Premik ravnotežja pod vplivom različnih dejavnikov. Reverzibilne in ireverzibilne kemične reakcije

Kemično nepopravljive reakcije v teh pogojih gredo skoraj do konca, dokler popolna poraba ene od reakcijskih snovi (NH4NO3 → 2H2O + N2O - noben poskus pridobivanja nitrata iz H2O in N2O ne vodi do pozitivnega rezultata).

Kemično reverzibilne reakcije teče sočasno pod danimi pogoji tako v naprej kot v obratni smeri. Nepovratnih reakcij je manj kot reverzibilnih. Primer reverzibilne reakcije je interakcija vodika z jodom.

Čez nekaj časa bo stopnja tvorbe HI postala enaka hitrosti njegove razgradnje.

Z drugimi besedami, prišlo bo do kemičnega ravnovesja.

kemično ravnotežje imenujemo stanje sistema, v katerem je hitrost tvorbe reakcijskih produktov enaka hitrosti njihove pretvorbe v prvotne reagente.

Kemijsko ravnotežje je dinamično, to pomeni, da njegova vzpostavitev ne pomeni prenehanja reakcije.

Zakon delujočih množic:

Masa snovi, ki sodelujejo v reakciji, je enaka masi vseh produktov reakcije.

Zakon delujočih množic določa razmerje med masama reaktantov v kemijskih reakcijah v ravnotežju, pa tudi odvisnost hitrosti kemične reakcije od koncentracije izhodnih snovi.

Znaki resničnega kemičnega ravnotežja:

1. stanje sistema ostane v času nespremenjeno brez zunanjih vplivov;

2. stanje sistema se spreminja pod vplivom zunanjih vplivov, ne glede na to, kako majhni so;

3. Stanje sistema ni odvisno od tega, s katere strani se približuje ravnotežju.

V stanju dinamičnega ravnovesja je produkt koncentracij reakcijskih produktov, deljen z zmnožkom koncentracij izhodnih snovi, v potekih, enakih ustreznim stehiometričnim koeficientom, za dano reakcijo pri dani temperaturi konstantna vrednost, imenovana ravnotežna konstanta.

Koncentracije reaktantov v ravnotežnem stanju se imenujejo ravnotežne koncentracije.

V primeru heterogenih reverzibilnih reakcij izraz za Kc vključuje samo ravnotežne koncentracije plinastih in raztopljenih snovi. Torej, za reakcijo CaCO3 ↔ CaO + CO2

V stalnih zunanjih pogojih se ravnotežni položaj ohranja poljubno dolgo. Ko se zunanji pogoji spremenijo, se lahko spremeni položaj ravnotežja. Sprememba temperature, koncentracije reagentov (tlak za plinaste snovi) vodi do kršitve enakosti hitrosti naprej in povratne reakcije in s tem do neravnovesja. Čez nekaj časa se bo enakost hitrosti povrnila. Toda ravnotežne koncentracije reagentov v novih pogojih bodo drugačne. Prehod sistema iz enega ravnotežnega stanja v drugo se imenuje premik ali premik ravnotežja . Kemično ravnotežje lahko primerjamo s položajem ravnotežnega žarka. Tako kot se spreminja s pritiskom bremena na eno od skodelic, se lahko kemično ravnotežje premakne v smer naprej ali obratno, odvisno od pogojev procesa. Vsakič se vzpostavi novo ravnotežje, ki ustreza novim pogojem.

Številčna vrednost konstante se običajno spreminja s temperaturo. Pri konstantni temperaturi vrednosti Kc niso odvisne od tlaka, prostornine ali koncentracij snovi.

Če poznamo številčno vrednost Kc, je mogoče izračunati vrednosti ravnotežnih koncentracij ali tlakov vsakega od udeležencev v reakciji.

Smer premik položaja kemičnega ravnotežja kot posledica sprememb zunanjih pogojev se določi Le Chatelierjevo načelo:

Če se na ravnotežni sistem izvaja zunanji vpliv, se ravnotežje premakne v smer, ki temu vplivu nasprotuje.

Raztapljanje kot fizikalni in kemični proces. rešitev. Solvati. Posebne lastnosti vode kot topila. Hidrira. Kristalni hidrati. Topnost snovi. Raztapljanje trdnih, tekočih in plinastih snovi. Vpliv temperature, tlaka in narave snovi na topnost. Metode za izražanje sestave raztopin: masni delež-la, molska koncentracija, ekvivalentna koncentracija in molski delež.

Obstajata dve glavni teoriji rešitev: fizikalna in kemična.

