Przesunięcie równowagi pod wpływem różnych czynników. Odwracalne i nieodwracalne reakcje chemiczne

Chemicznie nieodwracalne reakcje w tych warunkach idą prawie do końca, aż do całkowitego zużycia jednej z substancji reagujących (NH4NO3 → 2H2O + N2O - brak próby uzyskania azotanu z H2O i N2O prowadzi do wyniku dodatniego).

Chemicznie reakcje odwracalne płynąć jednocześnie w danych warunkach zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu. Reakcji nieodwracalnych jest mniej niż reakcji odwracalnych. Przykładem reakcji odwracalnej jest oddziaływanie wodoru z jodem.

Po pewnym czasie tempo powstawania HI zrówna się z tempem jego rozkładu.

Innymi słowy, będzie równowaga chemiczna.

równowaga chemiczna zwany stanem układu, w którym szybkość tworzenia produktów reakcji jest równa szybkości ich przekształcania w oryginalne odczynniki.

Równowaga chemiczna jest dynamiczna, to znaczy jej ustalenie nie oznacza zakończenia reakcji.

Prawo mas działających:

Masa substancji biorących udział w reakcji jest równa masie wszystkich produktów reakcji.

Prawo mas działających ustala stosunek mas reagentów w reakcjach chemicznych w równowadze, a także zależność szybkości reakcji chemicznej od stężenia substancji wyjściowych.

Oznaki prawdziwej równowagi chemicznej:

1. stan systemu pozostaje niezmieniony w czasie przy braku wpływów zewnętrznych;

2. stan systemu zmienia się pod wpływem zewnętrznych wpływów, bez względu na to, jak małe mogą być;

3. Stan układu nie zależy od tego, z której strony zbliża się on do równowagi.

W stanie ustalonym iloczyn stężeń produktów reakcji, podzielony przez iloczyn stężeń materiałów wyjściowych, w potęgach równych odpowiednim współczynnikom stechiometrycznym, dla danej reakcji w danej temperaturze jest wartością stałą, zwaną stała równowagi.

Stężenia reagentów w stanie równowagi w stanie ustalonym nazywane są stężeniami równowagi.

W przypadku heterogenicznych reakcji odwracalnych wyrażenie na Kc obejmuje tylko stężenia równowagowe substancji gazowych i rozpuszczonych. Tak więc dla reakcji CaCO3 ↔ CaO + CO2

W stałych warunkach zewnętrznych pozycja równowagi jest utrzymywana przez dowolnie długi czas. Kiedy zmieniają się warunki zewnętrzne, pozycja równowagi może się zmienić. Zmiana temperatury, stężenie odczynników (ciśnienie dla substancji gazowych) prowadzi do naruszenia równości szybkości reakcji do przodu i do tyłu, a zatem do braku równowagi. Po pewnym czasie zostanie przywrócona równość prędkości. Ale stężenia równowagowe reagentów w nowych warunkach będą inne. Przejście układu z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się przesunięcie lub przesunięcie równowagi . Równowagę chemiczną można porównać do położenia balansu. Podobnie jak zmienia się wraz z naciskiem ładunku na jeden z kubków, równowaga chemiczna może przesunąć się w kierunku reakcji do przodu lub do tyłu, w zależności od warunków procesu. Za każdym razem ustanawiana jest nowa równowaga, odpowiadająca nowym warunkom.

Wartość liczbowa stałej zwykle zmienia się wraz z temperaturą. W stałej temperaturze wartości Kc nie zależą od ciśnienia, objętości ani stężeń substancji.

Znając wartość liczbową Kc, można obliczyć wartości stężeń równowagowych lub ciśnień każdego z uczestników reakcji.

Kierunek przesunięcie pozycji równowagi chemicznej w wyniku zmian warunków zewnętrznych określa się Zasada Le Chatelier:

Jeżeli na układ równowagi wywierany jest wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga przesuwa się w kierunku przeciwdziałającym temu wpływowi.

Rozpuszczanie jako proces fizyczny i chemiczny. solwatacja. Solwatuje. Szczególne właściwości wody jako rozpuszczalnika. Nawadnia. Nawilża kryształy. Rozpuszczalność substancji. Rozpuszczanie substancji stałych, ciekłych i gazowych. Wpływ temperatury, ciśnienia i charakteru substancji na rozpuszczalność. Metody wyrażania składu roztworów: ułamek masowy la, stężenie molowe, stężenie równoważne i ułamek molowy.

Istnieją dwie główne teorie rozwiązań: fizyczna i chemiczna.

Fizyczna teoria rozwiązań zaproponowali nobliści, Holender J. Van't Hoff (1885) i szwedzki fizykochemik S. Arrhenius (1883). Rozpuszczalnik uważany jest za środowisko chemicznie obojętne, w którym cząstki (cząsteczki, jony) rozpuszczonej substancji są równomiernie rozłożone. Zakłada się, że nie ma interakcji międzycząsteczkowych, zarówno między cząsteczkami substancji rozpuszczonej, jak i między cząsteczkami rozpuszczalnika i cząsteczkami substancji rozpuszczonej. Cząsteczki rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej są równomiernie rozłożone w objętości roztworu dzięki dyfuzji. Następnie okazało się, że teoria fizyczna w sposób zadowalający opisuje naturę tylko niewielkiej grupy roztworów, tzw. rozwiązań idealnych, w których cząstki rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej tak naprawdę nie oddziałują ze sobą. Wiele rozwiązań gazowych to przykłady rozwiązań idealnych.

