Wszystkie reakcje chemiczne dzielą się na dwa typy: odwracalne i nieodwracalne.
Nieodwracalny nazywane są reakcjami, które przebiegają tylko w jednym kierunku, tj. produkty tych reakcji nie oddziałują ze sobą, tworząc substancje wyjściowe.
Nieodwracalna reakcja kończy się, gdy co najmniej jedna z substancji wyjściowych zostanie całkowicie zużyta. Reakcje spalania są nieodwracalne; wiele reakcji rozkładu termicznego substancji złożonych; większość reakcji, w wyniku których powstają opady atmosferyczne lub uwalnianie substancji gazowych itp. Na przykład:
C 2H 5OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl
Odwracalny Reakcje, które zachodzą jednocześnie w kierunku do przodu i do tyłu, nazywane są:
W równaniach reakcji odwracalnych stosuje się znak odwracalności.
Przykładem reakcji odwracalnej jest synteza jodowodoru z i: 
Jakiś czas po rozpoczęciu reakcji chemicznej w mieszaninie gazów można wykryć nie tylko końcowy produkt reakcji, HI, ale także substancje wyjściowe -H2 i I2. Bez względu na to, jak długo trwa reakcja, mieszanina reakcyjna w temperaturze 350 o C zawsze będzie zawierać około 80% HI, 10% H 2 i 10% I 2. Jeśli przyjmiemy HI jako substancję wyjściową i podgrzejemy ją do tej samej temperatury, możemy stwierdzić, że po pewnym czasie stosunek ilości wszystkich trzech substancji będzie taki sam. Zatem podczas tworzenia jodowodoru z wodoru i jodu zachodzą jednocześnie reakcje bezpośrednie i odwrotne.
Jeżeli jako substancje wyjściowe przyjmuje się wodór i jod w stężeniach i, wówczas szybkość reakcji bezpośredniej w początkowym momencie była równa: v pr = k pr ∙ . Szybkość reakcji odwrotnej v arr = k arr 2 w początkowej chwili wynosi zero, ponieważ w mieszaninie reakcyjnej nie ma jodowodoru ( = 0). Stopniowo szybkość reakcji naprzód maleje w miarę reakcji wodoru i jodu, a ich stężenia maleją. W tym przypadku szybkość reakcji odwrotnej wzrasta, ponieważ stopniowo zwiększa się stężenie utworzonego jodowodoru. Gdy szybkości reakcji do przodu i do tyłu zrównają się, zachodzi równowaga chemiczna. W stanie równowagi przez pewien okres czasu powstaje taka sama liczba cząsteczek HI, które ulegają rozpadowi na H2 i I2.
Stan reakcji odwracalnej, w którym szybkość reakcji naprzód jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowaga chemiczna.
Równowaga chemiczna jest równowagą dynamiczną. W stanie równowagi nadal zachodzą reakcje do przodu i do tyłu, ale ponieważ ich szybkości są równe, stężenia wszystkich substancji w układzie reakcyjnym nie zmieniają się. Stężenia te nazywane są stężeniami równowagowymi.
Przesunięcie równowagi chemicznej
Zasada Le Chateliera
Równowaga chemiczna jest ruchoma. Kiedy zmieniają się warunki zewnętrzne, szybkości reakcji do przodu i do tyłu mogą stać się nierówne, co powoduje przesunięcie równowagi.
Jeżeli w wyniku wpływu zewnętrznego szybkość reakcji naprzód staje się większa niż szybkość reakcji odwrotnej, wówczas mówimy o przesunięciu równowagi Prawidłowy(w kierunku reakcji bezpośredniej). Jeśli szybkość reakcji odwrotnej staje się większa niż szybkość reakcji naprzód, wówczas mówimy o przesunięciu równowagi lewy(w kierunku reakcji odwrotnej). Skutkiem przesunięcia równowagi jest przejście układu do nowego stanu równowagi o innym stosunku stężeń reagujących substancji.
Kierunek przesunięcia równowagi wyznacza zasada sformułowana przez francuskiego naukowca Le Chateliera (1884):
Jeżeli na układ równowagi wywierany jest wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga przesuwa się w kierunku reakcji (bezpośredniej lub odwrotnej), która przeciwdziała temu wpływowi.
Najważniejsze czynniki zewnętrzne które mogą prowadzić do zmiany równowagi chemicznej, to:
a) stężenia substancji reagujących;
b) temperatura;
c) ciśnienie.
Wpływ stężenia reagentów
Jeśli do układu równowagi wprowadzi się jakąkolwiek substancję biorącą udział w reakcji, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, podczas której ta substancja zostanie zużyta. Jeśli jakakolwiek substancja zostanie usunięta z układu równowagi, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, podczas której powstaje ta substancja.
Rozważmy na przykład, które substancje należy wprowadzić, a które usunąć z układu równowagi, aby przesunąć reakcję odwracalnej syntezy w prawo:
Aby przesunąć równowagę w prawo (w kierunku bezpośredniej reakcji powstawania amoniaku), należy do mieszaniny równowagowej wprowadzić wodór (tj. zwiększyć ich stężenie) i usunąć z mieszaniny równowagowej amoniak (tj. zmniejszyć jego stężenie).
Wpływ temperatury
Reakcje do przodu i do tyłu mają przeciwne skutki termiczne: jeśli reakcja do przodu jest egzotermiczna, wówczas reakcja odwrotna jest endotermiczna (i odwrotnie). Gdy układ się nagrzewa (tj. wzrasta jego temperatura), równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej; po ochłodzeniu (niższa temperatura) równowaga przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej.
Na przykład reakcja syntezy amoniaku jest egzotermiczna: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92 kJ, a reakcja rozkładu amoniaku (reakcja odwrotna) jest endotermiczna: 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) - 92 kJ. Dlatego wzrost temperatury przesuwa równowagę w kierunku odwrotnej reakcji rozkładu amoniaku.
Wpływ ciśnienia
Ciśnienie wpływa na równowagę reakcji, w których biorą udział substancje gazowe. Jeżeli ciśnienie zewnętrzne wzrasta, wówczas równowaga przesuwa się w kierunku reakcji, podczas której maleje liczba cząsteczek gazu. I odwrotnie, równowaga przesuwa się w stronę edukacji więcej cząsteczki gazowe, gdy ciśnienie zewnętrzne maleje. Jeśli reakcja przebiega bez zmiany liczby cząsteczek substancji gazowych, wówczas ciśnienie nie wpływa na równowagę w tym układzie.
Na przykład, aby zwiększyć wydajność amoniaku (przesunięcie w prawo), konieczne jest zwiększenie ciśnienia w układzie reakcji odwracalnej, ponieważ podczas reakcji bezpośredniej zmniejsza się liczba cząsteczek gazowych (z czterech cząsteczek azotu i dwóch cząsteczek wodoru powstają cząsteczki gazowego amoniaku).
Bardzo często reakcje chemiczne przebiegają w taki sposób, że pierwotne reagenty całkowicie przekształcają się w produkty reakcji. Na przykład, jeśli umieścisz granulkę cynku w kwasie solnym, to przy pewnej (wystarczającej) ilości kwasu reakcja będzie przebiegać aż do całkowitego rozpuszczenia cynku zgodnie z równaniem: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
Jeśli przeprowadzimy tę reakcję w odwrotnym kierunku, czyli przepuścimy wodór przez roztwór chlorku cynku, wówczas powstanie cynk metaliczny - tę reakcję nie może płynąć w przeciwnym kierunku, więc jest to nieodwracalne.
Reakcję chemiczną, w wyniku której substancje pierwotne prawie całkowicie przekształcają się w produkty końcowe, nazywa się nieodwracalną.
Takie reakcje obejmują zarówno reakcje heterogeniczne, jak i jednorodne. Na przykład reakcje spalania prostych substancji - metanu CH4, dwusiarczku węgla CS2. Jak już wiemy, reakcje spalania są reakcjami egzotermicznymi. W większości przypadków reakcje egzotermiczne obejmują reakcje złożone, na przykład reakcję gaszenia wapna: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (wydziela się ciepło).
Logiczne byłoby założenie, że reakcje endotermiczne obejmują reakcje odwrotne, tj. reakcja rozkładu. Np. reakcja spalania wapienia: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (ciepło jest pochłaniane).
Należy pamiętać, że liczba reakcji nieodwracalnych nie jest tak duża.
Reakcje jednorodne (pomiędzy roztworami substancji) są nieodwracalne, jeżeli zachodzą z utworzeniem nierozpuszczalnego produktu gazowego lub wody. Reguła ta nazywana jest „regułą Bertholleta”. Przeprowadźmy eksperyment. Weźmy trzy probówki i wlej do nich 2 ml roztworu kwasu solnego. Do pierwszego naczynia dodaj 1 ml alkalicznego roztworu malinowego zabarwionego fenoloftaleiną, straci on kolor w wyniku reakcji: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
Do drugiej probówki dodaj 1 ml roztworu węglanu sodu - zaobserwujemy gwałtowną reakcję wrzenia, która jest spowodowana uwolnieniem dwutlenku węgla: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2 NaCl + H 2 O + CO 2.
Do trzeciej probówki dodajmy kilka kropli azotanu srebra i zobaczmy, jak utworzył się w niej białawy osad chlorku srebra: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
Większość reakcji jest odwracalna. Nie ma zbyt wielu nieodwracalnych reakcji.
Reakcje chemiczne, które mogą przechodzić jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach - do przodu i do tyłu - nazywane są odwracalnymi.