Fizikalna teorija rešitev predlagala Nobelova nagrajenca Nizozemec J. Van't Hoff (1885) in švedski fizikalni kemik S. Arrhenius (1883). Topilo se obravnava kot kemično inerten medij, v katerem so delci (molekule, ioni) raztopljene snovi enakomerno razporejeni. Domneva se, da ni medmolekularne interakcije, tako med delci topljenca kot med molekulami topila in delci topljenca. Delci topila in topljenca so zaradi difuzije enakomerno razporejeni v volumnu raztopine. Kasneje se je izkazalo, da fizikalna teorija zadovoljivo opisuje naravo le majhne skupine raztopin, tako imenovanih idealnih rešitev, pri katerih delci topila in topljenca v resnici ne medsebojno delujejo. Številne plinske rešitve so primeri idealnih rešitev.

Kemična (ali solvatna) teorija raztopin predlagal D.I. Mendelejev (1887). Prvič je na ogromnem eksperimentalnem materialu pokazal, da pride do kemične interakcije med delci topljenca in molekulami topila, zaradi česar nastanejo nestabilne spojine spremenljive sestave, imenovane solvati ali hidrati ( če je topilo voda). DI. Mendelejev je raztopino opredelil kot kemični sistem, v katerem so vse oblike interakcij povezane s kemično naravo topila in topljencev. Vodilna vloga v izobraževanju solvati nestabilne medmolekularne sile in igra vodikove vezi.

Postopek raztapljanja ni mogoče predstaviti s preprostim fizičnim modelom, kot je statistična porazdelitev topljenca v topilu kot posledica difuzije. Običajno ga spremlja opazen toplotni učinek in sprememba volumna raztopine zaradi uničenja strukture topljenca in interakcije delcev topila z delci topljenca. Oba procesa spremljajo energetski učinki. Za uničenje strukture raztopljene snovi je potrebno poraba energije , medtem ko interakcija delcev topila in topljenca sprošča energijo. Glede na razmerje teh učinkov je lahko proces raztapljanja endotermni ali eksotermni.

Ko se bakrov sulfat raztopi, se prisotnost hidratov zlahka zazna s spremembo barve: brezvodna bela sol, ki se raztopi v vodi, tvori modro raztopino. Včasih hidratantna voda Močno se veže na topljenec in, ko se loči od raztopine, vstopi v sestavo njenih kristalov. Kristalne snovi, ki vsebujejo vodo imenovani kristalni hidrati , voda, ki je vključena v strukturo takšnih kristalov, pa se imenuje kristalizacijska voda. Sestavo kristaliničnih hidratov določa formula snovi, ki označuje število molekul kristalizacijske vode na eno od njenih molekul. Torej, formula kristalnega bakrovega sulfata (bakrov sulfat) CuSO4 × 5H2O. Ohranjanje barvne značilnosti ustreznih raztopin s kristalnimi hidrati je neposreden dokaz obstoja podobnih hidratnih kompleksov v raztopinah. Barva kristalnega hidrata je odvisna od števila molekul kristalizacijske vode.

Obstajajo različni načini za izražanje sestave raztopine.. Najpogosteje uporabljena masni delež raztopina, molarna in normalna koncentracija.

Na splošno je koncentracijo mogoče izraziti kot število delcev na enoto prostornine ali kot razmerje med številom delcev določene vrste in skupnim številom delcev v raztopini. Količina topljenca in topila se meri v enotah mase, prostornine ali molov. na splošno koncentracija raztopine - to je količina raztopljene snovi v kondenziranem sistemu (zmesi, zlitini ali v določenem volumnu raztopine). Obstajajo različni načini izražanja koncentracije raztopin, od katerih ima vsaka prevladujočo uporabo na določenem področju znanosti in tehnologije. Običajno je sestava raztopin izražena z brezdimenzijskimi (masni in molski deleži) in dimenzijskimi količinami (molarna koncentracija snovi, molska koncentracija snovi - ekvivalent in molalnost).

Masni delež- vrednost, ki je enaka razmerju med maso raztopljene snovi (m1) in skupno maso raztopine (m).

Video lekcija 2: Premik v kemičnem ravnotežju

predavanje: Reverzibilne in ireverzibilne kemične reakcije. kemično ravnovesje. Sprememba kemijskega ravnotežja pod vplivom različnih dejavnikov

V prejšnji lekciji ste izvedeli, kakšna je hitrost kemične reakcije in kateri dejavniki nanjo vplivajo. V tej lekciji si bomo ogledali, kako te reakcije potekajo. Odvisno je od obnašanja začetnih snovi, ki sodelujejo v reakciji - reagentov. Če se popolnoma pretvorijo v končne snovi - produkte, je reakcija nepovratna. No, če se končni produkti spet pretvorijo v izhodne snovi, potem je reakcija reverzibilna. Glede na to oblikujemo definicije:

reverzibilna reakcija je določena reakcija, ki poteka pod enakimi pogoji v smeri naprej in nazaj.

Ne pozabite, da so vam pri pouku kemije pokazali jasen primer reverzibilne reakcije za proizvodnjo ogljikove kisline:

CO 2 + H 2 O<->H2CO3

nepovratna reakcija je določena kemična reakcija, ki poteka do konca v eno določeno smer.