Chemiczna (lub solwatowa) teoria roztworów zaproponowane przez D.I. Mendelejew (1887). Po raz pierwszy na ogromnym materiale doświadczalnym wykazał, że między cząsteczkami substancji rozpuszczonej a cząsteczkami rozpuszczalnika zachodzi chemiczne oddziaływanie, w wyniku którego powstają niestabilne związki o zmiennym składzie, tzw. solwaty lub hydraty ( jeśli rozpuszczalnikiem jest woda). DI. Mendelejew zdefiniował rozwiązanie jako układ chemiczny, w którym wszystkie formy interakcji są związane z chemiczną naturą rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonych. Wiodąca rola w edukacji solwaty niestabilne siły międzycząsteczkowe i gra wiązań wodorowych.

Proces rozpuszczania nie można przedstawić za pomocą prostego modelu fizycznego, takiego jak rozkład statystyczny substancji rozpuszczonej w rozpuszczalniku w wyniku dyfuzji. Towarzyszy mu zwykle zauważalny efekt termiczny oraz zmiana objętości roztworu, spowodowana zniszczeniem struktury substancji rozpuszczonej i oddziaływaniem cząstek rozpuszczalnika z cząstkami substancji rozpuszczonej. Obu tym procesom towarzyszą efekty energetyczne. Aby zniszczyć strukturę rozpuszczonej substancji, wymagane jest zużycie energii , podczas gdy oddziaływanie cząstek rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej uwalnia energię. W zależności od stosunku tych efektów, proces rozpuszczania może być endotermiczny lub egzotermiczny.

Po rozpuszczeniu siarczanu miedzi obecność hydratów można łatwo wykryć poprzez zmianę koloru: bezwodna biała sól rozpuszczająca się w wodzie tworzy niebieski roztwór. czasem woda nawilżająca Silnie wiąże się z substancją rozpuszczoną, a po oddzieleniu od roztworu wchodzi w skład jego kryształów. Substancje krystaliczne zawierające wodę zwane hydratami krystalicznymi , a woda zawarta w strukturze takich kryształów nazywana jest wodą krystalizacyjną. Skład hydratów krystalicznych określa wzór substancji, który wskazuje liczbę cząsteczek wody krystalizacyjnej na jedną jej cząsteczkę. Tak więc wzór krystalicznego siarczanu miedzi (siarczan miedzi) CuSO4 × 5H2O. Zachowanie charakterystycznej barwy odpowiednich roztworów przez krystaliczne hydraty jest bezpośrednim dowodem istnienia podobnych kompleksów hydratów w roztworach. Barwa krystalicznego hydratu zależy od liczby cząsteczek wody krystalizacyjnej.

Istnieją różne sposoby wyrażania składu roztworu.. Najczęściej używane ułamek masowy rozpuszczony, stężenie molowe i normalne.

Ogólnie stężenie można wyrazić jako liczbę cząstek na jednostkę objętości lub jako stosunek liczby cząstek danego typu do całkowitej liczby cząstek w roztworze. Ilość substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika jest mierzona w jednostkach masy, objętości lub molach. Ogólnie, stężenie roztworu - jest to ilość substancji rozpuszczonej w układzie skondensowanym (mieszaninie, stopie lub w określonej objętości roztworu). Istnieją różne sposoby wyrażania stężenia roztworów, z których każdy ma dominujące zastosowanie w określonej dziedzinie nauki i technologii. Zwykle skład roztworów wyraża się za pomocą wielkości bezwymiarowych (ułamki masowe i molowe) i wymiarowych (stężenie molowe substancji, stężenie molowe substancji - równoważnik i molowość).

Ułamek masowy- wartość równa stosunkowi masy rozpuszczonej substancji (m1) do całkowitej masy roztworu (m).

Lekcja wideo 2: Przesunięcie w równowadze chemicznej

Wykład: Reakcje chemiczne odwracalne i nieodwracalne. bilans chemiczny. Zmiana równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników

W poprzedniej lekcji dowiedziałeś się, jaka jest szybkość reakcji chemicznej i jakie czynniki na nią wpływają. W tej lekcji przyjrzymy się, jak przebiegają te reakcje. Zależy to od zachowania substancji wyjściowych biorących udział w reakcji - odczynników. Jeśli zostaną całkowicie przekształcone w substancje końcowe - produkty, reakcja jest nieodwracalna. Cóż, jeśli produkty końcowe zostaną ponownie przekształcone w substancje wyjściowe, reakcja jest odwracalna. Mając to na uwadze, formułujemy definicje:

reakcja odwracalna jest pewną reakcją, która przebiega w tych samych warunkach w kierunku do przodu i do tyłu.

