Toate reacțiile chimice sunt împărțite în două tipuri: reversibile și ireversibile.
ireversibil numite reacții care au loc doar într-o singură direcție, adică produsele acestor reacții nu interacționează între ele pentru a forma materiile prime.
O reacție ireversibilă se încheie atunci când cel puțin una dintre materiile prime este consumată complet. Reacțiile de ardere sunt ireversibile; multe reacții de descompunere termică a substanțelor complexe; majoritatea reacțiilor care au ca rezultat formarea de precipitate sau eliberarea de substanțe gazoase etc. De exemplu:
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl
reversibil Reacțiile care se desfășoară simultan în direcția înainte și în sens invers se numesc:
Ecuațiile de reacție reversibile folosesc semnul de reversibilitate.
Un exemplu de reacție reversibilă este sinteza iodului de hidrogen din și: 
La ceva timp după începerea reacției chimice în amestecul de gaze, se poate detecta nu numai produsul final de reacție HI, ci și substanțele inițiale -H 2 și I 2. Indiferent cât de mult va continua reacția, amestecul de reacție la 350 o C va conține întotdeauna aproximativ 80% HI, 10% H2 și 10% I2. Dacă luăm HI ca substanță inițială și o încălzim la aceeași temperatură, vom constata că după un timp raportul dintre cantitățile tuturor celor trei substanțe va fi același. Astfel, în formarea hidrogenului iod din hidrogen și iod, atât reacțiile directe, cât și cele inverse au loc simultan.
Dacă hidrogenul și iodul au fost luate ca substanțe inițiale în concentrații și , atunci viteza reacției directe în momentul inițial de timp a fost egală cu: v pr = k pr ∙ . Viteza de reacție inversă v arr = k arr 2 la momentul inițial de timp este egală cu zero, deoarece nu există hidrogen iod în amestecul de reacție ( = 0). Treptat, viteza reacției directe scade pe măsură ce hidrogenul și iodul reacționează și concentrațiile lor scad. În acest caz, viteza reacției inverse crește, deoarece concentrația de hidrogen iod rezultat crește treptat. Când vitezele reacțiilor directe și inverse devin aceleași, apare echilibrul chimic. Într-o stare de echilibru, într-o anumită perioadă de timp, se formează atâtea molecule HI câte sunt descompuse în H2 și I2.
Starea unei reacții reversibile în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse se numește echilibru chimic.
Echilibru chimic este un echilibru dinamic. Într-o stare de echilibru, atât reacțiile directe, cât și cele inverse continuă să aibă loc, dar deoarece ratele lor sunt egale, concentrațiile tuturor substanțelor din sistemul de reacție nu se modifică. Aceste concentrații se numesc concentrații de echilibru.
Schimbarea echilibrului chimic
Principiul lui Le Chatelier
Echilibrul chimic este mobil. Când condițiile externe se schimbă, ratele reacțiilor directe și inverse pot deveni diferite, ceea ce provoacă o schimbare (schimbare) a echilibrului.
Dacă, ca urmare a unei influențe externe, viteza reacției directe devine mai mare decât viteza reacției inverse, atunci vorbim de o schimbare a echilibrului. dreapta(spre o reacție directă). Dacă viteza reacției inverse devine mai mare decât viteza reacției directe, atunci vorbim de o schimbare a echilibrului. La stânga(în direcția reacției inverse). Rezultatul deplasării de echilibru este tranziția sistemului la o nouă stare de echilibru cu un raport diferit al concentrațiilor de reactanți.
Direcția deplasării echilibrului este determinată de principiul care a fost formulat de omul de știință francez Le Chatelier (1884):
Dacă asupra unui sistem de echilibru se exercită o influență externă, atunci echilibrul este deplasat în direcția reacției (directă sau inversă) care se opune acestei influențe.
Cel mai important factori externi, care pot duce la o schimbare a echilibrului chimic, sunt:
a) concentrația reactanților;
b) temperatura;
c) presiunea.
Influența concentrației reactanților
Dacă oricare dintre substanțele care participă la reacție este introdusă în sistemul de echilibru, atunci echilibrul este deplasat către reacția în care această substanță este consumată. Dacă orice substanță este îndepărtată din sistemul de echilibru, atunci echilibrul se schimbă în direcția reacției în timpul căreia se formează această substanță.
De exemplu, luați în considerare ce substanțe ar trebui introduse și ce substanțe ar trebui eliminate din sistemul de echilibru pentru a deplasa reacția de fuziune reversibilă la dreapta:
Pentru a deplasa echilibrul la dreapta (spre reacția directă de formare a amoniacului), este necesar să se introducă hidrogen în amestecul de echilibru (adică să se mărească concentrația acestora) și să se elimine amoniacul din amestecul de echilibru (adică să se reducă concentrația acestuia).
Efectul temperaturii
Reacțiile directe și inverse au efecte termice opuse: dacă reacția directă este exotermă, atunci reacția inversă este endotermă (și invers). Când sistemul este încălzit (adică, temperatura acestuia crește), echilibrul se deplasează către o reacție endotermă; la răcire (scăderea temperaturii), echilibrul se deplasează către o reacție exotermă.
De exemplu, reacția de sinteză a amoniacului este exotermă: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92kJ, iar reacția de descompunere a amoniacului (reacția inversă) este endotermă: 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H2 (g) - 92 kJ. Prin urmare, o creștere a temperaturii schimbă echilibrul în direcția reacției inverse de descompunere a amoniacului.