Do probówki wlewamy 3 ml wody i dodajemy kilka kawałków lakmusu, a następnie zaczynamy przepuszczać przez nią rurką wylotową gazu dwutlenek węgla wydobywający się z innego naczynia, który powstaje w wyniku oddziaływania marmuru i kwasu solnego kwas. Po pewnym czasie fioletowy lakmus zmieni kolor na czerwony, co wskazuje na obecność kwasu. Otrzymaliśmy kruchy kwas węglowy, który powstał w wyniku połączenia dwutlenku węgla i wody: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Zostawmy to rozwiązanie na statywie. Po pewnym czasie zauważymy, że roztwór ponownie zmienił kolor na fioletowy. Kwas rozłożył się na pierwotne składniki: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
Proces ten będzie przebiegał znacznie szybciej, jeśli podgrzejemy roztwór kwasu węglowego. W ten sposób odkryliśmy, że reakcja prowadząca do wytworzenia kwasu węglowego może zachodzić zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu, co oznacza, że jest odwracalna. Odwracalność reakcji jest zaznaczona na piśmie dwiema przeciwnie skierowanymi strzałkami: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Wśród odwracalnych reakcji leżących u podstaw wytwarzania ważnych produktów chemicznych jako przykład podajemy reakcję syntezy tlenku siarki (VI) z tlenku siarki (IV) i tlenu: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
stronie internetowej, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do źródła.
Reakcje odwracalne- reakcje chemiczne, w danych warunkach, zachodzące jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach (do przodu i do tyłu), substancje wyjściowe nie przekształcają się całkowicie w produkty. na przykład: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
Kierunek reakcji odwracalnych zależy od stężenia substancji biorących udział w reakcji. Po zakończeniu odwracalnej reakcji, tj. po osiągnięciu równowaga chemiczna układ zawiera zarówno materiały wyjściowe, jak i produkty reakcji.
Prosta (jednoetapowa) reakcja odwracalna składa się z dwóch zachodzących jednocześnie reakcji elementarnych, które różnią się od siebie jedynie kierunkiem przemiany chemicznej. Kierunek reakcji końcowej dostępny dla bezpośredniej obserwacji zależy od tego, która z tych wzajemnie odwrotnych reakcji ma większą prędkość. Na przykład prosta reakcja
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2
składa się z reakcji elementarnych
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 i 2NO 2 ⇆ N 2 O 4
Aby reakcja złożona (wieloetapowa) była odwracalna, konieczne jest, aby wszystkie jej etapy składowe były odwracalne.
Dla reakcje odwracalne Równanie zwykle zapisuje się w następujący sposób: A + B AB.
Dwie przeciwnie skierowane strzałki wskazują, że w tych samych warunkach zachodzą jednocześnie reakcje do przodu i do tyłu
Nieodwracalny Są to procesy chemiczne, których produkty nie są w stanie reagować ze sobą tworząc substancje wyjściowe. Z punktu widzenia Termodynamika - początkowe rzeczy całkowicie przekształcają się w produkty. Przykłady nieodwracalnych reakcji obejmują rozkład soli bertholletowej podczas ogrzewania 2КlО3 > 2Кl + 3О2,
Reakcje nieodwracalne to reakcje, które zachodzą:
1) powstałe produkty opuszczają sferę reakcyjną - wytrącają się i uwalniają w postaci gazu, np. BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) powstaje lekko zdysocjowany związek, np. woda: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) reakcji towarzyszy duże uwolnienie energii, na przykład spalanie magnezu
Mg + 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
Równowaga chemiczna to stan układu reakcyjnego, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe.
Równoważne stężenie substancji to stężenia substancji w mieszaninie reakcyjnej, które znajdują się w stanie równowagi chemicznej. Stężenie równowagowe wskazuje wzór chemiczny substancji zawarty w nawiasach kwadratowych.
Na przykład poniższy wpis wskazuje, że równowagowe stężenie wodoru w układzie równowagi wynosi 1 mol/l.
Równowaga chemiczna różni się od znanej koncepcji „równowagi”. Równowaga chemiczna jest dynamiczna. W układzie znajdującym się w równowadze chemicznej zachodzą reakcje do przodu i do tyłu, ale ich szybkości są równe, w związku z czym stężenia uczestniczących substancji nie zmieniają się. Równowaga chemiczna charakteryzuje się stałą równowagi równą stosunkowi stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu.
Stałe szybkości reakcji do przodu i do tyłu to szybkości danej reakcji przy stężeniach substancji wyjściowych dla każdej z nich w równych jednostkach. Stała równowagi jest również równa stosunkowi stężeń równowagowych produktów reakcji bezpośredniej w potęgach współczynników stechiometrycznych do iloczynu stężeń równowagowych reagentów.
Н2+I2 = 2НI
Jeśli 
, to w układzie jest więcej materiałów wyjściowych. Jeśli 
, to w układzie jest więcej produktów reakcji. Jeśli stała równowagi jest znacznie większa niż 1, reakcję nazywamy nieodwracalną.
Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia substancji. Wpływ tych czynników na reakcję chemiczną jest zgodny z istniejącym wzorcem ogólna perspektywa wyrażony w 1884 r. przez francuskiego chemika fizycznego Le Chateliera, potwierdzony w tym samym roku przez holenderskiego chemika fizycznego Van't Hoffa. Nowoczesne sformułowanie zasady Le Chateliera jest następujące : jeśli układ znajduje się w stanie równowagi, to każde oddziaływanie wyrażające się zmianą jednego z czynników wyznaczających równowagę powoduje w nim zmianę, która ma tendencję do osłabiania tego oddziaływania.
W zasadzie Le Chateliera mówimy o przesunięciu stanu dynamicznej równowagi chemicznej, zasada ta nazywana jest także zasadą ruchomej równowagi lub zasadą przesuwającej się równowagi.
Rozważmy zastosowanie tej zasady w różnych przypadkach:
Wpływ temperatury. Gdy temperatura się zmienia, przesunięcie równowagi chemicznej jest określone przez znak efekt termiczny reakcje chemiczne. W przypadku reakcji endotermicznej, czyli reakcji zachodzącej wraz z absorpcją ciepła, wzrost temperatury sprzyja jej wystąpieniu, gdyż w trakcie reakcji temperatura maleje. W rezultacie równowaga przesuwa się w prawo, wzrastają stężenia produktów, a ich wydajność wzrasta. Jeśli temperatura spada, wówczas obserwuje się odwrotny obraz: równowaga przesuwa się w lewo (w kierunku reakcji odwrotnej, która zachodzi wraz z wydzielaniem ciepła), zmniejsza się stężenie i wydajność produktów.
Natomiast w przypadku reakcji egzotermicznej wzrost temperatury prowadzi do przesunięcia równowagi w lewo, a spadek temperatury prowadzi do przesunięcia równowagi w prawo.
Zmiany stężenia produktów i odczynników wynikają z faktu, że wraz ze zmianą temperatury zmienia się stała równowagi reakcji. Wzrost stałej równowagi prowadzi do wzrostu wydajności produktów, spadek prowadzi do spadku.
Np. wzrost temperatury w przypadku endotermicznego procesu rozkładu węglanu wapnia CaCO 3 (t) Û CaO (t) + CO 2 (g) – Q powoduje przesunięcie równowagi w prawo, a w przypadku egzotermicznej reakcji rozkładu podtlenku azotu na substancje proste
2NO Û N 2 + O 2 +Q Wzrost temperatury przesuwa równowagę w lewo, czyli sprzyja tworzeniu się NO.
Wpływ ciśnienia. Ciśnienie ma zauważalny wpływ na stan równowagi chemicznej tylko w przypadkach, gdy co najmniej jednym z uczestników reakcji chemicznej jest gaz. Wzrostowi ciśnienia w takich układach towarzyszy zmniejszenie objętości i wzrost stężenia wszystkich gazowych uczestników reakcji.
Jeżeli podczas reakcji postępowej zwiększa się ilość substancji gazowych, to wzrost ciśnienia prowadzi do przesunięcia równowagi w lewo (w reakcji odwrotnej zmniejsza się ilość gazów). Jeśli podczas reakcji ilość substancji gazowych maleje wraz ze wzrostem ciśnienia, równowaga przesuwa się w prawo. Jeżeli ilości gazowych reagentów i produktów są równe, zmiana ciśnienia nie powoduje zmiany równowagi chemicznej.
Należy zauważyć, że zmiany ciśnienia nie wpływają na stałą równowagi.
Efekt koncentracji. Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost stężenia jednego z uczestników reakcji powinien prowadzić do jego spożycia. Zatem jeśli do układu dodamy odczynnik przy V = const, równowaga przesunie się w prawo, a jeśli produkt reakcji - w lewo. Usunięcie substancji z układu (zmniejszenie jej stężenia) daje odwrotny skutek.
Wszystko powyższe dotyczy zarówno roztworów ciekłych, jak i gazowych (mieszanin gazowych)
Nazywa się reakcje chemiczne przebiegające w jednym kierunku nieodwracalny.
Większość procesów chemicznych tak odwracalny. Oznacza to, że w tych samych warunkach zachodzą zarówno reakcje w przód, jak i w tył (szczególnie jeśli mówimy o układach zamkniętych). 
Na przykład:
reakcja
w systemie otwartym nieodwracalny;
b) ta sama reakcja
w systemie zamkniętym odwracalny.
Równowaga chemiczna
Rozważmy bardziej szczegółowo procesy zachodzące podczas reakcji odwracalnych, na przykład dla reakcji warunkowej:
Oparty na prawie akcji masowych szybkość reakcji naprzód:
Ponieważ stężenia substancji A i B maleją w czasie, szybkość reakcji bezpośredniej również maleje.