Pamiętaj, na lekcjach chemii pokazano ci wyraźny przykład odwracalnej reakcji wytwarzania kwasu węglowego:

CO2 + H2O<->H2CO3

nieodwracalna reakcja to pewna reakcja chemiczna, która kończy się w jednym określonym kierunku.

Przykładem jest reakcja spalania fosforu: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Jednym z dowodów nieodwracalności reakcji jest wytrącanie lub wydzielanie się gazu.

Gdy szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, równowaga chemiczna.

Oznacza to, że w reakcjach odwracalnych powstają równowagowe mieszaniny reagentów i produktów. Zobaczmy przykład powstawania równowagi chemicznej. Weźmy reakcję tworzenia jodowodoru:

H2(g) + I2(g)<->2H(g)

Możemy podgrzać mieszaninę gazowego wodoru i jodu lub już przygotowany jod, wynik w obu przypadkach będzie taki sam: powstanie równowagowej mieszaniny trzech substancji H 2 , I 2 , HI.

Na samym początku reakcji, przed powstaniem jodowodoru, zachodzi reakcja bezpośrednia z szybkością ( v itp.). Wyrażamy to równaniem kinetycznym v pr \u003d k 1, gdzie k 1 jest stałą szybkości reakcji bezpośredniej. Stopniowo powstaje produkt HI, który w tych samych warunkach zaczyna się rozkładać na H 2 i I 2 . Równanie tego procesu jest następujące: v arr \u003d k 2 2, gdzie v arr to szybkość reakcji odwrotnej, k 2 to stała szybkości reakcji odwrotnej. Moment, w którym HI wystarczy do wyrównania v w v równowaga chemiczna zostaje osiągnięta. Liczba substancji w równowadze, w naszym przypadku H 2 , I 2 i HI nie zmienia się w czasie, ale tylko wtedy, gdy nie ma wpływów zewnętrznych. Z tego, co zostało powiedziane, wynika, że ​​równowaga chemiczna jest dynamiczna. W naszej reakcji powstaje lub zużywa się wodór.

Pamiętaj, że zmiana warunków reakcji pozwala przesunąć równowagę we właściwym kierunku. Jeśli zwiększymy stężenie jodu lub wodoru, wtedy v pr, nastąpi przesunięcie w prawo, powstanie więcej jodowodoru. Jeśli zwiększymy stężenie jodowodoru, v arr, a przesunięcie będzie w lewo. Możemy uzyskać więcej/mniej odczynników i produktów.

Tak więc równowaga chemiczna ma tendencję do opierania się wpływom zewnętrznym. Dodatek H 2 lub I 2 ostatecznie prowadzi do wzrostu ich zużycia i wzrostu HI. I wzajemnie. Ten proces jest naukowo nazywany zasada Le Chatelier. To mówi:

Jeśli na układ w stabilnej równowadze działa się z zewnątrz (zmieniająca się temperatura, ciśnienie lub stężenie), nastąpi przesunięcie w kierunku procesu, który osłabia ten efekt.

Pamiętaj, katalizator nie jest w stanie przesunąć równowagi. Może tylko przyspieszyć jego postęp.

Zmiana stężenia . Powyżej rozważaliśmy, w jaki sposób ten czynnik przesuwa równowagę w przód lub w przeciwnym kierunku. Jeśli stężenie reagujących substancji wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę, w której ta substancja jest zużywana. Jeśli stężenie zostanie zmniejszone, przesuwa się w stronę, w której powstaje ta substancja. Pamiętaj, że reakcja jest odwracalna, a reagentami mogą być substancje po prawej lub lewej stronie, w zależności od tego, którą reakcję rozważamy (bezpośrednią lub odwrotną).

Wpływt . Jej wzrost powoduje przesunięcie równowagi w kierunku reakcji endotermicznej (- Q) i spadek w kierunku reakcji egzotermicznej (+ Q). Równania reakcji wskazują efekt cieplny reakcji bezpośredniej. Efekt cieplny reakcji odwrotnej jest do niej przeciwny. Ta zasada dotyczy tylko reakcji z efektem termicznym. Jeśli go nie ma, to t nie jest w stanie przesunąć równowagi, ale jego wzrost przyspieszy proces wyłaniania się równowagi.

Wpływ ciśnienia . Czynnik ten może być wykorzystany w reakcjach z udziałem substancji gazowych. Jeśli ilość moli gazu jest równa zeru, nie będzie żadnej zmiany. Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku mniejszych objętości. Wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesunie się w kierunku większych objętości. Objętości - spójrz na współczynniki przed substancjami gazowymi w równaniu reakcji.

Reakcje odwracalne to reakcje, które zachodzą jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach.

Reakcje nieodwracalne - reakcje, w których pobrane substancje ulegają całkowitemu przekształceniu w produkty reakcji niereagujące ze sobą w danych warunkach, np. rozkład materiałów wybuchowych, spalanie węglowodorów, tworzenie się związków niskodysocjujących, wytrącanie, tworzenie się substancji gazowych.