Influența presiunii
Presiunea afectează echilibrul reacțiilor la care participă substanțele gazoase. Dacă presiunea externă crește, atunci echilibrul se deplasează în direcția reacției, timp în care numărul de molecule de gaz scade. În schimb, echilibrul se deplasează spre formațiune Mai mult molecule gazoase cu scăderea presiunii externe. Dacă reacția decurge fără modificarea numărului de molecule de substanțe gazoase, atunci presiunea nu afectează echilibrul în acest sistem.
De exemplu, pentru a crește randamentul de amoniac (deplasarea la dreapta), este necesară creșterea presiunii în sistemul de reacție reversibilă, deoarece numărul de molecule gazoase scade în timpul reacției directe (de la patru molecule de azot și hidrogen gazos, se formează două molecule de amoniac gazos).
Foarte des, reacțiile chimice au loc în așa fel încât reactanții primari sunt complet transformați în produși de reacție. De exemplu, dacă o granulă de zinc este plasată în acid clorhidric, atunci cu o anumită cantitate (suficientă) de acid, reacția va continua până când zincul este complet dizolvat conform ecuației: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2 .
Dacă această reacție este efectuată în direcția opusă, cu alte cuvinte, dacă hidrogenul este trecut printr-o soluție de clorură de zinc, atunci zincul metalic nu se formează - această reacție nu poate curge în direcția opusă, deci este ireversibilă.
O reacție chimică, în urma căreia substanțele primare sunt aproape complet transformate în produse finite, se numește ireversibilă.
Atât reacțiile eterogene, cât și cele omogene sunt legate de astfel de reacții. De exemplu, reacțiile de combustie ale substanțelor simple - metan CH4, disulfură de carbon CS2. După cum știm deja, reacțiile de ardere sunt reacții exoterme. În cele mai multe cazuri, reacțiile exoterme includ reacții compuse, de exemplu, reacția de stingere a calcarului: CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (căldura este eliberată).
Ar fi logic să presupunem că reacțiile inverse aparțin reacțiilor endoterme, adică. reacție de descompunere. De exemplu, reacția de prăjire a calcarului: CaCo 3 \u003d CaO + CO 2 - Q (căldura este absorbită).
Trebuie amintit că numărul de reacții ireversibile nu este atât de mare.
Reacțiile omogene (între soluțiile de substanțe) sunt ireversibile dacă au loc la formarea unui produs insolubil, gazos sau a apei. Această regulă se numește regula Berthollet. Să facem un experiment. Luați trei eprubete și turnați în ele 2 ml de soluție de acid clorhidric. În primul vas se adaugă 1 ml de soluție alcalină de zmeură colorată cu fenolftaleină, aceasta își va pierde culoarea din cauza reacției: HCl + NaOH = NaCl + H 2O.
Adăugați 1 ml de soluție de carbonat de sodiu în a doua eprubetă - vom vedea o reacție violentă de fierbere, care se datorează eliberării de dioxid de carbon: Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Să adăugăm câteva picături de azotat de argint în al treilea tub și să vedem cum s-a format în el un precipitat albicios de clorură de argint: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
Majoritatea reacțiilor sunt reversibile. Nu există multe reacții ireversibile.
reacții chimice, care pot trece simultan în două direcții opuse - înainte și înapoi - se numesc reversibile.
Se toarnă 3 ml de apă într-o eprubetă și se adaugă câteva bucăți de turnesol, apoi începem să trecem prin el cu ajutorul unui tub de evacuare a gazului dioxid de carbon care iese dintr-un alt vas, care se formează datorită interacțiunii marmurei și acid clorhidric. După un timp, vom vedea cum turnesolul violet devine roșu, ceea ce indică prezența acidului. Am obținut acid carbonic fragil, care s-a format prin legarea dioxidului de carbon și a apei: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Să lăsăm această soluție într-un trepied. După un timp, vom observa că soluția a devenit din nou violet. Acidul s-a descompus în componentele sale originale: H 2 CO 3 \u003d H 2 O + CO 2.
Acest proces va fi mult mai rapid dacă încălzim soluția de acid carbonic. Astfel, am aflat că reacția de obținere a acidului carbonic poate decurge atât în direcția înainte, cât și în sens invers, ceea ce înseamnă că este reversibilă. Reversibilitatea reacției este indicată pe literă prin două săgeți îndreptate invers: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.
Dintre reacțiile reversibile care stau la baza producerii unor produse chimice importante, dăm ca exemplu reacția pentru sinteza oxidului de sulf (VI) din oxidul de sulf (IV) și oxigen: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
site-ul, cu copierea integrală sau parțială a materialului, este necesară un link către sursă.
Reacții reversibile- reacții chimice care, în condiții date, se desfășoară simultan în două sensuri opuse (înainte și invers), substanțele inițiale nefiind transformate complet în produse. de exemplu: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
Direcția reacțiilor reversibile depinde de concentrațiile de substanțe - participanți la reacție. La terminarea reacției reversibile, adică la atingere echilibru chimic, sistemul conține atât materii prime, cât și produși de reacție.
O reacție reversibilă simplă (într-o etapă) constă în două reacții elementare care au loc simultan, care diferă una de cealaltă numai în direcția transformării chimice. Direcția reacției finale accesibile observării directe este determinată de care dintre aceste reacții reciproce are o viteză mai mare. De exemplu, o reacție simplă
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2
alcatuit din reactii elementare
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 și 2NO 2 ⇆ N 2 O 4
Pentru reversibilitatea unei reacții complexe (în mai multe etape), este necesar ca toate etapele ei constitutive să fie reversibile.