Primer je reakcija zgorevanja fosforja: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Eden od dokazov o ireverzibilnosti reakcije je obarjanje ali evolucija plina.

Ko sta hitrosti prednje in povratne reakcije enaki, kemično ravnotežje.

To pomeni, da v reverzibilnih reakcijah nastanejo ravnotežne mešanice reaktantov in produktov. Poglejmo primer, kako se oblikuje kemično ravnotežje. Vzemite reakcijo za tvorbo vodikovega joda:

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

Lahko segrejemo zmes plinastega vodika in joda ali že pripravljenega joda, rezultat bo v obeh primerih enak: nastanek ravnotežne zmesi treh snovi H 2 , I 2 , HI.

Na samem začetku reakcije, pred tvorbo vodikovega joda, poteka neposredna reakcija s hitrostjo ( v itd). Izražamo ga s kinetično enačbo v pr \u003d k 1, kjer je k 1 konstanta hitrosti direktne reakcije. Postopoma nastane produkt HI, ki se pri enakih pogojih začne razpadati na H 2 in I 2 . Enačba za ta proces je naslednja: v arr \u003d k 2 2, kjer v arr je hitrost povratne reakcije, k 2 je konstanta hitrosti reverzne reakcije. Trenutek, ko je HI dovolj za izenačenje v pri v doseže se kemično ravnovesje. Število snovi v ravnotežju, v našem primeru je to H 2 , I 2 in HI, se s časom ne spreminja, ampak le, če ni zunanjih vplivov. Iz povedanega sledi, da je kemično ravnotežje dinamično. V naši reakciji se vodikov jod bodisi tvori bodisi porabi.

Ne pozabite, da vam spreminjanje reakcijskih pogojev omogoča, da premaknete ravnotežje v pravo smer. Če povečamo koncentracijo joda ali vodika, potem v pr, bo prišlo do premika v desno, nastalo bo več vodikovega jodida. Če povečamo koncentracijo vodikovega joda, se v arr in premik bo v levo. Dobimo lahko več/manj reagentov in izdelkov.

Tako se kemično ravnotežje upira zunanjim vplivom. Dodatek H 2 ali I 2 na koncu vodi do povečanja njihove porabe in povečanja HI. In obratno. Ta proces se znanstveno imenuje načelo Le Chatelier. Pravi:

Če na sistem v stabilnem ravnovesju delujemo od zunaj (spreminjamo temperaturo, ali tlak ali koncentracijo), bo prišlo do premika v smeri procesa, ki oslabi ta učinek.

Ne pozabite, da katalizator ne more premakniti ravnotežja. Lahko le pospeši njegovo napredovanje.

Sprememba koncentracije . Zgoraj smo upoštevali, kako ta dejavnik premika ravnotežje bodisi naprej bodisi v nasprotno smer. Če se koncentracija reaktantov poveča, se ravnotežje premakne na stran, kjer se ta snov porabi. Če se koncentracija zmanjša, se premakne na stran, kjer nastane ta snov. Ne pozabite, da je reakcija reverzibilna, reaktanti pa so lahko snovi na desni strani ali na levi, odvisno od tega, katero reakcijo razmišljamo (neposredno ali obratno).

Vplivt . Njegova rast izzove premik ravnotežja proti endotermni reakciji (- Q) in zmanjšanje proti eksotermni reakciji (+ Q). Reakcijske enačbe kažejo toplotni učinek neposredne reakcije. Toplotni učinek povratne reakcije je nasproten temu. To pravilo velja samo za reakcije s toplotnim učinkom. Če ga ni, potem t ni sposoben premakniti ravnotežja, vendar bo njegovo povečanje pospešilo proces nastanka ravnotežja.

Vpliv tlaka . Ta faktor se lahko uporablja pri reakcijah, ki vključujejo plinaste snovi. Če so moli plina enaki nič, sprememb ne bo. Ko se tlak poveča, se ravnotežje premakne proti manjšim volumnom. Ko se tlak zmanjša, se bo ravnotežje premaknilo v smeri večjih volumnov. Prostornine - poglejte koeficiente pred plinastimi snovmi v reakcijski enačbi.

Reverzibilne reakcije so reakcije, ki potekajo hkrati v dveh nasprotnih smereh.

Ireverzibilne reakcije - reakcije, pri katerih se vzete snovi v celoti pretvorijo v reakcijske produkte, ki v danih pogojih ne reagirajo med seboj, na primer razgradnja eksplozivov, zgorevanje ogljikovodikov, tvorba nizko disociacijskih spojin, padavine, nastajanje plinastih snovi.

32. Kemijsko ravnovesje. Le Chatelierjevo načelo.

Kemično ravnotežje je stanje kemičnega sistema, v katerem reverzibilno poteka ena ali več kemičnih reakcij, hitrosti v vsakem paru reakcij naprej-nazaj pa so med seboj enake. Za sistem v kemijskem ravnotežju se koncentracije reagentov, temperatura in drugi parametri sistema s časom ne spreminjajo.