Pojawienie się produktów reakcji oznacza możliwość wystąpienia reakcji odwrotnej, a z biegiem czasu stężenia substancji C i D wzrastają, co oznacza, że odwrotna szybkość reakcji.
Wcześniej czy później zostanie osiągnięty stan, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu zrównają się = .
Nazywa się stan układu, w którym szybkość reakcji naprzód jest równa szybkości reakcji odwrotnej równowaga chemiczna.
W tym przypadku stężenia reagentów i produktów reakcji pozostają niezmienione. Nazywa się je stężeniami równowagowymi. Na poziomie makro wydaje się, że w sumie nic się nie zmienia. Ale w rzeczywistości zarówno proces postępowy, jak i odwrotny nadal zachodzą, ale z tą samą szybkością. Dlatego taką równowagę w układzie nazywamy ruchomą i dynamiczną.
Oznaczmy stężenia równowagowe substancji [A], [B], [C], [D]. Wtedy ponieważ = , k 1 [A] α [B] β = k2 [C] γ [D] δ , Gdzie
gdzie α, β, γ, δ są wykładnikami, równe współczynnikom reakcji odwracalnej; K równe - stała równowagi chemicznej.
Powstałe wyrażenie opisuje ilościowo stan równowagi i jest matematycznym wyrażeniem prawa działania mas dla układów równowagi.
W stałej temperaturze stała równowagi wynosi stała wartość dla danej reakcji odwracalnej. Pokazuje zależność pomiędzy stężeniami produktów reakcji (licznik) i substancji wyjściowych (mianownik), która ustala się w stanie równowagi.
Stałe równowagi oblicza się na podstawie danych eksperymentalnych, wyznaczając stężenia równowagowe substancji wyjściowych i produktów reakcji w określonej temperaturze.
Wartość stałej równowagi charakteryzuje wydajność produktów reakcji i kompletność jej przebiegu. Jeśli otrzymamy K » 1, oznacza to, że w równowadze [C] γ [D] δ "[A] α [B] β , tj. stężenia produktów reakcji przeważają nad stężeniami substancji wyjściowych, a wydajność produktów reakcji jest wysoka.
Przy K równym 1 wydajność produktów reakcji jest odpowiednio niska. Na przykład do reakcji hydrolizy estru etylowego kwas octowy
stała równowagi:
w temperaturze 20 °C ma wartość 0,28 (czyli mniej niż 1).
Oznacza to, że znaczna część estru nie uległa hydrolizie.
W przypadku reakcji heterogenicznych wyrażenie stałej równowagi obejmuje stężenia tylko tych substancji, które znajdują się w fazie gazowej lub ciekłej. Na przykład dla reakcji
Stałą równowagi wyraża się w następujący sposób:
Wartość stałej równowagi zależy od rodzaju reagentów i temperatury.
Stała nie zależy od obecności katalizatora, ponieważ zmienia energię aktywacji zarówno reakcji do przodu, jak i do tyłu o tę samą wielkość. Katalizator może jedynie przyspieszyć osiągnięcie równowagi bez wpływu na wartość stałej równowagi.
Stan równowagi utrzymuje się przez czas nieokreślony w stałych warunkach zewnętrznych: temperaturze, stężeniu substancji wyjściowych, ciśnieniu (jeśli w reakcji biorą udział lub powstają gazy).
Zmieniając te warunki, możliwe jest przejście układu z jednego stanu równowagi do innego, spełniającego nowe warunki. To przejście nazywa się przemieszczenie Lub przesunięcie równowagi.
Rozważmy różne sposoby przesunięcia równowagi na przykładzie reakcji azotu i wodoru, w wyniku której powstaje amoniak:
Wpływ zmiany stężenia substancji
Po dodaniu do mieszaniny reakcyjnej azotu N2 i wodoru H2 stężenie tych gazów wzrasta, co oznacza wzrasta szybkość reakcji do przodu. Równowaga przesuwa się w prawo, w stronę produktu reakcji, czyli w stronę amoniaku NH3.
N2+3H2 → 2NH3
Ten sam wniosek można wyciągnąć analizując wyrażenie na stałą równowagi. Wraz ze wzrostem stężenia azotu i wodoru wzrasta mianownik, a ponieważ K jest równe. - wartość jest stała, licznik musi rosnąć. Zatem ilość produktu reakcji NH3 w mieszaninie reakcyjnej wzrośnie.
Wzrost stężenia produktu reakcji amoniaku NH 3 doprowadzi do przesunięcia równowagi w lewo, w kierunku tworzenia substancji wyjściowych. Wniosek ten można wyciągnąć na podstawie podobnego rozumowania.
Wpływ zmiany ciśnienia
Zmiana ciśnienia dotyczy tylko tych układów, w których co najmniej jedna z substancji jest w stanie gazowym. Wraz ze wzrostem ciśnienia zmniejsza się objętość gazów, co oznacza wzrost ich stężenia.
Załóżmy, że ciśnienie w układzie zamkniętym wzrasta np. 2 razy. Oznacza to, że stężenia wszystkich substancji gazowych (N 2, H 2, NH 3) w rozważanej reakcji wzrosną 2-krotnie. W takim przypadku licznik w wyrażeniu na K równa się 4-krotnie, a mianownik 16-krotnie, czyli równowaga zostanie zakłócona. Aby go przywrócić, stężenie amoniaku musi wzrosnąć, a stężenie azotu i wodoru musi spaść. Saldo przesunie się w prawo. Zmiany ciśnienia praktycznie nie mają wpływu na objętość cieczy i ciała stałe, tj. nie zmienia ich stężenia. Stąd, stan równowagi chemicznej reakcji, w których nie biorą udziału gazy, nie zależy od ciśnienia.
Wpływ zmiany temperatury
Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość wszystkich reakcji (egzo- i endotermicznych). Co więcej, wzrost temperatury ma większy wpływ na szybkość tych reakcji, które mają wyższą energię aktywacji, tj endotermiczny.
Zatem szybkość reakcji odwrotnej (endotermicznej) wzrasta bardziej niż szybkość reakcji naprzód. Równowaga przesunie się w stronę procesu, któremu towarzyszy absorpcja energii.
Kierunek przesunięcia równowagi można przewidzieć za pomocą Zasada Le Chateliera:
Jeśli na układ znajdujący się w równowadze zostanie wywarty wpływ zewnętrzny (stężenie, ciśnienie, zmiany temperatury), wówczas równowaga przesunie się w stronę, która osłabia to oddziaływanie.
Zatem:
Wraz ze wzrostem stężenia reagentów równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku tworzenia produktów reakcji;
Wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku tworzenia substancji wyjściowych;
Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku reakcji, w której objętość powstałych substancji gazowych jest mniejsza;
Wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej;
Wraz ze spadkiem temperatury następuje proces egzotermiczny.
Zasada Le Chateliera ma zastosowanie nie tylko do reakcji chemicznych, ale także do wielu innych procesów: parowania, kondensacji, topnienia, krystalizacji itp. Przy wytwarzaniu najważniejszych produktów chemicznych zasada Le Chateliera i obliczenia wynikające z prawa działania mas umożliwiają znalezienie takich warunków do przeprowadzenia procesów chemicznych, które zapewniają maksymalną wydajność pożądanej substancji.
Materiał referencyjny do przystąpienia do testu:
Tablica Mendelejewa
Tabela rozpuszczalności
przekwalifikowanie pracowników oświaty.
Katedra Nauk Przyrodniczych
Temat: „Reakcje odwracalne i nieodwracalne.
Bilans chemiczny. Zasada Le Chateliera.
Praca skończona:
Słuchacz grupy X – 1
Nauczyciel chemii Miejska Placówka Oświatowa Gimnazjum nr 6
Dymitrowgrad
Obwód Uljanowsk
Lepikowa Tatiana Wasiliewna.
Doradca naukowy:
Kierownik działu
nauki przyrodnicze
Achmetow Marat Anwarowicz
Uljanowsk 2009
Odwracalne i nieodwracalne reakcje chemiczne.
Bilans chemiczny.
Zasada Le Chateliera.
Cel pracy: 1) Badanie cech i wzorców przebiegu reakcji chemicznych, jako kontynuacja kształtowania się pomysłów na temat różnych typów reakcji chemicznych w oparciu o odwracalność.
2) Uogólnienie i konkretyzacja wiedzy o prawach reakcji chemicznych, kształtowanie umiejętności określania, wyjaśniania cech i wynikających z nich warunków niezbędnych do zajścia określonej reakcji. 3) Poszerzać i pogłębiać wiedzę na temat różnorodności procesów chemicznych, uczyć studentów porównywania, analizowania, wyjaśniania, wyciągania wniosków i uogólnień. 4) Uznaj tę sekcję nauk chemicznych za najważniejszą w aspekcie stosowanym i rozważ idee równowagi chemicznej jako szczególny przypadek ujednoliconego prawa równowagi naturalnej, chęci kompensacji, stabilności równowagi w jedności z podstawową formą istnienie materii, ruch, dynamika.
Zadania.
Rozważ temat: „Odwracalne i nieodwracalne reakcje” na konkretne przykłady, korzystając z wcześniejszych pomysłów na temat szybkości reakcji chemicznych.
Kontynuuj badanie cech odwracalnych reakcji chemicznych i rozwijanie pomysłów na temat równowagi chemicznej jako stanu dynamicznego reagującego układu.
Przestudiuj zasady zmiany równowagi chemicznej i naucz uczniów określania warunków zmiany równowagi chemicznej.
Aby dać uczniom wyobrażenie o znaczeniu tego tematu nie tylko dla produkcji chemicznej, ale także dla normalnego funkcjonowania żywego organizmu i przyrody jako całości.