Pentru reacții reversibile ecuația se scrie de obicei după cum urmează A + B AB.
Două săgeți direcționate opus indică faptul că în aceleași condiții, atât reacțiile înainte, cât și cele invers au loc simultan.
ireversibil numite astfel de procese chimice, ale căror produse nu sunt capabile să reacționeze între ele cu formarea de substanțe inițiale. din punctul de vedere Termodinamică - lucrurile originale, sunteți complet transformat în produse. Exemple de reacții ireversibile sunt descompunerea sării Berthollet la încălzirea 2KClO3 > 2KCl + 3O2,
Sunt ireversibile astfel de reacții, în cursul cărora:
1) produsele formate părăsesc sfera de reacție - precipită sub formă de precipitat, sunt eliberate ca gaz, de exemplu, ВаСl 2 + Н 2 SO 4 \u003d ВаSO 4 ↓ + 2НCl Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d + CO 2NaCl 2↓ + H2O
2) se formează un compus ușor disociat, de exemplu apă: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) reacția este însoțită de o eliberare mare de energie, de exemplu, arderea magneziului
Mg + 1/2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
Echilibrul chimic este starea unui sistem de reacție în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale.
Concentrația de echilibru a substanțelor sunt concentrațiile de substanțe din amestecul de reacție care se află în stare de echilibru chimic. Concentrația de echilibru este indicată prin formula chimică a substanței cuprinsă între paranteze drepte.
De exemplu, următoarea intrare înseamnă că concentrația de echilibru a hidrogenului în sistemul de echilibru este de 1 mol/l.
Echilibru chimic diferit de conceptul nostru obișnuit de „echilibru”. Echilibrul chimic este dinamic. Într-un sistem care se află într-o stare de echilibru chimic, au loc atât reacții directe, cât și reacții inverse, dar ratele lor sunt egale și, prin urmare, concentrațiile substanțelor implicate nu se modifică. Echilibrul chimic este caracterizat printr-o constantă de echilibru egală cu raportul constantelor de viteză ale reacțiilor directe și inverse.
Constantele de viteză ale reacțiilor directe și inverse sunt vitezele unei reacții date la concentrații ale substanțelor inițiale pentru fiecare dintre ele în unități egale. De asemenea, constanta de echilibru este egală cu raportul dintre concentrațiile de echilibru ale produselor de reacție directe în puteri ale coeficienților stoichiometrici și produsul concentrațiilor de echilibru ale reactanților.
H2 + I2 \u003d 2HI
În cazul în care un 
, atunci există mai multe substanțe inițiale în sistem. În cazul în care un 
, atunci există mai mulți produse de reacție în sistem. Dacă constanta de echilibru este semnificativ mai mare decât 1, o astfel de reacție se numește ireversibilă.
Poziția echilibrului chimic depinde de următorii parametri de reacție: temperatura, presiunea și concentrația substanțelor. Influența pe care acești factori o au asupra unei reacții chimice se supune tiparului care a fost vedere generala exprimată în 1884 de fizicianul francez Le Chatelier, confirmată în același an de fizicianul olandez Van't Hoff. Formularea modernă a principiului lui Le Chatelier este următoarea : dacă sistemul se află într-o stare de echilibru, atunci orice impact, care se exprimă într-o modificare a unuia dintre factorii care determină echilibrul, determină o modificare a acestuia, care tinde să slăbească acest impact.
În principiul lui Le Chatelier, vorbim despre deplasarea stării de echilibru chimic dinamic, acest principiu mai este numit și principiul echilibrului mobil, sau principiul deplasării echilibrului.
Luați în considerare utilizarea acestui principiu pentru diferite cazuri:
Efectul temperaturii. Când temperatura se schimbă, deplasarea echilibrului chimic este determinată de semn efect termic reactie chimica. În cazul unei reacții endoterme, adică o reacție care are loc cu absorbția de căldură, o creștere a temperaturii contribuie la apariția acesteia, deoarece temperatura scade pe parcursul reacției. Ca urmare, echilibrul se deplasează spre dreapta, concentrațiile produselor cresc, iar randamentul acestora crește. Dacă temperatura scade, atunci se observă imaginea opusă: echilibrul se deplasează spre stânga (spre reacția inversă care procedează cu degajare de căldură), concentrația și randamentul produselor scad.
Pentru o reacție exotermă, dimpotrivă, o creștere a temperaturii duce la o deplasare a echilibrului spre stânga, iar o scădere a temperaturii duce la o deplasare a echilibrului spre dreapta.
Modificările concentrației produselor și reactanților se datorează faptului că atunci când temperatura se modifică, constanta de echilibru a reacției se modifică. O creștere a constantei de echilibru duce la o creștere a randamentului produselor, o scădere până la o scădere.
Deci, de exemplu, creșterea temperaturii în cazul procesului endotermic de descompunere a carbonatului de calciu CaCO 3 (t) Û CaO(t) + CO 2 (g) − Q determină o deplasare a echilibrului spre dreapta, iar în cazul unei reacții exoterme de descompunere a monoxidului de azot în substanțe simple
2NO Û N 2 + O 2 +Q o creștere a temperaturii deplasează echilibrul spre stânga, adică favorizează formarea NO.