33. Le Chatelierjevo načelo. Pogoji za premik kemičnega ravnotežja.

Le Chatelierjevo načelo: če se na sistem v ravnotežnem stanju izvaja zunanji vpliv, se ravnotežje premakne v smeri oslabitve zunanjega vpliva.

Dejavniki, ki vplivajo na kemično ravnotežje:

1) temperatura

Ko se temperatura dvigne, se kemično ravnotežje premakne proti endotermni (absorpcijski) reakciji in ko se zniža, proti eksotermni (izolacijski) reakciji.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) pritisk

Ko se tlak poveča, se kemično ravnotežje premakne v smeri manjšega volumna snovi, ko se zmanjša, pa proti večjemu volumnu. To načelo velja samo za pline, t.j. če so v reakciji vključene trdne snovi, se ne upoštevajo.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 P ←, P↓ →

1 mol = 1 mol + 1 mol

3) koncentracija izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov

S povečanjem koncentracije ene od izhodnih snovi se kemično ravnotežje premakne proti reakcijskim produktom, z zmanjšanjem koncentracije reakcijskih produktov pa proti izhodnim snovem.

S 2 +2O 2 \u003d 2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalizatorji ne vplivajo na premik kemičnega ravnotežja!

Konec dela -

Ta tema spada v:

Osnovni pojmi kemije

Kemija je znanost o snoveh in zakonih njihovega preoblikovanja, predmet preučevanja kemije so kemični elementi in njihove spojine, kemični element, ki imenuje vrsto atomov .. zakon .. vrstni red, v katerem so orbitale napolnjene z elektroni ..

Če potrebujete dodatno gradivo na to temo ali niste našli tistega, kar ste iskali, priporočamo uporabo iskanja v naši bazi del:

Kaj bomo naredili s prejetim materialom:

Če se je to gradivo izkazalo za koristno za vas, ga lahko shranite na svojo stran na družbenih omrežjih:

Vse teme v tem razdelku:

Zakon o ekvivalentih
Snovi medsebojno delujejo v količinah, sorazmernih z njihovimi ekvivalenti. m(a)/m(b)=E(a)/E(b). Ekvivalent je dejanski ali pogojni delec snovi, ki je enak enemu ionu

oblak elektrod. kvantna števila
Elektronski oblak je vizualni model, ki odraža porazdelitev elektronske gostote v atomu ali molekuli. Za karakterizacijo obnašanja elektrona v atomu so uvedena kvantna števila: pogl.

Kvantno-mehanski model strukture atoma
QMM temelji na kvantni teoriji atoma, po kateri ima elektron tako lastnosti delca kot lastnosti valovanja. Z drugimi besedami, lokacija elektrona na določeni točki lahko

Periodični zakon in periodični sistem D.I. Mendelejev
Odkritje periodičnega zakona D.I. Mendelejev Periodični zakon je odkril D.I. Mendelejev med delom na besedilu učbenika "Osnove kemije", ko je naletel na težave

anorganske spojine
Kisline so kompleksne kemikalije. spojine, sestavljene iz H ionov in kislinskega ostanka. Delimo jih na enokomponentne in večkomponentne, ki vsebujejo kisik in brez kisika. Osnove so

Soli in njihova kem. lastnosti
Soli so razred kemičnih spojin, sestavljenih iz kationov in anionov. Kemične lastnosti so določene z lastnostmi kationov in anionov, ki sestavljajo njihovo sestavo. Soli sodelujejo z

kovalentna vez. Nasičenost in usmerjenost
Kovalentna vez je kemikalija komunikacija med atomi, ki jo izvajajo socializirani elektroni. Kov. Vez je polarna ali nepolarna. Nepolarni cov. povezava n. v molekulah, kjer vsako atomsko jedro s

Glavne določbe teorije VS. Hibridizacija
Glavne določbe teorije VS: A) kemična vez med dvema atomoma nastane kot posledica prekrivanja AO s sliko. elektronskih parov. B) atomi, ki vstopajo v kemikalijo. komunikacija, izmenjava

vodikova vez
Vodikova vez je oblika povezave med elektronegativnim atomom in atomom vodika H, ​​ki je kovalentno vezan na drug elektronegativni atom. Kot elektronegativni atomi lahko

Donatorsko-akceptorska vez. Kompleksne spojine
Slika mehanizma. kovalentna vez zaradi dveh elektronov enega atoma (donor) in proste orbitale drugega atoma (akceptorja), ki se imenuje. darovalec-sprejemnik. Kompleksne spojine so spojine

kompleksne spojine. Kemična vez v kompleksni spojini
Kompleksna spojina je kemična snov, ki vsebuje kompleksne delce. Chem. vez-V kristalnih kompleksnih spojinah z nabitimi kompleksi, vez med kompleksom in v