Wstęp
W przyrodzie, w organizmach istot żywych, w procesie aktywność fizjologiczna osoby, w jej działaniach mających na celu stworzenie warunków na różnych poziomach: krajowym, obronnym, przemysłowym, technicznym, środowiskowym i innych, zachodzą lub są przeprowadzane tysiące, miliony zupełnie różnych reakcji, które można rozpatrywać z różnych punktów widzenia i klasyfikacji . Reakcje chemiczne rozważymy z punktu widzenia ich odwracalności i nieodwracalności.
Trudno przecenić znaczenie tych pojęć: dopóki istnieje człowiek myślący, dopóty człowiek myśli o odwracalności i nieodwracalności procesów zachodzących w jego organizmie, odwiecznym problemie przedłużenia życia człowieka, problemie nieodwracalności konsekwencje swojej życiowej działalności, bezmyślny stosunek do natury.
Chcę rozważyć koncepcję odwracalności i nieodwracalności reakcji chemicznych, koncepcję równowagi chemicznej i warunki jej przesunięcia w „użytecznym” kierunku. Wprowadzić podstawy teoretyczne następnie następuje testowanie, samosprawdzanie wiedzy na ten temat za pomocą testów różne typologie. Zakładam, że „przejście przez ścieżkę” z prostego na bardziej trudne zadania, uczniowie będą mieli jasną, dobrą wiedzę nie tylko na ten temat, ale także pogłębią swoją wiedzę z chemii.
Reakcje chemiczne to zjawiska, podczas których jedna (lub niektóre) substancje ulegają przemianie w inne, czego dowodem są widoczne i niewidoczne zmiany. Widoczne: zmiany koloru, zapachu, smaku, wytrącanie się, zmiana koloru wskaźnika, absorpcja i uwalnianie ciepła. Niewidoczne: zmiany w składzie substancji, które można określić za pomocą reakcji jakościowych i analitycznych. Wszystkie te reakcje można podzielić na dwa typy: reakcje odwracalne i nieodwracalne.
Nieodwracalne reakcje. Reakcje, które przebiegają tylko w jednym kierunku i kończą się całkowitą konwersją początkowych reagentów w substancje końcowe, nazywane są nieodwracalnymi.
Przykładem takiej reakcji jest rozkład chloranu potasu (soli Bertholette'a) podczas ogrzewania:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Reakcja zakończy się, gdy cały chloran potasu zostanie przekształcony w chlorek potasu i tlen. Nie ma wielu nieodwracalnych reakcji.
Jeśli połączymy roztwory kwasów i zasad, powstanie sól i woda, np.
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, a jeśli substancje zostaną pobrane w wymaganych proporcjach, roztwór ma odczyn obojętny i nie pozostają w nim nawet ślady kwasu solnego i wodorotlenku sodu. Jeśli spróbujesz przeprowadzić reakcję w roztworze pomiędzy powstałymi substancjami - chlorkiem sodu i wodą, nie zostaną znalezione żadne zmiany. W takich przypadkach mówią, że reakcja kwasu z zasadą jest nieodwracalna, tj. nie ma żadnego odzewu. Wiele reakcji jest praktycznie nieodwracalnych w temperaturze pokojowej, np.
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O itd.
Reakcje odwracalne. Reakcje odwracalne to takie, które zachodzą jednocześnie w dwóch wzajemnie przeciwnych kierunkach.
Większość reakcji jest odwracalna. W równaniach reakcji odwracalnych dwie strzałki skierowane w przeciwne strony są umieszczone pomiędzy lewą i prawą stroną. Przykładem takiej reakcji jest synteza amoniaku z wodoru i azotu:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
W technologii reakcje odwracalne są zwykle niekorzystne. Dlatego różne metody(zmiany temperatury, ciśnienia itp.) czynią je praktycznie nieodwracalnymi.
Reakcje nieodwracalne to reakcje, które zachodzą:
1) powstałe produkty opuszczają sferę reakcyjną - wytrącają się, uwalniają się np. w postaci gazu
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 ↓ + H2O
2) powstaje lekko zdysocjowany związek, np. woda:
HCl + NaOH = H2O + NaCl
3) reakcji towarzyszy duże uwolnienie energii, na przykład spalanie magnezu
Mg+ 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
W równaniach reakcji nieodwracalnych znak równości lub strzałkę umieszcza się pomiędzy lewą i prawą stroną.
Wiele reakcji jest już odwracalnych normalne warunki oznacza to, że w zauważalnym stopniu zachodzi reakcja odwrotna. Na przykład, jeśli spróbujesz zneutralizować wodny roztwór bardzo słabego kwasu podchlorawego zasadą, okaże się, że reakcja zobojętniania nie przebiega do końca, a roztwór ma silnie zasadowe środowisko. Oznacza to, że reakcja HClO + NaOH NaClO + H 2 O jest odwracalna, tj. Produkty tej reakcji reagując ze sobą częściowo przekształcają się w związki wyjściowe. W rezultacie roztwór ma odczyn zasadowy. Reakcja tworzenia estrów jest odwracalna (reakcja odwrotna nazywa się zmydlaniem): RCOOH + R„OH RCOOR” + H 2 O, wiele innych procesów.
Podobnie jak wiele innych koncepcji w chemii, koncepcja odwracalności jest w dużej mierze arbitralna. Zwykle reakcję uważa się za nieodwracalną, jeśli po jej zakończeniu stężenia substancji wyjściowych są tak niskie, że nie można ich wykryć (oczywiście zależy to od czułości metod analitycznych). Kiedy zmieniają się warunki zewnętrzne (głównie temperatura i ciśnienie), nieodwracalna reakcja może stać się odwracalna i odwrotnie. Zatem przy ciśnieniu atmosferycznym i temperaturach poniżej 1000°C reakcję 2H2+O2=2H2O można w dalszym ciągu uznać za nieodwracalną, natomiast w temperaturze 2500°C i powyżej woda dysocjuje na wodór i tlen w ilości około 4%, a w temperaturze 3000°C – już o 20%.
Pod koniec XIX wieku. Niemiecki fizykochemik Max Bodenstein (1871–1942) szczegółowo badał procesy powstawania i termicznej dysocjacji jodowodoru: H 2 + I 2 2HI. Zmieniając temperaturę, można było uzyskać preferencyjne występowanie tylko reakcji do przodu lub tylko reakcji odwrotnej, ale w ogólnym przypadku obie reakcje przebiegały jednocześnie w przeciwnych kierunkach. Istnieje wiele podobnych przykładów. Jedną z najbardziej znanych jest reakcja syntezy amoniaku 3H 2 + N 2 2NH 3; Wiele innych reakcji jest również odwracalnych, na przykład utlenianie dwutlenku siarki 2SO 2 + O 2 2SO 3, reakcje kwasów organicznych z alkoholami itp.
Reakcję nazywamy odwracalną, jeśli jej kierunek zależy od stężenia substancji biorących udział w reakcji. Przykładowo w przypadku heterogenicznej reakcji katalitycznej N2 + 3H2 = 2NH3 (1) przy niskim stężeniu amoniaku w gazie oraz wysokich stężeniach azotu i wodoru powstaje amoniak; wręcz przeciwnie, przy wysokim stężeniu amoniaku rozkłada się, reakcja przebiega w przeciwnym kierunku. Po zakończeniu odwracalnej reakcji, tj. po osiągnięciu równowagi chemicznej, układ zawiera zarówno materiały wyjściowe, jak i produkty reakcji. Reakcję nazywa się nieodwracalną, jeśli może zachodzić tylko w jednym kierunku i kończy się całkowitą przemianą substancji wyjściowych w produkty; przykładem jest rozkład materiałów wybuchowych. Ta sama reakcja, w zależności od warunków (temperatura, ciśnienie), może być w znacznym stopniu odwracalna lub praktycznie nieodwracalna. Prosta (jednoetapowa) reakcja odwracalna składa się z dwóch zachodzących jednocześnie reakcji elementarnych, które różnią się od siebie jedynie kierunkiem przemiany chemicznej. Kierunek reakcji końcowej dostępny dla bezpośredniej obserwacji zależy od tego, która z tych wzajemnie odwrotnych reakcji ma większą prędkość. Np. prosta reakcja N2O4 Û 2NO2 (2) składa się z reakcji elementarnych N2O4 – 2NO2 i 2NO2 – N2O4.Dla odwracalności złożonej (wieloetapowej) reakcji, np. reakcji (1), konieczne jest, aby wszystkie jej składniki etapy są odwracalne. M. I. Tyomkin.
RÓWNOWAGA CHEMICZNA.
Równowaga chemiczna- stan układu, w którym szybkość reakcji naprzód (V 1) jest równa szybkości reakcji odwrotnej (V 2). W równowadze chemicznej stężenia substancji pozostają niezmienione. Równowaga chemiczna ma charakter dynamiczny: reakcje do przodu i do tyłu nie zatrzymują się w równowadze.
Stan równowagi chemicznej charakteryzuje się ilościowo stałą równowagi, która jest stosunkiem stałych reakcji do przodu (K 1) i odwrotnej (K 2).
Dla reakcji mA + nB pC + dD stała równowagi jest równa
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Stała równowagi zależy od temperatury i charakteru reagentów. Im większa stała równowagi, tym bardziej równowaga jest przesunięta w kierunku tworzenia produktów reakcji bezpośredniej. W stanie równowagi cząsteczki nie przestają się zderzać, a interakcje między nimi nie ustają, ale stężenia substancji pozostają stałe. Stężenia te nazywane są równowagą.
|
Stężenie równowagowe- stężenie substancji uczestniczącej w odwracalnej reakcji chemicznej, która osiągnęła stan równowagi. |
Stężenie równowagowe wskazuje wzór substancji podany w nawiasach kwadratowych, na przykład:
Z równowaga (H2) = lub R równowaga (HI) = .