Influența presiunii. Presiunea are un efect vizibil asupra stării de echilibru chimic numai în cazurile în care cel puțin unul dintre participanții la reacția chimică este un gaz. O creștere a presiunii în astfel de sisteme este însoțită de o scădere a volumului și o creștere a concentrației tuturor participanților gazoși la reacție.
Dacă în timpul reacției directe cantitatea de substanțe gazoase crește, atunci o creștere a presiunii duce la o deplasare a echilibrului spre stânga (cantitatea de gaze scade în timpul reacției inverse). Dacă în timpul reacției cantitatea de substanțe gazoase scade, odată cu creșterea presiunii, echilibrul se deplasează spre dreapta. Dacă cantitățile de reactanți gazoși și produși sunt egale, modificarea presiunii nu duce la o schimbare a echilibrului chimic.
Trebuie remarcat faptul că o modificare a presiunii nu afectează constanta de echilibru.
Influența concentrării. Conform principiului Le Chatelier, o creștere a concentrației unuia dintre participanții la reacție ar trebui să conducă la consumul acestuia. Astfel, dacă se adaugă un reactiv în sistem la V = const, echilibrul se va deplasa la dreapta, iar dacă produsul de reacție, la stânga. Eliminarea uneia sau altei substanțe din sistem (reducerea concentrației sale) are efectul opus.
Toate cele de mai sus se aplică atât soluțiilor lichide, cât și gazoase (amestecuri de gaze)
Reacțiile chimice care au loc în aceeași direcție se numesc ireversibil.
Majoritatea proceselor chimice sunt reversibil. Aceasta înseamnă că, în aceleași condiții, apar atât reacții directe, cât și reacții inverse (mai ales când vine vorba de sisteme închise). 
De exemplu:
a) reacție
într-un sistem deschis ireversibil;
b) aceeași reacție
într-un sistem închis reversibil.
Echilibru chimic
Să luăm în considerare mai detaliat procesele care au loc în timpul reacțiilor reversibile, de exemplu, pentru o reacție condiționată:
Pe baza legii acțiunii în masă viteza de reacție înainte:
Deoarece concentrațiile substanțelor A și B scad în timp, scade și viteza reacției directe.
Apariția produselor de reacție înseamnă posibilitatea unei reacții inverse, iar în timp, concentrațiile de substanțe C și D cresc, ceea ce înseamnă că rata de reacție înapoi.
Mai devreme sau mai târziu, se va ajunge la o stare în care ratele reacțiilor directe și inverse vor deveni egale = .
Starea unui sistem în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse se numește echilibru chimic.
În acest caz, concentrațiile reactanților și produșilor de reacție rămân neschimbate. Ele se numesc concentrații de echilibru. La nivel macro, se pare că în general nu se schimbă nimic. Dar, de fapt, atât procesele directe, cât și cele inverse continuă să continue, dar cu aceeași viteză. Prin urmare, un astfel de echilibru în sistem se numește mobil și dinamic.
Să notăm concentrațiile de echilibru ale substanțelor ca [A], [B], [C], [D]. Atunci, deoarece = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , Unde
unde α, β, γ, δ sunt exponenți, egal cu coeficienţii din reacţia reversibilă; K egal - constanta de echilibru chimic.
Expresia rezultată descrie cantitativ stare de echilibruși este o expresie matematică a legii acțiunii maselor pentru sistemele de echilibru.
La o temperatură constantă, constanta de echilibru este valoarea este constantă pentru o reacție reversibilă dată. Se arată raportul dintre concentrațiile produselor de reacție (numărător) și materiile prime (numitor), care se stabilește la echilibru.
Constantele de echilibru sunt calculate din datele experimentale prin determinarea concentrațiilor de echilibru ale materiilor prime și ale produselor de reacție la o anumită temperatură.
Valoarea constantei de echilibru caracterizează randamentul produselor de reacție, caracterul complet al cursului său. Dacă obțineți K » 1, aceasta înseamnă că la echilibru [C] γ [D] δ " [A] α [B] β , adică concentrațiile produselor de reacție prevalează asupra concentrațiilor substanțelor inițiale, iar randamentul produselor de reacție este mare.
Când K este egal cu ≈ 1, randamentul produselor de reacție este în mod corespunzător mic. De exemplu, pentru reacția de hidroliză a esterului etilic acid acetic
constanta de echilibru:
la 20 °C are o valoare de 0,28 (adică mai puțin de 1).
Aceasta înseamnă că o parte semnificativă a esterului nu a fost hidrolizată.
În cazul reacțiilor eterogene, expresia constantei de echilibru include concentrațiile numai acelor substanțe care se află în fază gazoasă sau lichidă. De exemplu, pentru reacție
Constantele de echilibru sunt exprimate astfel:
Valoarea constantei de echilibru depinde de natura reactanților și de temperatură.
Constanta nu depinde de prezența unui catalizator, deoarece modifică energia de activare atât a reacțiilor directe, cât și a reacțiilor inverse cu aceeași cantitate. Catalizatorul poate accelera doar declanșarea echilibrului fără a afecta valoarea constantei de echilibru.
Starea de echilibru se menține un timp arbitrar îndelungat în condiții externe constante: temperatură, concentrație de substanțe inițiale, presiune (dacă în reacție sunt implicate sau se formează gaze).