Disociacija kompleksnih spojin. Konstante stabilnosti kompleksnih ionov
Disociacija kompleksne spojine poteka v dveh fazah: a) disociacija na kompleksne in enostavne ione z ohranitvijo notranje sfere kompleksa in b) disociacija notranje sfere, pogon

Prvi zakon termodinamike. Hessov zakon
1. zagon t/d: pri katerem koli procesu je sprememba notranje energije U sistema enaka vsoti količine prenesene toplote in opravljenega dela. ΔU=Q – W Če je sistem v

1 in 2 zakona termodinamike. Izračun toplotnih učinkov kemičnih reakcij
Formulacija I zakona t/d: energija se ne ustvari ali uniči, ampak le prehaja iz ene oblike v drugo v enakovrednem razmerju. Formulacija drugega zakona t/d: v izoliranem sistemu

Hessov zakon in posledice iz njega
Hessov zakon: toplota kemične reakcije je enaka vsoti toplot katere koli serije zaporednih reakcij z enakimi začetnimi snovmi in končnimi produkti. Izračuni uporabljajo posledice zakona

Koncept standardnega stanja in standardnih toplot tvorbe. Izračun toplotnih učinkov kemičnih reakcij
Standardna stanja - v kemijski termodinamiki pogojno sprejeta stanja posameznih snovi in ​​komponent raztopin pri ocenjevanju termodinamičnih veličin. pri standardni vročini

Gibbsova brezplačna energija. Smer kemične reakcije
Gibbsova prosta energija (ali preprosto Gibbsova energija ali Gibbsov potencial ali termodinamični potencial v ožjem pomenu) je količina, ki kaže spremembo energije med kemično reakcijo.

Hitrost kemične reakcije. Zakon delujočih množic
Kemijska kinetika je veja kemije, ki proučuje hitrost kemičnih reakcij in mehanizem kemičnih reakcij. Hitrost kemične reakcije je število ugodnih trkov

Arrheniusova enačba. Koncept aktivacijske energije
lnk=lnA-Ea/2.3RT Aktivacijska energija je najmanjša energija, ki jo morajo imeti delci, da lahko vstopijo v kemično interakcijo.

Katalizatorji. Homogena in heterogena kataliza
Katalizator - snov, ki spremeni hitrost kemične reakcije, vendar ne vstopi v kemično interakcijo in se na koncu reakcije izloči v čisti obliki. Postopek pospeševanja reakcije v prisotnosti

Koligativne lastnosti raztopin
Koligativne lastnosti raztopin so tiste lastnosti, ki se pod danimi pogoji izkažejo za enake in neodvisne od kemijske narave topljenca; lastnosti rešitev, ki so odvisne

Raoultovi zakoni. Vrelišče in ledišče raztopin
Para, ki je v ravnotežju s tekočino, se imenuje nasičena. Tlak takšne pare nad čistim topilom (p0) se imenuje tlak ali elastičnost nasičene pare čistega pa

Osmoza in osmotski tlak
Difuzija je proces medsebojnega prodiranja molekul. Osmoza je proces enosmerne difuzije skozi polprepustno membrano molekul topila proti višji koncentraciji raztopine.

Raztapljanje plinov v tekočinah. Henryjev zakon
Na topnost snovi vplivata temperatura in tlak. Njihov vpliv na ravnotežje v raztopini je skladen z načelom Le Chatelier. Topnost plinov spremlja: A) sproščanje toplote

Stopnja in konstanta elektrolitske disociacije. Ostwaldov zakon o vzreji
Elektrolitična disociacija je razpad molekule na ione pod delovanjem polarnih molekul topila. E.d. pomeni ionsko prevodnost raztopine. Izd. - vrednost, ki je enaka razmerju

Ionski produkt vode. Vodikov indeks okolja
Ionski produkt vode - vrednost, enaka produktu vodikovih kationov in hidroksidnih ionov, je konstantna vrednost pri dani temperaturi (25 ° C) in je enaka 10-14. kw=

Elektrolitična disociacija vode. Vodikov indeks okolja
Voda je šibek amfoterni elektrolit. Molekule vode lahko darujejo in dodajajo katione H+. Kot rezultat interakcije med molekulami v vodnih raztopinah vedno obstaja in

Stopnja in konstanta hidrolize soli
Stopnja hidrolize se nanaša na razmerje med delom soli, ki je podvržen hidrolizi, in celotno koncentracijo njenih ionov v raztopini. Označeno z α (ali hhydr); α = (hidr

Aktivnost in ionska moč raztopin. Razmerje med koeficientom aktivnosti in ionsko močjo raztopine
Aktivnost komponent raztopine je učinkovita (navidezna) koncentracija komponent ob upoštevanju različnih interakcij med njimi v raztopini. a=f*c Ionska jakost raztopine - mera intenzivnosti

Koncept elektrodnega potenciala
Potencial elektrode - razlika v električnih potencialih med elektrodo in elektrolitom v stiku z njo (najpogosteje med kovino in raztopino elektrolita). WHO