Jak każde inne stężenie, stężenie równowagi mierzy się w molach na litr.
Gdybyśmy w rozważanych przykładach przyjęli inne stężenia substancji wyjściowych, to po osiągnięciu równowagi otrzymalibyśmy inne wartości stężeń równowagowych. Te nowe wartości (oznaczone gwiazdkami) zostaną powiązane ze starymi w następujący sposób:
.
Ogólnie rzecz biorąc, dla reakcji odwracalnej
A+ B B D D+ F F
w stanie równowagi w stałej temperaturze obserwuje się zależność
Ten stosunek nazywa się prawo akcji masowej, który jest sformułowany w następujący sposób:
w stałej temperaturze stosunek iloczynu stężeń równowagowych produktów reakcji, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom, do iloczynu stężeń równowagowych substancji wyjściowych, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom, jest wartością stałą .
Stała wartość ( DO Z) jest nazywany stała równowagi tę reakcję. Indeks dolny „c” w oznaczeniu tej wartości wskazuje, że do obliczenia stałej użyto stężeń.
Jeśli stała równowagi jest duża, wówczas równowaga przesuwa się w stronę produktów reakcji bezpośredniej, jeśli jest mała, to w stronę substancji wyjściowych. Jeżeli stała równowagi jest bardzo duża, wówczas reakcję nazywamy: prawie nieodwracalne” jeśli stała równowagi jest bardzo mała, wówczas reakcja „ praktycznie nie działa.”
Stała równowagi - dla każdej reakcji odwracalnej wartość jest stała tylko w stałej temperaturze. Dla tej samej reakcji w różnych temperaturach stała równowagi przyjmuje różne wartości.
Podane wyrażenie na prawo działania mas obowiązuje tylko dla reakcji, w których wszyscy uczestnicy są albo gazami, albo substancjami rozpuszczonymi. W innych przypadkach równanie stałej równowagi zmienia się nieznacznie.
Na przykład w odwracalnej reakcji zachodzącej w wysokiej temperaturze
C (g) + CO 2 2CO (g)
w grę wchodzi twardy grafit C (g). Formalnie, korzystając z prawa działania mas, zapisujemy wyrażenie na stałą równowagi tej reakcji, oznaczając ją DO":
Grafit stały zalegający na dnie reaktora reaguje jedynie z powierzchni, a jego „stężenie” nie zależy od masy grafitu i jest stałe dla dowolnego stosunku substancji w mieszaninie gazowej.
Pomnóżmy prawą i lewą stronę równania przez tę stałą:
Otrzymana wartość jest stałą równowagi tej reakcji:
Podobnie dla równowagi innej odwracalnej reakcji, również zachodzącej w wysokiej temperaturze,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
otrzymujemy stałą równowagi
DO Z = .
W tym przypadku jest to po prostu równe równowagowemu stężeniu dwutlenku węgla.
Z metrologicznego punktu widzenia stała równowagi nie jest jednością wielkość fizyczna. Jest to grupa wielkości o różnych jednostkach miary w zależności od konkretnego wyrażenia stałej w postaci stężeń równowagowych. Na przykład dla odwracalnej reakcji grafitu z dwutlenkiem węgla [ K C] = 1 mol/l, ta sama jednostka miary dla stałej równowagi reakcji termicznego rozkładu węglanu wapnia, a stała równowagi reakcji syntezy jodowodoru jest wielkością bezwymiarową. Ogólnie [ K C] = 1 (mol/l) N .
Przesunięcie równowagi chemicznej. Zasada Le Chateliera
Nazywa się przeniesienie równowagowego układu chemicznego z jednego stanu równowagi do drugiego przesunięcie (przesunięcie) równowagi chemicznej, co odbywa się poprzez zmianę parametrów termodynamicznych układu - temperatury, stężenia, ciśnienia.Przy przesunięciu równowagi w kierunku do przodu osiąga się wzrost wydajności produktów, a przy przesunięciu w kierunku przeciwnym spadek w stopniu konwersji odczynnika. Obydwa mogą być przydatne w technologii chemicznej. Ponieważ prawie wszystkie reakcje są w takim czy innym stopniu odwracalne, w praktyce przemysłowej i laboratoryjnej pojawiają się dwa problemy: jak otrzymać produkt „użytecznej” reakcji z maksymalną wydajnością i jak zmniejszyć wydajność produktów „szkodliwej” reakcji. W obu przypadkach zachodzi potrzeba przesunięcia równowagi albo w stronę produktów reakcji, albo w stronę substancji wyjściowych. Aby dowiedzieć się, jak to zrobić, musisz wiedzieć, od czego zależy położenie równowagi każdej odwracalnej reakcji.
Położenie równowagi zależy od:
1) od wartości stałej równowagi (to znaczy od charakteru reagentów i temperatury),
2) o stężeniu substancji biorących udział w reakcji oraz
3) na ciśnienie (w przypadku instalacji gazowych jest ono proporcjonalne do stężeń substancji).
Dla ocena jakościowa Wpływ na równowagę chemiczną wszystkich tych bardzo różnych czynników wykorzystuje z natury uniwersalny charakter Zasada Le Chateliera(sformułował ją francuski fizykochemik i metalurg Henri Louis Le Chatelier w 1884 r.), która ma zastosowanie do wszelkich układów równowagowych, nie tylko chemicznych.
Jeśli na układ będący w równowadze wpłynie wpływ z zewnątrz, wówczas równowaga w układzie przesunie się w kierunku, w którym wpływ ten zostanie częściowo skompensowany.
Jako przykład wpływu na położenie równowagi stężeń substancji biorących udział w reakcji rozważmy odwracalną reakcję wytwarzania jodowodoru
H2(g) + I2(g) 2HI (g).
Zgodnie z prawem działania mas w stanie równowagi
.
Niech w reaktorze o pojemności 1 litra, w pewnej stałej temperaturze, ustali się równowaga, w której stężenia wszystkich uczestników reakcji będą takie same i będą wynosić 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol/ l; = 1 mol/l). Dlatego w tej temperaturze DO Z= 1. Ponieważ objętość reaktora wynosi 1 litr, N(H2) = 1 mol, N(I 2) = 1 mol i N(HI) = 1 mol. W chwili t 1 wprowadzimy do reaktora kolejny 1 mol HI, jego stężenie wyniesie 2 mol/l. Ale DO Z pozostawała stała, powinny wzrosnąć stężenia wodoru i jodu, a jest to możliwe jedynie w wyniku rozkładu części jodowodoru zgodnie z równaniem
2HI (g) = H 2 (g) + I 2 (g).
Niech t 2 ulegnie rozkładowi do czasu osiągnięcia nowego stanu równowagi X mol HI, a zatem dodatkowe 0,5 X mol H 2 i I 2. Nowe stężenia równowagowe uczestników reakcji: = (1 + 0,5 X) mol/l; = (1 + 0,5 X) mol/l; = (2 - X) mol/l. Zastępując wartości liczbowe wielkości wyrażeniem prawa działania mas, otrzymujemy równanie
Gdzie X= 0,667. Zatem = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Szybkość reakcji i równowaga.