Prin modificarea acestor condiții, este posibil să se transfere sistemul dintr-o stare de echilibru în alta, corespunzătoare noilor condiții. O astfel de tranziție se numește deplasare sau schimbarea echilibrului.
Luați în considerare diferite moduri de a schimba echilibrul folosind exemplul reacției interacțiunii azotului și hidrogenului cu formarea amoniacului:
Efectul modificării concentrației de substanțe
Când la amestecul de reacție se adaugă azot N2 și hidrogen H2, concentrația acestor gaze crește, ceea ce înseamnă că viteza reacției înainte crește. Echilibrul se deplasează spre dreapta, spre produsul de reacție, adică spre amoniac NH3.
N2 + 3H2 → 2NH3
Aceeași concluzie poate fi trasă analizând expresia constantei de echilibru. Odată cu creșterea concentrației de azot și hidrogen, numitorul crește și, deoarece K este egal. - valoarea este constantă, numărătorul trebuie să crească. Astfel, cantitatea de produs de reacţie NH3 va creşte în amestecul de reacţie.
O creștere a concentrației produsului de reacție al amoniacului NH3 va duce la o deplasare a echilibrului spre stânga, spre formarea materiilor prime. Această concluzie poate fi trasă pe baza unui raționament similar.
Efectul schimbării presiunii
O modificare a presiunii afectează numai acele sisteme în care cel puțin una dintre substanțe este în stare gazoasă. Pe măsură ce presiunea crește, volumul gazelor scade, ceea ce înseamnă că concentrația lor crește.
Să presupunem că presiunea într-un sistem închis este crescută, de exemplu, de 2 ori. Aceasta înseamnă că concentrațiile tuturor substanțelor gazoase (N 2, H 2, NH 3) în reacția luată în considerare vor crește de 2 ori. În acest caz, numărătorul din expresia pentru K egal va crește de 4 ori, iar numitorul - de 16 ori, adică echilibrul va fi perturbat. Pentru a-l reface, concentrația de amoniac trebuie să crească, iar concentrațiile de azot și hidrogen trebuie să scadă. Echilibrul se va deplasa spre dreapta. O modificare a presiunii nu are practic niciun efect asupra volumului de lichid și solide, adică nu le modifică concentrația. Prin urmare, starea de echilibru chimic al reacțiilor la care gazele nu participă nu depinde de presiune.
Efectul schimbării temperaturii
Odată cu creșterea temperaturii, vitezele tuturor reacțiilor (exo- și endoterme) cresc. Mai mult, o creștere a temperaturii are un efect mai mare asupra vitezei acelor reacții care au o energie de activare mai mare, ceea ce înseamnă că endotermic.
Astfel, viteza reacției inverse (endotermice) crește mai mult decât viteza celei directe. Echilibrul se va deplasa spre proces, însoțit de absorbția de energie.
Direcția deplasării echilibrului poate fi prezisă folosind Principiul lui Le Chatelier:
Dacă asupra unui sistem aflat în echilibru se exercită o influență externă (modificări de concentrație, presiune, temperatură), atunci echilibrul se deplasează în direcția care slăbește această influență.
În acest fel:
Odată cu creșterea concentrației de reactanți, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre formarea produșilor de reacție;
Odată cu creșterea concentrației produselor de reacție, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre formarea substanțelor inițiale;
Odată cu creșterea presiunii, echilibrul chimic al sistemului se deplasează în direcția reacției în care volumul substanțelor gazoase formate este mai mic;
Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul chimic al sistemului se deplasează către o reacție endotermă;
Cu o scădere a temperaturii - în direcția procesului exotermic.
Principiul Le Chatelier este aplicabil nu numai reacțiilor chimice, ci și multor alte procese: evaporare, condensare, topire, cristalizare etc. În producerea celor mai importante produse chimice, principiul Le Chatelier și calculele care decurg din legea acțiunea în masă face posibilă găsirea unor astfel de condiții pentru efectuarea proceselor chimice care asigură randamentul maxim al substanței dorite.
Material de referință pentru promovarea testului:
tabelul periodic
Tabelul de solubilitate
recalificarea educatorilor.
Departamentul de Științe Naturii
Subiect: „Reacții reversibile și ireversibile.
echilibru chimic. Principiul lui Le Chatelier.
Lucrare finalizata:
Grupul de ascultători X - 1
profesor de chimie, liceu №6
Dimitrovgrad
Regiunea Ulyanovsk
Lepihova Tatyana Vasilievna
Consilier stiintific:
sef sectie
științele naturii
Ahmetov Marat Anvarovici
Ulianovsk 2009
Reacții chimice reversibile și ireversibile.
echilibru chimic.
Principiul lui Le Chatelier.
Obiectiv: 1) Studiul caracteristicilor și modelelor cursului reacțiilor chimice, ca o continuare a formării de idei despre diferite tipuri de reacții chimice pe baza reversibilității.
2) Generalizarea și concretizarea cunoștințelor despre legile reacțiilor chimice, formarea deprinderilor și abilităților de a determina, explica caracteristicile și condițiile rezultate necesare pentru apariția unei anumite reacții. 3) Extinde și aprofundează cunoștințele despre varietatea proceselor chimice, învață elevii să compare, să analizeze, să explice, să tragă concluzii și generalizări. 4) Considerați această secțiune a științei chimice ca fiind cea mai importantă în aspectul aplicat și considerați conceptul de echilibru chimic ca un caz particular al unei singure legi a echilibrului natural, dorința de compensare, stabilitatea echilibrului în unitate cu forma principală a existenței materiei, mișcării, dinamicii.