32. Bilans chemiczny. Zasada Le Chateliera.

Równowaga chemiczna to stan układu chemicznego, w którym jedna lub więcej reakcji chemicznych przebiega w sposób odwracalny, a szybkości w każdej parze reakcji postępowo-odwrotnych są sobie równe. W przypadku układu w równowadze chemicznej stężenia odczynników, temperatura i inne parametry układu nie zmieniają się w czasie.

33. Zasada Le Chateliera. Warunki przesunięcia równowagi chemicznej.

Zasada Le Chateliera: jeśli na układ będący w stanie równowagi wywierany jest wpływ zewnętrzny, to równowaga przesuwa się w kierunku osłabienia wpływu zewnętrznego.

Czynniki wpływające na równowagę chemiczną:

1) temperatura

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej (absorpcji), a wraz ze spadkiem w kierunku reakcji egzotermicznej (izolacji).

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) ciśnienie

Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku mniejszej objętości substancji, a gdy maleje, w kierunku większej objętości. Ta zasada dotyczy tylko gazów, tj. jeśli w reakcję biorą udział ciała stałe, nie są one brane pod uwagę.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) stężenie substancji wyjściowych i produktów reakcji

Wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku produktów reakcji, a wraz ze spadkiem stężenia produktów reakcji - w kierunku substancji wyjściowych.

S 2 +2O 2 \u003d 2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalizatory nie wpływają na zmianę równowagi chemicznej!

Koniec pracy -

Ten temat należy do:

Podstawowe pojęcia chemii

Chemia to nauka o substancjach i prawach ich przemian, przedmiotem badań chemii są pierwiastki chemiczne i ich związki, pierwiastek chemiczny, nazywający rodzajem atomów..prawo..kolejność w jakiej orbitale są wypełnione elektronami ...

Jeśli potrzebujesz dodatkowych materiałów na ten temat lub nie znalazłeś tego, czego szukałeś, zalecamy skorzystanie z wyszukiwania w naszej bazie prac:

Co zrobimy z otrzymanym materiałem:

Jeśli ten materiał okazał się dla Ciebie przydatny, możesz zapisać go na swojej stronie w sieciach społecznościowych:

Wszystkie tematy w tej sekcji:

Prawo ekwiwalentów
Substancje oddziałują ze sobą w ilościach proporcjonalnych do ich ekwiwalentów. m(a)/m(b)=E(a)/E(b). Ekwiwalent to rzeczywista lub warunkowa cząstka substancji, która jest równoważna jednemu jonowi

chmura elektrod. liczby kwantowe
Chmura elektronów to wizualny model, który odzwierciedla rozkład gęstości elektronów w atomie lub cząsteczce. Aby scharakteryzować zachowanie elektronu w atomie, wprowadzono liczby kwantowe: rozdz.

Model kwantowo-mechaniczny budowy atomu
QMM opiera się na kwantowej teorii atomu, zgodnie z którą elektron ma zarówno właściwości cząstki, jak i właściwości fali. Innymi słowy, położenie elektronu w określonym punkcie może

Prawo okresowe i układ okresowy D.I. Mendelejew
Odkrycie prawa okresowego przez D.I. Mendelejew Prawo okresowe zostało odkryte przez D.I. Mendelejew podczas pracy nad tekstem podręcznika „Podstawy chemii”, gdy napotkał trudności

związki nieorganiczne
Kwasy to złożone chemikalia. związki składające się z jonów H i reszty kwasowej. Dzielą się na jednoskładnikowe i wieloskładnikowe, zawierające tlen i beztlenowe. Bazy są

Sole i ich chemia. nieruchomości
Sole to klasa związków chemicznych składająca się z kationów i anionów. Właściwości chemiczne są określane przez właściwości kationów i anionów, które składają się na ich skład. Sole wchodzą w interakcję z

wiązanie kowalencyjne. Nasycenie i kierunkowość
Wiązanie kowalencyjne jest związkiem chemicznym komunikacja między atomami, realizowana przez uspołecznione elektrony. Kow. Wiązanie jest albo polarne, albo niepolarne. Niepolarna kryjówka połączenie nr. w cząsteczkach, w których każde jądro atomowe z

Główne postanowienia teorii VS. Hybrydyzacja
Główne założenia teorii VS: A) wiązanie chemiczne między dwoma atomami powstaje w wyniku nakładania się AO na obraz. pary elektroniczne. B) atomy wchodzące do substancji chemicznej. komunikacja, wymiana

wiązanie wodorowe
Wiązanie wodorowe jest formą połączenia między atomem elektroujemnym i atomem wodoru H związanym kowalencyjnie z innym atomem elektroujemnym. Jako atomy elektroujemne możesz

Wiązanie dawca-akceptor. Związki złożone
Obraz mechanizmu. wiązanie kowalencyjne dzięki dwóm elektronom jednego atomu (donor) i wolnemu orbitalowi innego atomu (akceptorowi) tzw. dawca-akceptor. Związki złożone są związkami

złożone związki. Wiązanie chemiczne w złożonym związku
Związek złożony to substancja chemiczna zawierająca złożone cząsteczki. Chem. wiązanie-In krystaliczne związki kompleksowe z naładowanymi kompleksami, wiązanie między kompleksem a in