Niech zajdzie reakcja odwracalna A + B C + D. Jeśli założymy, że reakcje w przód i w tył zachodzą w jednym etapie, to szybkości tych reakcji będą wprost proporcjonalne do stężeń reagentów: szybkość reakcji w przód w 1 = k 1 [A][B], prędkość reakcji odwrotnej w 2 = k 2 [C][D] (nawiasy kwadratowe wskazują stężenia molowe odczynników). Można zauważyć, że w miarę postępu reakcji bezpośredniej stężenia substancji wyjściowych A i B maleją i odpowiednio maleje szybkość reakcji bezpośredniej. Szybkość reakcji odwrotnej, która w momencie początkowym wynosi zero (nie ma produktów C i D), stopniowo wzrasta. Wcześniej czy później nadejdzie moment, w którym współczynniki reakcji do przodu i do tyłu zrównają się. Następnie stężenia wszystkich substancji - A, B, C i D nie zmieniają się w czasie. Oznacza to, że reakcja osiągnęła położenie równowagi, a stężenia substancji, które nie zmieniają się w czasie, nazywane są równowagą. Jednak w przeciwieństwie do równowagi mechanicznej, w której zatrzymuje się wszelki ruch, w równowadze chemicznej obie reakcje - zarówno bezpośrednia, jak i odwrotna - nadal zachodzą, ale ich prędkości są równe i dlatego wydaje się, że w układzie nie zachodzą żadne zmiany. Istnieje wiele sposobów udowodnienia wystąpienia reakcji do przodu i do tyłu po osiągnięciu równowagi. Na przykład, jeśli niewielką ilość izotopu wodoru, deuteru D2, wprowadzi się do mieszaniny wodoru, azotu i amoniaku znajdującej się w położeniu równowagi, wówczas czuła analiza natychmiast wykryje obecność atomów deuteru w cząsteczkach amoniaku. I odwrotnie, jeśli wprowadzisz do układu odrobinę deuterowanego amoniaku NH2D, wówczas deuter natychmiast pojawi się w substancjach wyjściowych w postaci cząsteczek HD i D2. Kolejny spektakularny eksperyment przeprowadzono na Wydziale Chemii Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego. Srebrną płytkę umieszczono w roztworze azotanu srebra i nie zaobserwowano żadnych zmian. Następnie do roztworu wprowadzono niewielką ilość radioaktywnych jonów srebra, po czym srebrna płytka stała się radioaktywna. Ani płukanie płytki wodą, ani jej mycie nie mogło „zmyć” tej radioaktywności. kwas chlorowodorowy. Dopiero wytrawienie kwasem azotowym lub mechaniczne potraktowanie powierzchni drobnym papierem ściernym spowodowało, że stał się on nieaktywny. Eksperyment ten można wytłumaczyć tylko w jeden sposób: następuje ciągła wymiana atomów srebra pomiędzy metalem a roztworem, tj. w układzie zachodzi odwracalna reakcja Ag(s) – e – = Ag +. Dlatego dodatek do roztworu radioaktywnych jonów Ag+ doprowadził do ich „wbudowania” w płytkę w postaci elektrycznie obojętnych, ale wciąż radioaktywnych atomów. Zatem w równowadze pozostają nie tylko reakcje chemiczne między gazami lub roztworami, ale także procesy rozpuszczania metali i osadów. Na przykład, solidny rozpuszcza się najszybciej, jeśli zostanie umieszczony w czystym rozpuszczalniku, gdy układ jest daleki od równowagi, w w tym przypadku– z roztworu nasyconego. Stopniowo szybkość rozpuszczania maleje, a jednocześnie wzrasta szybkość procesu odwrotnego - przejścia substancji z roztworu do krystalicznego osadu. Gdy roztwór zostanie nasycony, układ osiąga stan równowagi, w którym szybkości rozpuszczania i krystalizacji są równe, a masa osadu nie zmienia się w czasie. W jaki sposób system może „przeciwdziałać” zmianom warunków zewnętrznych? Jeśli na przykład temperatura mieszaniny równowagowej zostanie podniesiona przez ogrzewanie, sam układ oczywiście nie może „osłabić” ogrzewania zewnętrznego, ale równowaga w nim przesuwa się w taki sposób, że podgrzanie układu reakcyjnego do określonej temperatury wymaga większej ilości ciepła niż w przypadku gdyby równowaga nie uległa przesunięciu. W tym przypadku równowaga przesuwa się w taki sposób, że ciepło jest pochłaniane, tj. w stronę reakcji endotermicznej. Można to interpretować jako „chęć systemu do osłabienia wpływów zewnętrznych”. Z drugiej strony, jeśli po lewej i prawej stronie równania znajduje się nierówna liczba cząsteczek gazu, to równowaga w takim układzie może zostać przesunięta poprzez zmianę ciśnienia. Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę, w której liczba cząsteczek gazu jest mniejsza (i w ten sposób niejako „przeciwdziała” ciśnieniu zewnętrznemu). Jeśli liczba cząsteczek gazu nie zmienia się podczas reakcji
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), wówczas ciśnienie nie wpływa na położenie równowagi. Należy zauważyć, że gdy zmienia się temperatura, zmienia się również stała równowagi reakcji, natomiast gdy zmienia się tylko ciśnienie, pozostaje ona stała.
Kilka przykładów zastosowania zasady Le Chateliera do przewidywania zmian równowagi chemicznej. Reakcja 2SO 2 + O 2 2SO 3 (g) jest egzotermiczna. Jeśli temperatura wzrośnie, endotermiczna reakcja rozkładu SO 3 skorzysta i równowaga przesunie się w lewo. Jeśli obniżysz temperaturę, równowaga przesunie się w prawo. Zatem mieszanina SO 2 i O 2 w stosunku stechiometrycznym 2:1 ( cm . STOICHIOMERY), w temperaturze 400°C i pod ciśnieniem atmosferycznym zamienia się w SO 3 z wydajnością około 95%, tj. stan równowagi w tych warunkach jest prawie całkowicie przesunięty w stronę SO3. W temperaturze 600°C mieszanina równowagowa zawiera już 76% SO 3, a w 800°C już tylko 25%. Dlatego podczas spalania siarki w powietrzu powstaje głównie SO 2 i tylko około 4% SO 3. Z równania reakcji wynika również, że wzrost całkowitego ciśnienia w układzie przesunie równowagę w prawo, a wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesunie się w lewo.
Reakcja wyodrębniania wodoru z cykloheksanu z wytworzeniem benzenu
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 prowadzi się w fazie gazowej, także w obecności katalizatora. Reakcja ta zachodzi przy wydatku energii (endotermicznym), ale wraz ze wzrostem liczby cząsteczek. Zatem wpływ na niego temperatury i ciśnienia będzie dokładnie odwrotny do obserwowanego w przypadku syntezy amoniaku. Mianowicie: wzrost stężenia równowagowego benzenu w mieszaninie ułatwia wzrost temperatury i spadek ciśnienia, dlatego reakcję prowadzi się w przemyśle pod niskim ciśnieniem (2–3 atm) i wysokie temperatury(450–500°C). W tym przypadku wzrost temperatury jest „podwójnie korzystny”: nie tylko zwiększa szybkość reakcji, ale także przyczynia się do przesunięcia równowagi w kierunku powstania docelowego produktu. Oczywiście jeszcze większy spadek ciśnienia (np. do 0,1 atm) spowodowałby dalsze przesunięcie równowagi w prawo, ale w tym przypadku w reaktorze byłoby za mało substancji i szybkość reakcji również by spadła , tak aby ogólna produktywność nie wzrosła, ale spadła. Ten przykład po raz kolejny pokazuje, że ekonomicznie uzasadniona synteza przemysłowa jest udanym manewrem pomiędzy „Scyllą a Charybdą”.
Zasada Le Chateliera działa również w tzw. cyklu halogenowym, który wykorzystuje się do produkcji tytanu, niklu, hafnu, wanadu, niobu, tantalu i innych metali o wysokiej czystości. Reakcja metalu z halogenem, na przykład Ti + 2I 2 TiI 4, uwalnia ciepło i dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w lewo. Zatem w temperaturze 600°C tytan łatwo tworzy lotny jodek (równowaga przesuwa się w prawo), a w temperaturze 110°C jodek rozkłada się (równowaga przesuwa się w lewo) z uwolnieniem bardzo czystego metalu. Cykl ten działa również w lampach halogenowych, gdzie wolfram odparowując z cewki i osadzając się na zimniejszych ściankach tworzy lotne związki z halogenami, które ponownie rozpadają się na gorącej cewce, a wolfram zostaje przeniesiony na swoje pierwotne miejsce.
Oprócz zmian temperatury i ciśnienia jest jeszcze jedna efektywny sposób wpływać na położenie równowagi. Wyobraźmy sobie to z mieszaniny równowagowej
A + B C + D substancja jest wydalana. Zgodnie z zasadą Le Chateliera system natychmiast „zareaguje” na takie uderzenie: równowaga zacznie się przesuwać w taki sposób, aby zrekompensować utratę danej substancji. Przykładowo, jeżeli ze strefy reakcji usuniemy substancję C lub D (albo obie na raz), równowaga przesunie się w prawo, a w przypadku usunięcia substancji A lub B – w lewo. Wprowadzenie jakiejkolwiek substancji do układu również przesunie równowagę, ale w innym kierunku.
Substancje można usunąć ze strefy reakcji różne sposoby. Na przykład, jeśli w szczelnie zamkniętym pojemniku z wodą znajduje się dwutlenek siarki, zostanie ustalona równowaga pomiędzy gazowym, rozpuszczonym i przereagowanym dwutlenkiem siarki:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Jeśli naczynie zostanie otwarte, dwutlenek siarki zacznie stopniowo odparowywać i nie będzie już mógł uczestniczyć w procesie - równowaga zacznie się przesuwać w lewo, aż do całkowitego rozkładu kwasu siarkawego. Podobny proces można zaobserwować za każdym razem, gdy otwierasz butelkę lemoniady lub woda mineralna: równowaga CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 przesuwa się w lewo w miarę ulatniania się CO 2.
Usunięcie odczynnika z układu jest możliwe nie tylko poprzez utworzenie się substancji gazowych, ale także poprzez związanie jednego lub drugiego odczynnika z wytworzeniem nierozpuszczalnego związku, który wytrąca się. Na przykład, jeśli do wodnego roztworu CO2 wprowadzi się nadmiar soli wapnia, wówczas jony Ca2+ utworzą osad CaCO3 w wyniku reakcji z kwasem węglowym; równowaga CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 przesunie się w prawo, aż w wodzie nie będzie już rozpuszczonego gazu.
Równowagę można również przesunąć przez dodanie odczynnika. Zatem po połączeniu rozcieńczonych roztworów FeCl 3 i KSCN pojawia się czerwono-pomarańczowy kolor w wyniku tworzenia się tiocyjanianu żelaza (rodaniku):
FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl. Jeśli do roztworu zostanie dodany dodatkowy FeCl 3 lub KSCN, barwa roztworu wzrośnie, co wskazuje na przesunięcie równowagi w prawo (jakby osłabienie wpływu zewnętrznego). Jeśli do roztworu dodamy nadmiar KCl, równowaga przesunie się w lewo, a kolor osłabnie do jasnożółtego.