Sarcini.
Luați în considerare subiectul: „Reacții reversibile și ireversibile” pe exemple concrete, folosind ideile anterioare despre viteza reacțiilor chimice.
Continuați să studiați caracteristicile reacțiilor chimice reversibile și formarea de idei despre echilibrul chimic ca stare dinamică a unui sistem de reacție.
Să studieze principiile echilibrului chimic deplasat și să învețe studenții să determine condițiile de echilibru chimic deplasat.
Pentru a oferi studenților o idee despre importanța acestui subiect nu numai pentru producția chimică, ci și pentru funcționarea normală a unui organism viu și a naturii în ansamblu.
Introducere
În natură, în organismele ființelor vii, în proces activitate fiziologică a unei persoane, în acțiunile sale de a crea condiții de diferite niveluri: casnic, de apărare, industrial, tehnic, de mediu și altele, apar sau se desfășoară mii, milioane de reacții complet diferite, care pot fi considerate din diferite puncte de vedere și clasificări. . Vom lua în considerare reacțiile chimice în ceea ce privește reversibilitatea și ireversibilitatea lor.
Este greu de supraestimat semnificația acestor concepte: atâta timp cât există o persoană care gândește, gândul uman despre reversibilitatea și ireversibilitatea proceselor care au loc în corpul său, problema eternă a prelungirii vieții unei persoane, problema ireversibilității. a consecințelor vieții sale, atitudinea necugetată față de natură.
Vreau să iau în considerare conceptul de reversibilitate și ireversibilitate a reacțiilor chimice, conceptul de echilibru chimic și condițiile pentru deplasarea acestuia într-o direcție „utilă”. Introduce baza teoretica cu verificarea ulterioară, autoexaminarea cunoștințelor pe această temă, folosind testarea tipologie diferită. Presupun că „a urmat drumul” de la simplu la mai mult sarcini dificile, studenții vor avea cunoștințe clare, bune nu numai pe această temă, ci își vor aprofunda și cunoștințele de chimie.
Reacțiile chimice sunt fenomene în care o (sau una) substanță este convertită în alta, dovezile în acest sens sunt modificări vizibile și invizibile. Vizibil: modificări de culoare, miros, gust, precipitare, modificarea culorii indicatorului, absorbție și eliberare de căldură. Invizibil: O modificare a compoziției unei substanțe care poate fi determinată folosind reacții calitative și analitice. Toate aceste reacții pot fi împărțite în două tipuri: reacții reversibile și ireversibile.
reacții ireversibile. Reacțiile care au loc într-o singură direcție și se termină cu conversia completă a reactanților inițiali în substanțe finale sunt numite ireversibile.
Un exemplu de astfel de reacție este descompunerea cloratului de potasiu (sare bertolet) atunci când este încălzit:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Reacția se va opri când tot cloratul de potasiu a fost transformat în clorură de potasiu și oxigen. Nu există multe reacții ireversibile.
Dacă soluțiile acide și alcaline sunt scurse, se formează sare și apă, de exemplu,
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O, iar dacă substanțele au fost luate în proporții corecte, soluția are o reacție neutră și nu rămân în ea nici măcar urme de acid clorhidric și hidroxid de sodiu. Dacă încercați să efectuați o reacție într-o soluție între substanțele formate - clorură de sodiu și apă, atunci nu se vor găsi modificări. În astfel de cazuri, se spune că reacția unui acid cu un alcali este ireversibilă, adică. nu există nicio reacție înapoi. Foarte multe reacții sunt practic ireversibile la temperatura camerei, de exemplu,
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O etc.
reacții reversibile. Reacțiile reversibile sunt acelea care se desfășoară simultan în două direcții reciproc opuse.
Majoritatea reacțiilor sunt reversibile. În ecuațiile reacțiilor reversibile, două săgeți îndreptate în direcții opuse sunt plasate între părțile din stânga și din dreapta. Un exemplu de astfel de reacție este sinteza amoniacului din hidrogen și azot:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
În inginerie, reacțiile reversibile sunt în general nefavorabile. De aceea diverse metode(schimbările de temperatură, presiune etc.) le fac practic ireversibile.
Sunt ireversibile astfel de reacții, în cursul cărora:
1) produșii rezultați părăsesc sfera de reacție - precipită sub formă de precipitat, sunt eliberați sub formă de gaz, de exemplu
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSO 4 ↓ + 2НCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) se formează un compus ușor disociat, de exemplu apă:
Hcl + NaOH \u003d H2O + NaCl
3) reacția este însoțită de o eliberare mare de energie, de exemplu, arderea magneziului
Mg + 1 / 2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
În ecuațiile reacțiilor ireversibile, între părțile din stânga și din dreapta este plasat un semn egal sau o săgeată.
Multe reacții sunt deja reversibile conditii normale, ceea ce înseamnă că reacția inversă are loc într-o măsură vizibilă. De exemplu, dacă încercați să neutralizați cu alcali o soluție apoasă dintr-un acid hipocloros foarte slab, se dovedește că reacția de neutralizare nu ajunge până la sfârșit și soluția are un mediu puternic alcalin. Aceasta înseamnă că reacția HClO + NaOH NaClO + H 2O este reversibilă, adică. produșii acestei reacții, reacționând între ei, trec parțial în compușii de pornire. Ca rezultat, soluția are o reacție alcalină. Reacția de formare a esterilor este reversibilă (reacția inversă se numește saponificare): RCOOH + R „OH RCOOR” + H 2 O, multe alte procese.