Potencial elektrode. Nernstova enačba
Potencial elektrode - razlika v električnih potencialih med elektrodo in elektrolitom v stiku z njo (najpogosteje med kovino in raztopino elektrolita). Pin

plinske elektrode. Nernstova enačba za izračun potencialov plinskih elektrod
Plinske elektrode so sestavljene iz prevodnika 1. vrste, ki je v stiku hkrati s plinom in raztopino, ki vsebuje ione tega plina. Prevodnik 1. vrste služi za dovajanje in odstranjevanje elektronov in poleg tega

Galvanska celica. Izračun EMF galvanskega elementa
GALVANSKA CELICA - kemični vir toka, v katerem nastaja električna energija kot posledica neposredne pretvorbe kemične energije z redoks reakcijo. V co

Koncentracija in elektrokemijska polarizacija
koncentracijska polarizacija. Sprememba potenciala elektrode zaradi spremembe koncentracije reagentov v sloju blizu elektrode med prehodom toka se imenuje koncentracijska polarizacija. V mojem

Elektroliza. Faradayevi zakoni

Elektroliza. tokovni izhod. Elektroliza z netopnimi in topnimi anodami
Elektroliza je fizikalni in kemični proces, ki sestoji iz sproščanja sestavin raztopljenih ali drugih snovi na elektrodah, ki so posledica sekundarnih reakcij na elektrodah,

Glavne vrste korozije. Metode za zaščito kovin pred korozijo
Korozija je proces uničenja kovin pod vplivom elektrokemičnih ali kemičnih okoljskih dejavnikov. V skladu s tem ločimo dve vrsti korozije, odvisno od načina interakcije

kemična korozija. Stopnja kemične korozije
Kemična korozija - korozija, ki nastane zaradi interakcije Me s suhimi plini ali tekočinami, ki ne prevajajo električnega toka. Hitrost kemične korozije je odvisna od številnih dejavnikov.

Korozija z nenavadnim tokom
Izpadni tokovi, ki prihajajo iz električnih inštalacij, ki delujejo na enosmerni tok, tramvajev, podzemne železnice, električnih železnic, povzročajo pojav madežev na kovinskih predmetih (kabli, tirnice).

Vse kemijske reakcije lahko razdelimo v dve skupini: ireverzibilne in reverzibilne reakcije. Nepovratne reakcije se nadaljujejo do konca - dokler eden od reaktantov ni popolnoma porabljen. Reverzibilne reakcije ne potekajo do konca: pri reverzibilni reakciji nobeden od reaktantov ni popolnoma porabljen. Ta razlika je posledica dejstva, da lahko ireverzibilna reakcija poteka samo v eni smeri. Reverzibilna reakcija lahko poteka v smeri naprej in nazaj.

Poglejmo si dva primera.

Primer 1. Interakcija med cinkom in koncentrirano dušikovo kislino poteka po enačbi:

Z zadostno količino dušikove kisline se bo reakcija končala šele, ko se ves cink raztopi. Poleg tega, če poskušate to reakcijo izvesti v nasprotni smeri - prepustiti dušikov dioksid skozi raztopino cinkovega nitrata, potem kovinski cink in dušikova kislina ne bosta delovala - ta reakcija ne more potekati v nasprotni smeri. Tako je interakcija cinka z dušikovo kislino nepovratna reakcija.

Primer 2. Sinteza amoniaka poteka po enačbi:

Če se en mol dušika pomeša s tremi moli vodika, so pogoji, ki so ugodni za reakcijo v sistemu, in po zadostnem času analiziramo mešanico plinov, bodo rezultati analize pokazali, da ne bo samo reakcijski produkt (amoniak) v sistemu, pa tudi začetne snovi (dušik in vodik). Če zdaj pod enakimi pogoji kot izhodiščno snov ne postavimo mešanice dušika in vodika, temveč amoniaka, potem bo mogoče ugotoviti, da se del amoniaka razgradi na dušik in vodik, in končno razmerje med količinami vseh treh snovi bo enaka kot v tistem primeru pri izhodu iz zmesi dušika in vodika. Tako je sinteza amoniaka reverzibilna reakcija.

V enačbah reverzibilnih reakcij lahko namesto znaka enakosti uporabimo puščice; simbolizirajo tok reakcije v smeri naprej in nazaj.

Na sl. 68 prikazuje spremembo hitrosti naprej in povratne reakcije skozi čas. Sprva, ko so izhodni materiali mešani, je hitrost napredne reakcije visoka, hitrost povratne pa nič.Ko reakcija poteka, se izhodni materiali porabijo in njihove koncentracije padajo.

riž. 63. Sprememba hitrosti naprej in povratne reakcije skozi čas.