Dysocjacja związków złożonych. Stałe stabilności jonów zespolonych
Dysocjacja złożonego związku przebiega w dwóch etapach: a) dysocjacja na jony złożone i proste z zachowaniem sfery wewnętrznej kompleksu oraz b) dysocjacja sfery wewnętrznej, napęd

I zasada termodynamiki. Prawo Hessa
Pierwszy start t/d: w każdym procesie zmiana energii wewnętrznej U układu jest równa sumie ilości przekazanego ciepła i wykonanej pracy. ΔU=Q – W Jeśli system jest w

1 i 2 zasady termodynamiki. Obliczanie efektów termicznych reakcji chemicznych
Sformułowanie I prawa t / d: energia nie jest tworzona ani niszczona, ale tylko przechodzi z jednej formy do drugiej w równoważnym stosunku. Sformułowanie drugiej zasady t/d: w układzie izolowanym

Prawo Hessa i konsekwencje z niego wynikające
Prawo Hessa: ciepło reakcji chemicznej jest równe sumie ciepła dowolnej serii następujących po sobie reakcji z tymi samymi substancjami początkowymi i produktami końcowymi. Obliczenia wykorzystują konsekwencje prawa

Pojęcie stanu standardowego i ciepła formowania. Obliczanie efektów termicznych reakcji chemicznych
Stany standardowe - w termodynamice chemicznej, stany warunkowo akceptowane poszczególnych substancji i składników roztworów w ocenie wielkości termodynamicznych. w standardowym upale

Energia swobodna Gibbsa. Kierunek reakcji chemicznej
Energia swobodna Gibbsa (lub po prostu energia Gibbsa lub potencjał Gibbsa lub potencjał termodynamiczny w wąskim sensie) to wielkość, która pokazuje zmianę energii podczas reakcji chemicznej.

Szybkość reakcji chemicznej. Prawo mas działających
Kinetyka chemiczna to dział chemii, który bada szybkość reakcji chemicznych i mechanizm reakcji chemicznych. Szybkość reakcji chemicznej to liczba korzystnych zderzeń

Równanie Arrheniusa. Pojęcie energii aktywacji
lnk=lnA-Ea/2.3RT Energia aktywacji to minimalna energia, jaką muszą posiadać cząstki, aby wejść w interakcję chemiczną.

Katalizatory. Kataliza homogeniczna i heterogeniczna
Katalizator - substancja, która zmienia szybkość reakcji chemicznej, ale nie wchodzi w interakcje chemiczne i jest wydalana pod koniec reakcji w czystej postaci. Proces przyspieszania reakcji w obecności

Właściwości koligacyjne roztworów
Właściwości koligatywne roztworów to te właściwości, które w danych warunkach okazują się równe i niezależne od chemicznej natury substancji rozpuszczonej; właściwości rozwiązań, które zależą

Prawa Raoulta. Punkty wrzenia i zamarzania roztworów
Para w równowadze z cieczą nazywana jest nasyconą. Ciśnienie takiej pary nad czystym rozpuszczalnikiem (p0) nazywamy ciśnieniem lub elastycznością nasyconej pary czystego pa

Osmoza i ciśnienie osmotyczne
Dyfuzja to proces wzajemnego przenikania się cząsteczek. Osmoza to proces jednokierunkowej dyfuzji przez półprzepuszczalną membranę cząsteczek rozpuszczalnika w kierunku wyższego stężenia roztworu.

Rozpuszczanie gazów w cieczach. Prawo Henryka
Na rozpuszczalność substancji wpływa temperatura i ciśnienie. Ich wpływ na równowagę w roztworze jest zgodny z zasadą Le Chateliera. Rozpuszczalności gazów towarzyszy: A) wydzielanie ciepła

Stopień i stała dysocjacji elektrolitycznej. Prawo hodowlane Ostwalda
Dysocjacja elektrolityczna to rozpad cząsteczki na jony pod działaniem cząsteczek polarnego rozpuszczalnika. Wyd. implikuje przewodnictwo jonowe roztworu. Wyd. - wartość równa stosunkowi

Jonowy produkt wody. Indeks wodorowy środowiska
Jonowy produkt wody - wartość równa iloczynowi kationów wodorowych i jonów wodorotlenowych jest wartością stałą w danej temperaturze (25 ° C) i wynosi 10-14. kw=

Dysocjacja elektrolityczna wody. Indeks wodorowy środowiska
Woda jest słabym amfoterycznym elektrolitem. Cząsteczki wody mogą zarówno oddawać, jak i dodawać kationy H+. W wyniku interakcji między cząsteczkami w roztworach wodnych zawsze występuje i

Stopień i stała hydrolizy soli
Stopień hydrolizy odnosi się do stosunku części soli ulegającej hydrolizie do całkowitego stężenia jej jonów w roztworze. Oznaczony jako α (lub hhydr); α = (chhydr

Aktywność i siła jonowa roztworów. Związek między współczynnikiem aktywności a siłą jonową roztworu
Aktywność składników roztworu to efektywne (pozorne) stężenie składników, z uwzględnieniem różnych interakcji między nimi w roztworze. a=f*c Siła jonowa roztworu - miara intensywności