Ca multe alte concepte din chimie, conceptul de reversibilitate este în mare măsură arbitrar. De obicei, o reacție este considerată ireversibilă, după care concentrațiile substanțelor inițiale sunt atât de scăzute încât nu pot fi detectate (desigur, aceasta depinde de sensibilitatea metodelor de analiză). Când se schimbă condițiile externe (în primul rând temperatura și presiunea), o reacție ireversibilă poate deveni reversibilă și invers. Deci, la presiunea atmosferică și la temperaturi sub 1000 ° C, reacția 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O poate fi încă considerată ireversibilă, în timp ce la o temperatură de 2500 ° C și peste, apa se disociează în hidrogen și oxigen cu aproximativ 4. %, iar la o temperatură de 3000 ° С - deja cu 20%.
La sfârşitul secolului al XIX-lea Fiziochimistul german Max Bodenstein (1871–1942) a studiat în detaliu procesele de formare și disociere termică a hidrogenului iod: H 2 + I 2 2HI. Prin modificarea temperaturii, el putea realiza un flux predominant doar al reacției înainte sau numai inversă, dar în cazul general, ambele reacții au mers simultan în direcții opuse. Există multe astfel de exemple. Una dintre cele mai cunoscute este reacția de sinteză a amoniacului 3H 2 + N 2 2NH 3; multe alte reacții sunt de asemenea reversibile, de exemplu, oxidarea dioxidului de sulf 2SO 2 + O 2 2SO 3 , reacțiile acizilor organici cu alcooli etc.
O reacție se numește reversibilă dacă direcția ei depinde de concentrațiile substanțelor care participă la reacție. De exemplu, în cazul reacției catalitice heterogene N2 + 3H2 = 2NH3 (1), la o concentrație scăzută de amoniac în apa gazoasă și concentrații mari de azot și hidrogen, se formează amoniac; dimpotriva, la o concentratie mare de amoniac se descompune, reactia merge in sens invers. La terminarea unei reacții reversibile, adică la atingerea echilibrului chimic, sistemul conține atât materiile prime, cât și produșii de reacție. Reacția se numește ireversibilă dacă poate avea loc doar într-o singură direcție și se termină cu transformarea completă a substanțelor inițiale în produse; un exemplu este descompunerea explozivilor. Aceeași reacție, în funcție de condiții (temperatură, presiune), poate fi esențial reversibilă sau practic ireversibilă. O reacție reversibilă simplă (într-o etapă) constă în două reacții elementare care au loc simultan, care diferă una de cealaltă numai în direcția transformării chimice. Direcția reacției finale accesibile observării directe este determinată de care dintre aceste reacții reciproce are o viteză mai mare. De exemplu, reacția simplă N2O4 Û 2NO2 (2) constă din reacțiile elementare N2O4?2NO2 și 2NO2?N2O4. M. I. Tyomkin.
ECHILIBRU CHIMIC.
Echilibru chimic- starea sistemului în care viteza reacției directe (V 1) este egală cu viteza reacției inverse (V 2). În echilibru chimic, concentrațiile de substanțe rămân neschimbate. Echilibrul chimic are un caracter dinamic: reacțiile directe și inverse nu se opresc la echilibru.
Starea de echilibru chimic este caracterizată cantitativ de constanta de echilibru, care este raportul dintre constantele reacțiilor directe (K 1) și inverse (K 2).
Pentru reacția mA + nB pC + dD, constanta de echilibru este
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Constanta de echilibru depinde de temperatura si natura reactantilor. Cu cât constanta de echilibru este mai mare, cu atât echilibrul este deplasat mai mult spre formarea produșilor de reacție directă. Într-o stare de echilibru, moleculele nu încetează să experimenteze ciocniri, iar interacțiunea dintre ele nu se oprește, dar concentrațiile de substanțe rămân constante. Aceste concentrații se numesc echilibru.
|
Concentrația de echilibru- concentrația unei substanțe care participă la o reacție chimică reversibilă care a atins o stare de echilibru. |
Concentrația de echilibru este indicată prin formula substanței, luată între paranteze drepte, de exemplu:
Cu echilibru (H 2) \u003d sau R echilibru (HI) = .
Ca orice altă concentrație, concentrația de echilibru se măsoară în moli pe litru.
Dacă am fi luat alte concentrații ale substanțelor inițiale din exemplele pe care le-am luat în considerare, atunci după atingerea echilibrului am fi obținut alte valori ale concentrațiilor de echilibru. Aceste noi valori (notate cu asteriscuri) vor fi legate de cele vechi după cum urmează:
.
În general, pentru o reacție reversibilă
A A+ b B d D+ f F
în stare de echilibru la temperatură constantă se observă relaţia
Acest raport se numește legea acțiunii în masă, care se formulează după cum urmează:
la o temperatură constantă, raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție, luate în puteri egale cu coeficienții acestora, și produsul concentrațiilor de echilibru ale substanțelor inițiale, luate în puteri egale cu coeficienții lor, este o constantă. valoare.
Valoare constantă ( La DIN) se numește constanta de echilibru această reacție. Indicele „c” din desemnarea acestei cantități indică faptul că au fost utilizate concentrații pentru a calcula constanta.