Nie bez powodu sformułowanie zasady Le Chateliera wskazuje, że skutki wpływów zewnętrznych można przewidzieć tylko dla układów znajdujących się w stanie równowagi. Jeśli zlekceważymy tę instrukcję, łatwo dojść do całkowicie błędnych wniosków. Na przykład wiadomo, że stałe zasady (KOH, NaOH) rozpuszczają się w wodzie, uwalniając duża ilość ciepło - roztwór nagrzewa się prawie tak samo, jak po zmieszaniu stężonego kwasu siarkowego z wodą. Jeśli zapomnimy, że zasada ta ma zastosowanie tylko do układów równowagowych, możemy wyciągnąć błędny wniosek, że wraz ze wzrostem temperatury rozpuszczalność KOH w wodzie powinna spadać, ponieważ właśnie to przesunięcie równowagi między osadem a roztworem nasyconym prowadzi do „osłabienia wpływu zewnętrznego”. Jednak proces rozpuszczania KOH w wodzie wcale nie jest procesem równowagowym, ponieważ biorą w nim udział bezwodne zasady, natomiast osad będący w równowadze z roztworem nasyconym to hydraty KOH (głównie KOH 2H 2 O). Przejście tego hydratu z osadu do roztworu jest procesem endotermicznym, tj. towarzyszy nie ogrzewanie, ale ochłodzenie roztworu, tak że zasada Le Chateliera dotycząca procesu równowagi jest spełniona również w tym przypadku. W ten sam sposób, gdy bezwodne sole - CaCl 2, CuSO 4 itp. Rozpuszcza się w wodzie, roztwór nagrzewa się, a gdy rozpuszczają się krystaliczne hydraty CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O, ochładza się.
W podręcznikach i literaturze popularnej można znaleźć kolejny ciekawy i pouczający przykład błędnego zastosowania zasady Le Chateliera. Jeśli do przezroczystej strzykawki gazowej umieścimy równowagową mieszaninę brązowego dwutlenku azotu NO 2 i bezbarwnego czterotlenku N 2 O 4, a następnie szybko skompresujemy gaz za pomocą tłoka, intensywność koloru natychmiast się zwiększy, a po pewnym czasie (kilkadziesiąt sekund) ) ponownie osłabnie, choć nie osiągnie pierwotnego. To doświadczenie jest zwykle wyjaśniane w ten sposób. Gwałtowne ściskanie mieszaniny powoduje wzrost ciśnienia, a co za tym idzie i stężenia obu składników, przez co mieszanina staje się ciemniejsza. Jednak wzrost ciśnienia, zgodnie z zasadą Le Chateliera, przesuwa równowagę w układzie 2NO 2 N 2 O 4 w kierunku bezbarwnego N 2 O 4 (liczba cząsteczek maleje), więc mieszanina stopniowo staje się jaśniejsza, zbliżając się do nowej równowagi położenie, które odpowiada zwiększonemu ciśnieniu.
Błędność tego wyjaśnienia wynika z faktu, że obie reakcje - dysocjacja N 2 O 4 i dimeryzacja NO 2 - zachodzą niezwykle szybko, tak że równowaga i tak ustalana jest w milionowych częściach sekundy, więc nie da się popchnij tłok tak szybko, aby zaburzyć równowagę. Eksperyment ten można wytłumaczyć inaczej: sprężanie gazu powoduje znaczny wzrost temperatury (zjawisko to zna każdy, kto kiedykolwiek musiał pompować oponę za pomocą pompki rowerowej). I zgodnie z tą samą zasadą Le Chateliera równowaga natychmiast przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, która zachodzi wraz z absorpcją ciepła, tj. w kierunku dysocjacji N 2 O 4 - mieszanina ciemnieje. Następnie gazy w strzykawce powoli ochładzają się do temperatury pokojowej, a równowaga ponownie przesuwa się w stronę czterotlenku - mieszanina staje się lżejsza.
Zasada Le Chateliera sprawdza się również w przypadkach, które nie mają nic wspólnego z chemią. W normalnie funkcjonującej gospodarce całkowita ilość pieniądza w obiegu jest w równowadze z dobrami, które można kupić za te pieniądze. Co się stanie, jeśli „wpływem zewnętrznym” okaże się chęć rządu dodrukowania większej ilości pieniędzy na spłatę swoich długów? Zgodnie z zasadą Le Chateliera równowaga między dobrami a pieniędzmi zmieni się w taki sposób, że osłabi przyjemność obywateli z posiadania większej ilości pieniędzy. Mianowicie wzrosną ceny towarów i usług i w ten sposób zostanie osiągnięta nowa równowaga. Inny przykład. W jednym z amerykańskich miast postanowiono się go pozbyć ciągłe korki poprzez rozbudowę autostrad i budowę węzłów komunikacyjnych. Pomogło to na chwilę, ale potem zachwyceni mieszkańcy zaczęli kupować więcej samochodów, więc wkrótce ponownie pojawiły się korki - ale z nową „równowagą” między drogami i większą liczbą samochodów.
Wyciągnijmy więc główne wnioski na temat sposobów przesunięcia równowagi chemicznej.
Zasada Le Chateliera. Jeśli na układ znajdujący się w równowadze powstaje wpływ zewnętrzny (stężenie, temperatura, zmiany ciśnienia), to sprzyja on wystąpieniu którejkolwiek z dwóch przeciwstawnych reakcji, która osłabia ten wpływ
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
W |
|
V 2 |
1. Ciśnienie. Wzrost ciśnienia (w przypadku gazów) przesuwa równowagę w kierunku reakcji prowadzącej do zmniejszenia objętości (tj. powstania mniejszej liczby cząsteczek).
2. Wzrost temperatury przesuwa położenie równowagi w kierunku reakcji endotermicznej (czyli w kierunku reakcji zachodzącej wraz z absorpcją ciepła)
3. Wzrost stężenia substancji wyjściowych i usunięcie produktów ze sfery reakcyjnej przesuwa równowagę w stronę reakcji bezpośredniej. Zwiększanie stężeń substancji wyjściowych [A] lub [B] lub [A] i [B]: V 1 > V 2.
Katalizatory nie wpływają na położenie równowagi.
Zasada Le Chateliera w przyrodzie.
Studiując ten temat, zawsze chcę podać przykład pragnienia wszystkich żywych istot dla równowagi, kompensacji. Przykładowo: zmiana populacji myszy – rok orzechowy – pożywienia dla myszy jest dużo, populacja myszy szybko rośnie. Wraz ze wzrostem liczby myszy zmniejsza się ilość pożywienia, w wyniku gromadzenia się gryzoni następuje rozwój różnych choroba zakaźna wśród myszy, dlatego następuje stopniowy spadek liczebności populacji gryzoni. Po pewnym czasie następuje dynamiczna równowaga w liczbie rodzących się i umierających myszy, przy czym przesunięcie tej równowagi może nastąpić w tę czy inną stronę pod wpływem sprzyjających lub niesprzyjających warunków zewnętrznych.
W organizmie człowieka zachodzą procesy biochemiczne, które również można regulować zgodnie z zasadą Le Chateliera. Czasami w wyniku takiej reakcji organizm zaczyna wytwarzać trujące substancje, które powodują określoną chorobę. Jak zapobiec temu procesowi?
Przypomnijmy sobie taką metodę leczenia jak homeopatia. Metoda polega na stosowaniu bardzo małych dawek tych leków, które w dużych dawkach powodują zdrowa osoba oznaki jakiejkolwiek choroby. Jak w tym przypadku działa lek na truciznę? Do organizmu wprowadzany jest produkt niepożądanej reakcji i zgodnie z zasadą Le Chateliera równowaga przesuwa się w stronę substancji wyjściowych. Proces powodujący bolesne zaburzenia w organizmie zanika.
Część praktyczna.
Monitorowanie poziomu opanowania badanego tematu odbywa się w formie testów. System testowy składający się z zwięźle i precyzyjnie sformułowanych i wystandaryzowanych zadań, które należy wykonać w ograniczonym czasie, odpowiedzi krótkich i trafnych, ocenianych według systemu punktowego. Kompilując testy skupiłem się na następujących poziomach:
Reprodukcyjne – uczniowie na tym poziomie działają głównie w oparciu o pamięć.
Produktywny – osiągnięcie tego poziomu wymaga od studentów zrozumienia poznanych sformułowań, pojęć, praw oraz umiejętności ustalania relacji między nimi.
Kreatywność – umiejętność przewidywania w oparciu o istniejącą wiedzę, projektowania, analizowania, wyciągania wniosków, porównań, uogólnień.
Zamknięte testy lub testy, w których zdający musi wybrać poprawną odpowiedź z podanych opcji.
A) Poziom reprodukcyjny: testy z alternatywnymi odpowiedziami, w których osoba badana musi odpowiedzieć tak lub nie. Zdobądź 1 punkt.
Reakcja spalania fosforu -
a) tak b) nie
Reakcja rozkładu
reakcja odwracalna
a) tak b) nie
Wzrost temperatury
tlenek rtęci II na rtęć
i tlen
a) tak b) nie
W żywych systemach
i nieodwracalne procesy
a) tak b) nie.
Testy z możliwością wyboru jednej poprawnej odpowiedzi
W którym układzie równowaga chemiczna przesunie się w prawo wraz ze wzrostem ciśnienia?
2HI(g)↔H2(g)+I2(g)
C (telewizja)+S2(g)↔CS2(g)
C3H6(g)+H2(g)↔С3H8(g)
H2(g)+F2(g)↔2HF(g) 1 punkt
wzrost temperatury
za pomocą katalizatora
spadek temperatury; 1 punkt
O stanie równowagi chemicznej w układzie
nie ma wpływu
wzrost ciśnienia
zwiększenie stężenia jodu
wzrost temperatury
spadek temperatury; 1 punkt
W którym układzie wzrost stężenia wodoru przesuwa równowagę chemiczną w lewo?
C(s)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(s)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 punkt
W którym układzie wzrost ciśnienia nie wpływa na zmianę równowagi chemicznej?
