uzsver, ka līdzsvara stāvoklī notiek gan tiešās, gan reversās reakcijas, taču to ātrumi ir vienādi, kā rezultātā izmaiņas sistēmā nav manāmas.

Ķīmiskā līdzsvara kvantitatīvā īpašība ir daudzums, ko sauc par ķīmiskā līdzsvara konstanti. Apsveriet to, izmantojot joda-ūdeņraža sintēzes reakcijas piemēru:

Saskaņā ar masu darbības likumu tiešo un apgriezto reakciju ātrumu izsaka ar vienādojumiem:

Līdzsvara stāvoklī tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums ir vienāds, no kurienes

Arī tiešās un apgrieztās reakcijas ātruma konstantu attiecība ir konstante. To sauc par šīs reakcijas līdzsvara konstanti (K):

Līdz ar to beidzot

Šī vienādojuma kreisajā pusē ir tās mijiedarbojošo vielu koncentrācijas, kas noteiktas līdzsvara-līdzsvara koncentrācijās. Vienādojuma labā puse ir nemainīga (nemainīgā temperatūrā) vērtība.

Var pierādīt, ka vispārējā atgriezeniskas reakcijas gadījumā

līdzsvara konstanti izsaka ar vienādojumu:

Šeit lielie burti apzīmē vielu formulas, bet mazie burti apzīmē koeficientus reakcijas vienādojumā.

Tādējādi nemainīgā temperatūrā atgriezeniskas reakcijas līdzsvara konstante ir nemainīga vērtība, kas parāda attiecību starp reakcijas produktu (skaitītājs) un izejvielu koncentrāciju (saucējs), kas tiek noteikta līdzsvara stāvoklī.

Līdzsvara konstantes vienādojums parāda, ka līdzsvara apstākļos visu reakcijā iesaistīto vielu koncentrācijas ir savstarpēji saistītas. Jebkuras no šīm vielām koncentrācijas izmaiņas rada izmaiņas visu pārējo vielu koncentrācijās; rezultātā tiek noteiktas jaunas koncentrācijas, bet attiecība starp tām atkal atbilst līdzsvara konstantei.

Līdzsvara konstantes skaitliskā vērtība pirmajā tuvinājumā raksturo šīs reakcijas iznākumu. Piemēram, pie , reakcijas iznākums ir liels, jo tajā pašā laikā

i., līdzsvara stāvoklī reakcijas produktu koncentrācijas ir daudz augstākas nekā izejvielu koncentrācijas, un tas nozīmē, ka reakcijas iznākums ir augsts. Pie (līdzīga iemesla dēļ) reakcijas iznākums ir mazs.

Neviendabīgu reakciju gadījumā līdzsvara konstantes izteiksmē, kā arī masu darbības likuma izteiksmē (sk. 58. §) tiek iekļautas tikai to vielu koncentrācijas, kas atrodas gāzes vai šķidrā fāzē. Piemēram, par reakciju

līdzsvara konstantei ir šāda forma:

Līdzsvara konstantes vērtība ir atkarīga no reaģentu īpašībām un temperatūras. Tas nav atkarīgs no katalizatoru klātbūtnes. Kā jau minēts, līdzsvara konstante ir vienāda ar tiešās un apgrieztās reakcijas ātruma konstantu attiecību. Tā kā katalizators maina gan tiešās, gan apgrieztās reakcijas aktivācijas enerģiju par vienādu daudzumu (sk. 60. §), tas neietekmē to ātruma konstantu attiecību.

Tāpēc katalizators neietekmē līdzsvara konstantes vērtību un tāpēc nevar ne palielināt, ne samazināt reakcijas iznākumu. Tas var tikai paātrināt vai palēnināt līdzsvara iestāšanos.

Ķīmiskās reakcijas ir atgriezeniskas un neatgriezeniskas.

tie. ja kāda reakcija A + B = C + D ir neatgriezeniska, tas nozīmē, ka apgrieztā reakcija C + D = A + B nenotiek.

i., piemēram, ja noteikta reakcija A + B = C + D ir atgriezeniska, tas nozīmē, ka gan reakcija A + B → C + D (tiešā), gan reakcija C + D → A + B (reversā) norisinās vienlaicīgi. ).

Patiesībā, jo notiek gan tiešās, gan reversās reakcijas, reaģentus (sākumvielas) atgriezenisku reakciju gadījumā var saukt gan vienādojuma kreisajā pusē, gan vielām vienādojuma labajā pusē. Tas pats attiecas uz produktiem.

Jebkurai atgriezeniskai reakcijai ir iespējams, ka tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums ir vienāds. Tādu stāvokli sauc līdzsvara stāvoklis.

Līdzsvara stāvoklī gan visu reaģentu, gan visu produktu koncentrācijas nemainās. Produktu un reaģentu koncentrācijas līdzsvara stāvoklī sauc līdzsvara koncentrācijas.

Ķīmiskā līdzsvara maiņa dažādu faktoru ietekmē

Tādas ārējās ietekmes uz sistēmu dēļ kā temperatūras, spiediena vai izejvielu vai produktu koncentrācijas izmaiņas, var tikt traucēts sistēmas līdzsvars. Tomēr pēc šīs ārējās ietekmes pārtraukšanas sistēma pēc kāda laika pāries uz jaunu līdzsvara stāvokli. Tādu sistēmas pāreju no viena līdzsvara stāvokļa uz citu līdzsvara stāvokli sauc ķīmiskā līdzsvara nobīde (nobīde). .