Pojęcie potencjału elektrody
Potencjał elektrody - różnica potencjałów elektrycznych między elektrodą a stykającym się z nią elektrolitem (najczęściej między metalem a roztworem elektrolitu). WHO

Potencjał elektrody. Równanie Nernsta
Potencjał elektrody - różnica potencjałów elektrycznych między elektrodą a stykającym się z nią elektrolitem (najczęściej między metalem a roztworem elektrolitu). Szpilka

elektrody gazowe. Równanie Nernsta do obliczania potencjałów elektrod gazowych
Elektrody gazowe składają się z przewodnika I rodzaju, który styka się jednocześnie z gazem i roztworem zawierającym jony tego gazu. Przewodnik pierwszego rodzaju służy do dostarczania i odprowadzania elektronów, a oprócz tego

Ogniwo galwaniczne. Obliczanie pola elektromagnetycznego ogniwa galwanicznego
OGNIWO GALWANICZNE - chemiczne źródło prądu, w którym energia elektryczna powstaje w wyniku bezpośredniej konwersji energii chemicznej poprzez reakcję redoks. w co

Koncentracja i polaryzacja elektrochemiczna
polaryzacja stężenia. Zmiana potencjału elektrody spowodowana zmianą stężenia odczynników w warstwie przyelektrodowej podczas przepływu prądu nazywana jest polaryzacją stężeniową. W moim

Elektroliza. Prawa Faradaya

Elektroliza. prąd wyjściowy. Elektroliza z anodami nierozpuszczalnymi i rozpuszczalnymi
Elektroliza to proces fizykochemiczny polegający na uwolnieniu na elektrodach składników substancji rozpuszczonych lub innych substancji, które powstają w wyniku reakcji wtórnych na elektrodach,

Główne rodzaje korozji. Metody ochrony metali przed korozją
Korozja to proces niszczenia metali pod wpływem elektrochemicznych lub chemicznych czynników środowiskowych. W związku z tym rozróżnia się dwa rodzaje korozji w zależności od metody interakcji

korozja chemiczna. Szybkość korozji chemicznej
Korozja chemiczna - korozja spowodowana oddziaływaniem Me z suchymi gazami lub cieczami nieprzewodzącymi prądu elektrycznego. Szybkość korozji chemicznej zależy od wielu czynników.

Korozja spowodowana prądami błądzącymi
Prądy błądzące pochodzące z instalacji elektrycznych działających na prąd stały, tramwaje, metro, koleje elektryczne powodują pojawianie się plamy na metalowych przedmiotach (kable, szyny).

Wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na dwie grupy: reakcje nieodwracalne i odwracalne. Reakcje nieodwracalne zachodzą do końca - do całkowitego zużycia jednego z reagentów. Reakcje odwracalne nie dochodzą do końca: w reakcji odwracalnej żaden z reagentów nie jest całkowicie zużywany. Różnica ta wynika z faktu, że nieodwracalna reakcja może przebiegać tylko w jednym kierunku. Reakcja odwracalna może zachodzić zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu.

Rozważmy dwa przykłady.

Przykład 1. Oddziaływanie cynku i stężonego kwasu azotowego przebiega zgodnie z równaniem:

Przy wystarczającej ilości kwasu azotowego reakcja zakończy się dopiero po rozpuszczeniu całego cynku. Ponadto, jeśli spróbujesz przeprowadzić tę reakcję w przeciwnym kierunku - przepuścić dwutlenek azotu przez roztwór azotanu cynku, to metaliczny cynk i kwas azotowy nie zadziałają - ta reakcja nie może przebiegać w przeciwnym kierunku. Zatem oddziaływanie cynku z kwasem azotowym jest reakcją nieodwracalną.

Przykład 2. Synteza amoniaku przebiega zgodnie z równaniem:

Jeżeli jeden mol azotu zostanie zmieszany z trzema molami wodoru, warunki sprzyjające zajściu reakcji w układzie i po odpowiednim czasie analiza mieszaniny gazowej, wyniki analizy wykażą, że nie tylko produkt reakcji (amoniak) będzie być obecne w układzie, ale także substancje początkowe (azot i wodór). Jeśli teraz, w tych samych warunkach, jako substancję wyjściową nie zostanie umieszczona mieszanina azotowo-wodna, lecz amoniak, to będzie można stwierdzić, że część amoniaku rozkłada się na azot i wodór, a ostateczny stosunek tych ilości wszystkich trzech substancji będzie taka sama, jak w przypadku wyjścia z mieszaniny azotu i wodoru. Zatem synteza amoniaku jest reakcją odwracalną.

W równaniach reakcji odwracalnych zamiast znaku równości można używać strzałek; symbolizują przepływ reakcji zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu.

Na ryc. 68 przedstawia zmianę szybkości reakcji do przodu i do tyłu w czasie. Początkowo, gdy materiały wyjściowe są zmieszane, szybkość reakcji postępującej jest wysoka, a szybkość reakcji odwrotnej wynosi 0. W miarę postępu reakcji materiały wyjściowe są zużywane, a ich stężenie spada.