Posledično se hitrost reakcije naprej zmanjša. Hkrati se pojavijo reakcijski produkti in njihova koncentracija se poveča. Posledično se začne odvijati obratna reakcija, njena hitrost pa se postopoma povečuje. Ko se hitrosti prednje in povratne reakcije izenačijo, pride do kemičnega ravnotežja. Torej, v zadnjem primeru je vzpostavljeno ravnotežje med dušikom, vodikom in amoniakom.

Kemijsko ravnotežje se imenuje dinamično ravnotežje. To poudarja, da se tako naprej kot povratna reakcija pojavljata v ravnotežju, vendar sta njuni hitrosti enaki, zaradi česar spremembe v sistemu niso opazne.

Kvantitativna značilnost kemičnega ravnotežja je količina, imenovana konstanta kemičnega ravnotežja. Razmislite o tem na primeru reakcije sinteze joda in vodika:

Po zakonu delovanja mase so hitrosti prednjih in povratnih reakcij izražene z enačbami:

V ravnovesju sta hitrosti prednje in povratne reakcije enaki, zato

Konstanta je tudi razmerje med hitrostnimi konstantami prednje in povratne reakcije. Imenuje se ravnotežna konstanta te reakcije (K):

Zato končno

Na levi strani te enačbe so tiste koncentracije medsebojno delujočih snovi, ki se vzpostavijo pri ravnotežju – ravnotežne koncentracije. Desna stran enačbe je konstantna (pri konstantni temperaturi) vrednost.

Lahko se pokaže, da v splošnem primeru reverzibilne reakcije

ravnotežna konstanta je izražena z enačbo:

Tukaj velike črke označujejo formule snovi, male črke pa koeficiente v reakcijski enačbi.

Tako je pri konstantni temperaturi konstanta ravnotežja reverzibilne reakcije konstantna vrednost, ki kaže razmerje med koncentracijami reakcijskih produktov (števec) in izhodnimi snovmi (imovalec), ki se vzpostavi pri ravnotežju.

Konstantna enačba ravnotežja kaže, da so v ravnotežnih pogojih koncentracije vseh snovi, ki sodelujejo v reakciji, medsebojno povezane. Sprememba koncentracije katere koli od teh snovi pomeni spremembo koncentracij vseh drugih snovi; posledično se vzpostavijo nove koncentracije, vendar razmerje med njimi spet ustreza ravnotežni konstanti.

Številčna vrednost ravnotežne konstante v prvem približku označuje izkoristek te reakcije. Na primer, pri , je izkoristek reakcije velik, ker hkrati

t.j. pri ravnotežju so koncentracije reakcijskih produktov veliko višje od koncentracij izhodnih snovi, kar pomeni, da je reakcijski izkoristek visok. Pri (iz podobnega razloga) je izkoristek reakcije majhen.

V primeru heterogenih reakcij izraz ravnotežne konstante, kot tudi izraz zakona delovanja mas (glej § 58), vključuje koncentracije samo tistih snovi, ki so v plinasti ali tekoči fazi. Na primer za reakcijo

ravnotežna konstanta ima obliko:

Vrednost konstante ravnotežja je odvisna od narave reaktantov in od temperature. Ni odvisno od prisotnosti katalizatorjev. Kot smo že omenili, je ravnotežna konstanta enaka razmerju hitrostnih konstant naprej in povratne reakcije. Ker katalizator spremeni aktivacijsko energijo tako naprej kot povratne reakcije za enako količino (glej § 60), to ne vpliva na razmerje njunih hitrostnih konstant.

Zato katalizator ne vpliva na vrednost ravnotežne konstante in zato ne more niti povečati niti zmanjšati izkoristka reakcije. Lahko le pospeši ali upočasni začetek ravnotežja.

Kemične reakcije so reverzibilne in nepovratne.

tiste. če je neka reakcija A + B = C + D nepovratna, to pomeni, da do povratne reakcije C + D = A + B ne pride.

če je na primer določena reakcija A + B = C + D reverzibilna, to pomeni, da tako reakcija A + B → C + D (neposredna) kot reakcija C + D → A + B (obratno) potekata hkrati ).

Pravzaprav, ker potekajo tako neposredne kot povratne reakcije, reagente (izhodne snovi) v primeru reverzibilnih reakcij lahko imenujemo tako snovi na levi strani enačbe kot snovi na desni strani enačbe. Enako velja za izdelke.

Za katero koli reverzibilno reakcijo je možno, da sta hitrosti prednje in povratne reakcije enaki. Takšno stanje se imenuje stanje ravnotežja.

V ravnotežnem stanju so koncentracije vseh reaktantov in vseh produktov nespremenjene. Koncentracije produktov in reaktantov v ravnotežju se imenujejo ravnotežne koncentracije.

Sprememba kemijskega ravnotežja pod vplivom različnih dejavnikov

Zaradi zunanjih vplivov na sistem, kot so sprememba temperature, tlaka ali koncentracije izhodnih snovi ali produktov, se lahko ravnotežje sistema poruši. Vendar pa bo po prenehanju tega zunanjega vpliva sistem čez nekaj časa prešel v novo ravnotežno stanje. Takšen prehod sistema iz enega ravnotežnega stanja v drugo ravnotežno stanje imenujemo premik (premik) kemičnega ravnotežja .