Lai varētu noteikt, kā ķīmiskais līdzsvars mainās ar noteiktu iedarbības veidu, ir ērti izmantot Le Šateljē principu:

Ja uz līdzsvara stāvoklī esošu sistēmu iedarbojas kāda ārēja ietekme, tad ķīmiskā līdzsvara maiņas virziens sakritīs ar reakcijas virzienu, kas vājina trieciena ietekmi.

Temperatūras ietekme uz līdzsvara stāvokli

Mainoties temperatūrai, mainās jebkuras ķīmiskās reakcijas līdzsvars. Tas ir saistīts ar faktu, ka jebkurai reakcijai ir termisks efekts. Šajā gadījumā tiešās un apgrieztās reakcijas termiskie efekti vienmēr ir tieši pretēji. Tie. ja tiešā reakcija ir eksotermiska un notiek ar termisko efektu, kas vienāds ar +Q, tad reversā reakcija vienmēr ir endotermiska un tās termiskais efekts ir vienāds ar -Q.

Tātad, saskaņā ar Le Šateljē principu, ja mēs paaugstinām temperatūru kādai sistēmai, kas atrodas līdzsvara stāvoklī, tad līdzsvars nobīdīsies uz reakciju, kuras laikā temperatūra pazeminās, t.i. uz endotermisku reakciju. Un līdzīgi, ja līdzsvara stāvoklī pazemināsim sistēmas temperatūru, līdzsvars nobīdīsies reakcijas virzienā, kā rezultātā temperatūra paaugstināsies, t.i. eksotermiskas reakcijas virzienā.

Piemēram, apsveriet šādu atgriezenisku reakciju un norādiet, kur tās līdzsvars mainīsies, temperatūrai pazeminoties:

Kā redzams no iepriekš minētā vienādojuma, reakcija uz priekšu ir eksotermiska, t.i. tās plūsmas rezultātā izdalās siltums. Tāpēc apgrieztā reakcija būs endotermiska, tas ir, tā turpinās ar siltuma absorbciju. Atbilstoši nosacījumam temperatūra tiek pazemināta, līdz ar to līdzsvars nobīdīsies pa labi, t.i. uz tiešu reakciju.

Koncentrācijas ietekme uz ķīmisko līdzsvaru

Reaģentu koncentrācijas palielināšanai saskaņā ar Le Šateljē principu vajadzētu izraisīt līdzsvara nobīdi uz reakciju, kurā tiek patērēti reaģenti, t.i. uz tiešu reakciju.

Un otrādi, ja reaģentu koncentrācija tiek pazemināta, tad līdzsvars novirzīsies uz reakciju, kuras rezultātā veidojas reaģenti, t.i. apgrieztās reakcijas puse (←).

Līdzīgi ietekmē arī reakcijas produktu koncentrācijas izmaiņas. Palielinot produktu koncentrāciju, līdzsvars nobīdīsies uz reakciju, kuras rezultātā produkti tiek patērēti, t.i. virzienā uz pretējo reakciju (←). Ja, gluži pretēji, produktu koncentrācija tiek pazemināta, tad līdzsvars novirzīsies uz tiešo reakciju (→), lai produktu koncentrācija palielinātos.

Spiediena ietekme uz ķīmisko līdzsvaru

Atšķirībā no temperatūras un koncentrācijas, spiediena izmaiņas neietekmē katras reakcijas līdzsvara stāvokli. Lai spiediena izmaiņas izraisītu ķīmiskā līdzsvara maiņu, vienādojuma kreisajā un labajā pusē esošo gāzveida vielu priekšā esošo koeficientu summām jābūt atšķirīgām.

Tie. no divām reakcijām:

spiediena izmaiņas var ietekmēt līdzsvara stāvokli tikai otrās reakcijas gadījumā. Tā kā koeficientu summa gāzveida vielu formulu priekšā pirmā vienādojuma gadījumā pa kreisi un pa labi ir vienāda (vienāda ar 2), bet otrā vienādojuma gadījumā tā ir atšķirīga (4 uz pa kreisi un 2 labajā pusē).

No tā jo īpaši izriet, ka, ja gan starp reaģentiem, gan produktiem nav gāzveida vielu, tad spiediena izmaiņas nekādā veidā neietekmēs pašreizējo līdzsvara stāvokli. Piemēram, spiediens neietekmēs reakcijas līdzsvara stāvokli:

Ja gāzveida vielu daudzums kreisajā un labajā pusē ir atšķirīgs, tad spiediena palielināšanās izraisīs līdzsvara nobīdi reakcijas virzienā, kuras laikā gāzu tilpums samazinās, bet spiediena samazināšanās virzienā reakcija, kuras rezultātā palielinās gāzu tilpums.

Katalizatora ietekme uz ķīmisko līdzsvaru

Tā kā katalizators vienādi paātrina gan tiešās, gan apgrieztās reakcijas, tā esamību vai neesamību neietekmē līdzsvara stāvoklim.

Vienīgais, ko var ietekmēt katalizators, ir sistēmas pārejas ātrums no nelīdzsvara stāvokļa uz līdzsvara stāvokli.

Visu iepriekšminēto faktoru ietekme uz ķīmisko līdzsvaru ir apkopota zemāk krāpnieciskajā lapā, kurā vispirms varat ieskatīties, veicot līdzsvara uzdevumus. Taču viņa nevarēs to izmantot eksāmenā, tāpēc, analizējot vairākus piemērus ar viņas palīdzību, viņa jāiemāca un jāapmāca risināt līdzsvara uzdevumus, vairs neielūkojoties viņā:

Apzīmējumi: T - temperatūra, lpp - spiediens, ar – koncentrācija, – pieaugums, ↓ – samazinājums