Ryż. 63. Zmiana szybkości reakcji do przodu i do tyłu w czasie.

W rezultacie zmniejsza się szybkość reakcji do przodu. Jednocześnie pojawiają się produkty reakcji i wzrasta ich stężenie. W efekcie zaczyna mieć miejsce reakcja odwrotna, której tempo stopniowo wzrasta. Kiedy szybkości reakcji do przodu i do tyłu stają się równe, następuje równowaga chemiczna. Tak więc w ostatnim przykładzie ustala się równowaga między azotem, wodorem i amoniakiem.

Równowaga chemiczna nazywana jest równowagą dynamiczną. Podkreśla to, że zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu zachodzą w równowadze, ale ich szybkości są takie same, w wyniku czego zmiany w systemie nie są zauważalne.

Ilościową cechą równowagi chemicznej jest wielkość zwana stałą równowagi chemicznej. Rozważ to na przykładzie reakcji syntezy jod-wodór:

Zgodnie z prawem działania mas, szybkości reakcji do przodu i do tyłu wyrażają równania:

W stanie równowagi szybkości reakcji w przód i w tył są sobie równe, skąd

Stosunek stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu jest również stałą. Nazywa się to stałą równowagi tej reakcji (K):

Stąd wreszcie

Po lewej stronie tego równania znajdują się te stężenia substancji oddziałujących, które są ustalone w równowadze - stężenia równowagowe. Prawa strona równania to wartość stała (przy stałej temperaturze).

Można wykazać, że w ogólnym przypadku reakcji odwracalnej

stała równowagi wyraża się równaniem:

Tutaj wielkie litery oznaczają wzory substancji, a małe litery oznaczają współczynniki w równaniu reakcji.

Zatem w stałej temperaturze stała równowagi reakcji odwracalnej jest wartością stałą pokazującą stosunek stężeń produktów reakcji (licznik) do substancji wyjściowych (mianownik), który ustala się w stanie równowagi.

Równanie stałej równowagi pokazuje, że w warunkach równowagi stężenia wszystkich substancji biorących udział w reakcji są ze sobą powiązane. Zmiana stężenia którejkolwiek z tych substancji pociąga za sobą zmianę stężeń wszystkich innych substancji; w rezultacie powstają nowe stężenia, ale stosunek między nimi ponownie odpowiada stałej równowagi.

Wartość liczbowa stałej równowagi w pierwszym przybliżeniu charakteryzuje wydajność tej reakcji. Na przykład w , wydajność reakcji jest duża, ponieważ jednocześnie

tj. w stanie równowagi stężenia produktów reakcji są znacznie wyższe niż stężenia materiałów wyjściowych, a to oznacza, że ​​wydajność reakcji jest wysoka. W (z podobnego powodu) wydajność reakcji jest niewielka.

W przypadku reakcji heterogenicznych wyrażenie stałej równowagi, a także wyrażenie prawa działania mas (patrz § 58), obejmuje stężenia tylko tych substancji, które znajdują się w fazie gazowej lub ciekłej. Na przykład dla reakcji

stała równowagi ma postać:

Wartość stałej równowagi zależy od natury reagentów i temperatury. Nie zależy to od obecności katalizatorów. Jak już wspomniano, stała równowagi jest równa stosunkowi stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu. Ponieważ katalizator zmienia energię aktywacji zarówno reakcji do przodu, jak i do tyłu o tę samą wartość (patrz § 60), nie wpływa to na stosunek ich stałych szybkości.

Dlatego katalizator nie wpływa na wartość stałej równowagi, a zatem nie może ani zwiększać, ani zmniejszać wydajności reakcji. Może jedynie przyspieszyć lub spowolnić początek równowagi.

Reakcje chemiczne są odwracalne i nieodwracalne.

tych. jeśli jakaś reakcja A + B = C + D jest nieodwracalna, oznacza to, że nie zachodzi reakcja odwrotna C + D = A + B.

tj. jeśli np. pewna reakcja A + B = C + D jest odwracalna, oznacza to, że zarówno reakcja A + B → C + D (bezpośrednia), jak i reakcja C + D → A + B (odwrotna) przebiegają jednocześnie ).

W rzeczywistości, ponieważ zachodzą zarówno reakcje bezpośrednie, jak i odwrotne, odczynniki (substancje wyjściowe) w przypadku reakcji odwracalnych można nazwać zarówno substancjami po lewej stronie równania, jak i substancjami po prawej stronie równania. To samo dotyczy produktów.

W przypadku każdej reakcji odwracalnej możliwe jest, że szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe. Taki stan nazywa się stan równowagi.

W stanie równowagi stężenia zarówno wszystkich reagentów, jak i wszystkich produktów pozostają niezmienione. Stężenia produktów i reagentów w stanie równowagi nazywa się stężenia równowagowe.

Zmiana równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników

Z powodu takich zewnętrznych wpływów na system, jak zmiana temperatury, ciśnienia lub stężenia substancji lub produktów wyjściowych, równowaga systemu może zostać zakłócona. Jednak po ustaniu tego zewnętrznego wpływu, system po pewnym czasie przejdzie do nowego stanu równowagi. Takie przejście układu z jednego stanu równowagi do innego stanu równowagi nazywa się przesunięcie (przesunięcie) równowagi chemicznej .