Da bi lahko ugotovili, kako se kemično ravnotežje premika z določeno vrsto izpostavljenosti, je primerno uporabiti načelo Le Chatelier:

Če se na sistem v ravnotežnem stanju izvaja kakršen koli zunanji vpliv, bo smer premika v kemičnem ravnotežju sovpadala s smerjo reakcije, ki oslabi učinek udarca.

Vpliv temperature na stanje ravnotežja

Ko se temperatura spremeni, se ravnotežje katere koli kemične reakcije premakne. To je posledica dejstva, da ima vsaka reakcija toplotni učinek. V tem primeru so toplotni učinki prednje in povratne reakcije vedno neposredno nasprotni. tiste. če je prednja reakcija eksotermna in poteka s toplotnim učinkom enakim +Q, potem je povratna reakcija vedno endotermna in ima toplotni učinek enak -Q.

Če torej po Le Chatelierjevem principu povišamo temperaturo nekega sistema, ki je v ravnotežnem stanju, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, med katero se temperatura zniža, t.j. proti endotermni reakciji. In podobno, če znižamo temperaturo sistema v ravnotežnem stanju, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, zaradi česar se bo temperatura dvignila, t.j. proti eksotermni reakciji.

Upoštevajte na primer naslednjo reverzibilno reakcijo in navedite, kam se bo njeno ravnotežje premaknilo, ko se temperatura zniža:

Kot lahko vidite iz zgornje enačbe, je reakcija naprej eksotermna, t.j. kot posledica njegovega toka se sprosti toplota. Zato bo povratna reakcija endotermna, to pomeni, da se nadaljuje z absorpcijo toplote. Glede na pogoj se temperatura zniža, zato se bo ravnotežje premaknilo v desno, t.j. k neposredni reakciji.

Vpliv koncentracije na kemijsko ravnovesje

Povečanje koncentracije reagentov v skladu z Le Chatelierjevim principom bi moralo voditi v premik ravnotežja proti reakciji, pri kateri se reagenti porabijo, t.j. k neposredni reakciji.

Nasprotno, če se koncentracija reaktantov zniža, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, ki povzroči tvorbo reaktantov, t.j. stran povratne reakcije (←).

Podobno vpliva tudi sprememba koncentracije reakcijskih produktov. Če povečate koncentracijo produktov, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, zaradi katere se produkti porabijo, t.j. proti obratni reakciji (←). Če se, nasprotno, koncentracija produktov zniža, se ravnotežje premakne proti neposredni reakciji (→), da se koncentracija produktov poveča.

Vpliv pritiska na kemijsko ravnovesje

Za razliko od temperature in koncentracije sprememba tlaka ne vpliva na ravnotežno stanje vsake reakcije. Da bi sprememba tlaka povzročila premik kemičnega ravnotežja, morajo biti vsote koeficientov pred plinastimi snovmi na levi in ​​desni strani enačbe različni.

tiste. iz dveh reakcij:

sprememba tlaka lahko vpliva na ravnotežno stanje le v primeru druge reakcije. Ker je vsota koeficientov pred formulami plinastih snovi v primeru prve enačbe na levi in ​​desni strani enaka (enaka 2), pri drugi enačbi pa je drugačna (4 na levo in 2 na desni).

Iz tega zlasti sledi, da če med reaktanti in produkti ni plinastih snovi, potem sprememba tlaka na noben način ne bo vplivala na trenutno stanje ravnotežja. Na primer, tlak ne bo vplival na ravnotežno stanje reakcije:

Če je količina plinastih snovi na levi in ​​​​desni različna, bo povečanje tlaka povzročilo premik ravnotežja proti reakciji, med katero se volumen plinov zmanjša, znižanje tlaka pa v smeri reakcija, zaradi katere se poveča volumen plinov.

Vpliv katalizatorja na kemijsko ravnovesje

Ker katalizator enako pospešuje tako naprej kot povratno reakcijo, njegova prisotnost ali odsotnost ne vpliva v stanje ravnotežja.

Edina stvar, na katero lahko vpliva katalizator, je hitrost prehoda sistema iz neravnovesnega v ravnotežno stanje.

Vpliv vseh zgoraj naštetih dejavnikov na kemijsko ravnotežje je povzet spodaj v goljufnem listu, v katerega lahko najprej pokukate pri izvajanju nalog za ravnotežje. Vendar je ne bo mogla uporabiti na izpitu, zato jo je treba po analizi več primerov z njeno pomočjo naučiti in usposobiti za reševanje nalog za ravnotežje, ne da bi več kukali vanjo:

Oznake: T -temperatura, str - pritisk, z – koncentracija, – povečanje, ↓ – zmanjšanje