H2(g)+J2(g)↔2HJ(g)
SO2(g)+H2O(l)↔H2SO3(g)
CH4(g)+H2O(g)↔CO(g)+3H2(g)
4HCl(g)+O2(g)↔2H2O(g)+2Сl2(g) 1 punkt
O równowadze chemicznej w układzie
nie ma wpływu
wzrost temperatury
wzrost ciśnienia
usuwanie amoniaku ze strefy reakcyjnej
użycie katalizatora 1 punkt
Równowaga chemiczna w układzie
przesuwa się w kierunku tworzenia produktu reakcji, gdy
zwiększone ciśnienie
wzrost temperatury
spadek ciśnienia
aplikacja katalizatora 1 punkt
W produkcji kwasu siarkowego na etapie utleniania SO2 do SO3 w celu zwiększenia wydajności produktu
zwiększyć stężenie tlenu
zwiększyć temperaturę
niższe ciśnienie krwi
wprowadza się katalizator; 1,5 punktu
Alken + H2 ↔ alkan
podczas ogrzewania mieszaniny reakcyjnej
równowaga przesunie się w prawo
równowaga przesunie się w lewo
równowaga będzie płynąć w obu kierunkach z równym prawdopodobieństwem
substancje te nie są w stanie równowagi w określonych warunkach; 1,5 punktu
Równowaga chemiczna w układzie
przesuwa się w kierunku tworzenia substancji wyjściowych
1) zwiększenie ciśnienia
wzrost temperatury
spadek ciśnienia
zastosowanie katalizatora; 1 punkt
O przesunięciu równowagi układu w prawo
wpływy
spadek temperatury
wzrost ciśnienia
zastosowanie katalizatora
wzrost temperatury; 1 punkt
Nieodwracalna reakcja odpowiada równaniu
azot + wodór = amoniak
acetylen+tlen=dwutlenek węgla+woda
wodór + jod = jodowodór
dwutlenek siarki + tlen = bezwodnik siarkowy; 1,5 punktu
Testy wielokrotnego wyboru, podczas którego badany musi wybrać 1-2 poprawne odpowiedzi lub przy wyborze odpowiedzi porównać 2 proponowane warunki.
W którym układzie równowaga chemiczna przesunie się w kierunku produktów reakcji zarówno wraz ze wzrostem ciśnienia, jak i ze spadkiem temperatury?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 punktu
Równowaga chemiczna w układzie
NH3+H2O↔NH4+OH
po dodaniu zmieni się w kierunku tworzenia amoniaku roztwór wodny amoniak
chlorek sodu
wodorotlenek sodu
kwasu solnego
chlorek glinu; 1,5 punktu
19) Reakcja hydratacji etylenu CH2=CH2+H2O ↔ ma duże znaczenie praktyczne, ale jest odwracalna, do przesunięcia równowagi reakcji w prawo konieczne jest
zwiększyć temperaturę (>280 stopni C)
zmniejszyć ilość wody w mieszaninie reakcyjnej
zwiększyć ciśnienie (ponad 80 atmosfer)
zastąpić katalizator kwasowy platyną; 1 punkt
Reakcja odwodornienia butanu jest endotermiczna. Konieczne jest przesunięcie równowagi reakcji w prawo
użyj bardziej aktywnego katalizatora, takiego jak platyna
obniżyć temperaturę
zwiększyć ciśnienie krwi
zwiększyć temperaturę; 1 punkt
W przypadku reakcji kwasu octowego z metanolem z wytworzeniem eteru i wody przyczyni się przesunięcie równowagi w lewo
odpowiedni katalizator
dodanie stężonego kwasu siarkowego
zastosowanie odwodnionych materiałów wyjściowych
dodanie eteru; 1,5 punktu
Testy eliminujące niepotrzebne rzeczy (jeśli widzisz coś niepotrzebnego, usuń to)
Na zmianę równowagi wpływają:
zmiana ciśnienia
zastosowanie katalizatora
zmiana stężenia substancji biorących udział w reakcji
zmiana temperatury; 1 punkt
Wzrost lub spadek ciśnienia wpływa na zmianę równowagi chemicznej w reakcjach
porusza się z wydzielaniem ciepła
reakcje z udziałem substancji gazowych
reakcje zachodzące wraz ze zmniejszeniem objętości
reakcje zachodzące wraz ze wzrostem objętości; 1,5 punktu
Reakcja jest nieodwracalna
palący się węgiel
spalanie fosforu
synteza amoniaku z azotu i wodoru
spalanie metanu; 1,5 punktu
Grupowanie testów zawierać listę proponowanych wzorów, równań, terminów, które należy rozmieścić według określonych cech
Przy jednoczesnym wzroście temperatury i spadku ciśnienia równowaga chemiczna w układzie przesunie się w prawo
H2(g)+S(g)↔H2S(g)+Q
2SO2(g)+O2(g)↔2SO3(g)+Q
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)-Q
2HCL(g)↔H2(g)+CL2(g)-Q; 2 punkty
Reakcja uwodornienia propenu jest egzotermiczna. Konieczne jest przesunięcie równowagi chemicznej w prawo
spadek temperatury
wzrost ciśnienia
spadek stężenia wodoru
spadek stężenia propenu; 1 punkt
Zadania związane ze zgodnością.
Podczas wykonywania testów badany proszony jest o ustalenie zgodności elementów dwóch list z kilkoma możliwymi odpowiedziami.
Równowaga reakcji przesuwa się w prawo. Doprowadzić do zgodności.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Wraz ze wzrostem temperatury
B) CO2+C(stały)↔2CO-Q 3) Gdy ciśnienie spada
D) N2O(g)+S(s)↔2N2(g) 4) Wraz ze wzrostem powierzchni kontaktu; 2 punkty
Równowaga reakcji przesuwa się w kierunku tworzenia produktów reakcji. Doprowadzić do zgodności.
B) 2H2+O2↔2H2O(g)+Q 2) Wraz ze wzrostem temperatury
B) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Gdy ciśnienie spada
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Podczas dodawania eteru
5) Podczas dodawania alkoholu; 2 punkty
Testy Typ otwarty lub testy z bezpłatnymi odpowiedziami, w którym podmiot musi dodać pojęcia do definicji równania lub przedstawić niezależny osąd w sposób dowodowy.
Zadania tego typu stanowią ostatnią, najwyżej ocenianą część Testy z ujednoliconego egzaminu państwowego w chemii.
Zadania dodawania.
Zdający musi formułować odpowiedzi z uwzględnieniem ograniczeń przewidzianych w zadaniu.
Uzupełnij równanie reakcji, które są odwracalne i jednocześnie egzotermiczne
B) Wodór + Jod
B) Azot + wodór
G) Dwutlenek siarki+ Tlen
D) Dwutlenek węgla+ Węgiel 2 punkty
Zapisz równanie reakcji zgodnie ze schematem, wybierz z nich te reakcje odwracalne, w których wzrost temperatury spowoduje przesunięcie równowagi w prawo:
N2 → NO → NO2 → HNO3 → NH4NO3 2 punkty
Testy do bezpłatnych zadań prezentacyjnych.
Badany musi samodzielnie sformułować odpowiedzi, ponieważ w zadaniu nie nakłada się na nie żadnych ograniczeń.
31) Wymień czynniki przesuwające równowagę w układzie w prawo:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 punkty
32) Wymień czynniki przesuwające równowagę w kierunku tworzenia się substancji wyjściowych w układzie:
C (sol) + 2H2(g)↔CH4(g) + Q 2 punkty
Odpowiedzi na testy.
Numer testu Prawidłowa odpowiedź
B-1
G-3.4
A-2,3
G-2
─ N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
pierwsza reakcja
CO+2H2↔CH3OH+Q
spadająca temperatura
rosnące ciśnienie
zwiększenie stężenia CO
zwiększenie stężenia H2
spadek stężenia alkoholu
C+2H2↔CH4+Q
2) spadek ciśnienia
3) zmniejszenie stężenia wodoru
4) zwiększenie stężenia metanu.
Bibliografia
Achmetow, MA System zadań i ćwiczeń Chemia organiczna w formie testowej [Tekst] / M.A. Achmetow, I.N. Prochorow.-Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, OS Nowoczesna dydaktyka chemii szkolnej, wykład nr 6 [Tekst] / O.S. Gabrielyan, V.G. Krasnova, S.T. Sladkov. // Gazeta dla nauczycieli chemii i nauk przyrodniczych (Wydawnictwo „Pierwszy września”) - 2007. - nr 22. -str.4-13.
Kaverina, AA Materiały edukacyjno-szkoleniowe przygotowujące do jednolitego egzaminu państwowego. Chemia [Tekst] / A.A. Kaverina i wsp. - M.: Intellect Center, 2004.-160 s.
Kaverina, AA Pojedynczy Egzamin państwowy 2009.Chemistry [Tekst] /A.A.Kaverina, A.S.Koroshchenko, D.Yu.Dobrotin /FIPI.-M.: Intellect Center, 2009.-272 s.
Leenson, IA Reakcje chemiczne, efekt termiczny, równowaga, prędkość [Tekst] /I.A.Leenson.M.: Astrel, 2002.-190p.
Radecki, A.M. Praca testowa z chemii w klasach 8-11: podręcznik dla nauczycieli [Tekst] / A.M. Radetsky. M.: Edukacja, 2009.-272 s.
Ryabinina, OA Wykazanie działania zasady Le Chateliera [Tekst] / O.O. Ryabinina, A. Illarionov // Chemia w szkole - 2008. - nr 7. - s. 64-67.
Tushina.E.N. Zasada Le Chateliera i niektóre metody leczenia [Tekst] / E.N. Tushina.//Chemia w szkole.-1993. nr 2.-s.54.
Shelinsky, G.I. Podstawy teorii procesów chemicznych [Tekst] / G.I. Shelinsky. M.: Edukacja, 1989.-234 s.
Strempler, G.I. Przygotowanie wstępne profilu w chemii [Tekst]