Aby móc określić, w jaki sposób równowaga chemiczna zmienia się wraz z określonym rodzajem ekspozycji, wygodnie jest zastosować zasadę Le Chateliera:

Jeżeli na układ będący w stanie równowagi wywierany jest jakikolwiek wpływ zewnętrzny, to kierunek przesunięcia równowagi chemicznej będzie zbiegał się z kierunkiem reakcji, która osłabia efekt uderzenia.

Wpływ temperatury na stan równowagi

Gdy zmienia się temperatura, zmienia się równowaga każdej reakcji chemicznej. Wynika to z faktu, że każda reakcja ma efekt termiczny. W tym przypadku efekty termiczne reakcji w przód i w tył są zawsze wprost przeciwne. Tych. jeśli reakcja postępująca jest egzotermiczna i przebiega z efektem termicznym równym +Q, to reakcja odwrotna jest zawsze endotermiczna i ma efekt termiczny równy -Q.

Tak więc, zgodnie z zasadą Le Chateliera, jeśli podwyższymy temperaturę jakiegoś układu będącego w stanie równowagi, to równowaga przesunie się w kierunku reakcji, podczas której temperatura spada, tj. w kierunku reakcji endotermicznej. I podobnie, jeśli obniżymy temperaturę układu w stanie równowagi, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której temperatura wzrośnie, tj. w kierunku reakcji egzotermicznej.

Rozważmy na przykład następującą odwracalną reakcję i wskaż, gdzie jej równowaga będzie się przesuwać wraz ze spadkiem temperatury:

Jak widać z powyższego równania, reakcja naprzód jest egzotermiczna, tj. w wyniku jego przepływu uwalniane jest ciepło. Dlatego reakcja odwrotna będzie endotermiczna, to znaczy przebiega z absorpcją ciepła. W zależności od warunku temperatura jest obniżona, dlatego równowaga przesunie się w prawo, tj. w kierunku bezpośredniej reakcji.

Wpływ stężenia na równowagę chemiczną

Wzrost stężenia odczynników zgodnie z zasadą Le Chateliera powinien prowadzić do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, w której odczynniki są zużywane, tj. w kierunku bezpośredniej reakcji.

I odwrotnie, jeśli stężenie reagentów zostanie obniżone, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, która skutkuje powstaniem reagentów, tj. strona reakcji odwrotnej (←).

W podobny sposób wpływa również zmiana stężenia produktów reakcji. Jeśli zwiększysz stężenie produktów, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której produkty są zużywane, tj. w kierunku reakcji odwrotnej (←). Jeśli przeciwnie, koncentracja produktów zostanie obniżona, to równowaga przesunie się w kierunku reakcji bezpośredniej (→), aby stężenie produktów wzrosło.

Wpływ ciśnienia na równowagę chemiczną

W przeciwieństwie do temperatury i stężenia, zmiana ciśnienia nie wpływa na stan równowagi każdej reakcji. Aby zmiana ciśnienia prowadziła do zmiany równowagi chemicznej, sumy współczynników przed substancjami gazowymi po lewej i prawej stronie równania muszą być różne.

Tych. z dwóch reakcji:

zmiana ciśnienia może wpłynąć na stan równowagi tylko w przypadku drugiej reakcji. Ponieważ suma współczynników przed wzorami substancji gazowych w przypadku pierwszego równania z lewej i prawej strony jest taka sama (równa 2), a w przypadku drugiego równania jest różna (4 na po lewej i 2 po prawej).

Z tego w szczególności wynika, że ​​jeśli nie ma substancji gazowych zarówno wśród reagentów, jak i produktów, to zmiana ciśnienia nie wpłynie w żaden sposób na obecny stan równowagi. Na przykład ciśnienie nie wpłynie na stan równowagi reakcji:

Jeżeli ilość substancji gazowych jest różna po lewej i po prawej stronie, to wzrost ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, podczas której zmniejsza się objętość gazów, a spadek ciśnienia - w kierunku reakcja, w wyniku której wzrasta objętość gazów.

Wpływ katalizatora na równowagę chemiczną

Ponieważ katalizator w równym stopniu przyspiesza zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu, jego obecność lub brak nie wpływa do stanu równowagi.

Jedyne, na co katalizator może wpływać, to szybkość przejścia układu ze stanu nierównowagi do stanu równowagi.

Wpływ wszystkich powyższych czynników na równowagę chemiczną podsumowano poniżej w ściągawce, na którą na początku możesz zajrzeć podczas wykonywania zadań bilansowych. Nie będzie jednak w stanie wykorzystać go na egzaminie, dlatego po przeanalizowaniu kilku przykładów z jej pomocą powinna zostać nauczona i przeszkolona w rozwiązywaniu zadań dla równowagi, nie zaglądając do niej:

Oznaczenia: T - temperatura, p - nacisk, z – koncentracja, – wzrost, ↓ – spadek