Dacă constanta de echilibru este mare, atunci echilibrul este deplasat către produșii reacției directe, dacă este mic, atunci către materiile prime. Dacă constanta de echilibru este foarte mare, atunci se spune că reacția " practic ireversibil, dacă constanta de echilibru este foarte mică, atunci reacția " practic nu funcționează.”
Constanta de echilibru - pentru fiecare reactie reversibila, valoarea este constanta doar la o temperatura constanta. Pentru aceeași reacție la temperaturi diferite, constanta de echilibru ia valori diferite.
Expresia de mai sus pentru legea acțiunii în masă este valabilă numai pentru reacțiile în care toți participanții sunt fie gaze, fie substanțe dizolvate. În alte cazuri, ecuația pentru constanta de echilibru se modifică oarecum.
De exemplu, într-o reacție reversibilă care are loc la temperatură ridicată
C (gr) + CO 2 2CO (g)
este implicat grafitul dur C (gr). În mod formal, folosind legea acțiunii în masă, scriem o expresie pentru constanta de echilibru a acestei reacții, notând-o LA":
Grafitul solid aflat în partea de jos a reactorului reacționează numai de la suprafață, iar „concentrația” sa nu depinde de masa grafitului și este constantă pentru orice raport de substanțe din amestecul de gaze.
Înmulțiți părțile din dreapta și din stânga ecuației cu această constantă:
Valoarea rezultată este constanta de echilibru a acestei reacții:
În mod similar, pentru echilibrul unei alte reacții reversibile care are loc și la temperatură ridicată,
CaCO3 (cr) CaO (cr) + CO2 (g),
obținem constanta de echilibru
La DIN = .
În acest caz, este pur și simplu egală cu concentrația de echilibru a dioxidului de carbon.
Din punct de vedere metrologic, constanta de echilibru nu este una cantitate fizica. Acesta este un grup de mărimi cu unități de măsură diferite, în funcție de expresia specifică a constantei prin concentrații de echilibru. De exemplu, pentru reacția reversibilă a grafitului cu dioxidul de carbon [ K c] = 1 mol/l, constanta de echilibru a reacției de descompunere termică a carbonatului de calciu are aceeași unitate de măsură, iar constanta de echilibru a reacției de sinteză a iodului hidrogen este o valoare adimensională. În general [ K c] = 1 (mol/l) n .
Schimbarea echilibrului chimic. Principiul lui Le Chatelier
Se numește transferul unui sistem chimic de echilibru de la o stare de echilibru la alta deplasare (deplasare) a echilibrului chimic, care se realizează prin modificarea parametrilor termodinamici ai sistemului - temperatură, concentrație, presiune Când echilibrul este deplasat în direcția înainte, se obține o creștere a randamentului de produse, iar atunci când este deplasat în direcția opusă, o scădere în gradul de conversie a reactivului. Ambele pot fi utile în inginerie chimică. Deoarece aproape toate reacțiile sunt reversibile într-o oarecare măsură, în industrie și în practica de laborator apar două probleme: cum se obține produsul unei reacții „utile” cu un randament maxim și cum se reduce randamentul produselor unei reacții „dăunătoare”. În ambele cazuri, devine necesară deplasarea echilibrului fie către produșii reacției, fie către materiile prime. Pentru a învăța cum să faci acest lucru, trebuie să știi ce determină poziția de echilibru a oricărei reacții reversibile.
Poziția de echilibru depinde de:
1) asupra valorii constantei de echilibru (adică asupra naturii reactanților și a temperaturii),
2) asupra concentraţiei substanţelor implicate în reacţie şi
3) la presiune (pentru sistemele cu gaz este proporţională cu concentraţiile de substanţe).
Pentru evaluare calitativă influența asupra echilibrului chimic al tuturor acestor factori foarte diferiți folosesc universalul inerent Principiul lui Le Chatelier(Fizichimistul și metalurgistul francez Henri Louis Le Chatelier a formulat-o în 1884), care este aplicabilă oricăror sisteme de echilibru, nu numai celor chimice.
Dacă se acționează asupra unui sistem în echilibru din exterior, atunci echilibrul din sistem se va deplasa în direcția în care acest efect este parțial compensat.
Ca exemplu de influență asupra poziției de echilibru a concentrațiilor de substanțe care participă la reacție, luați în considerare reacția reversibilă de obținere a iodului de hidrogen
H2(g) + I2(g)2HI (g).
Conform legii acțiunii masei în stare de echilibru
.
Să se stabilească un echilibru într-un reactor cu un volum de 1 litru la o anumită temperatură constantă, la care concentrațiile tuturor participanților la reacție sunt aceleași și egale cu 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol /l = 1 mol/l). Prin urmare, la această temperatură La DIN= 1. Deoarece volumul reactorului este de 1 litru, n(H 2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol și n(HI) = 1 mol. La momentul t 1, sa mai introducem 1 mol de HI in reactor, concentratia acestuia va deveni egala cu 2 mol/l. Dar pentru a La DIN a rămas constantă, concentrațiile de hidrogen și iod ar trebui să crească, iar acest lucru este posibil numai datorită descompunerii unei părți din hidrogen iod conform ecuației
2HI (g) \u003d H 2 (g) + I 2 (g).
Fie în momentul atingerii unei noi stări de echilibru t 2 descompus X mol de HI și, prin urmare, încă 0,5 X mol H2 şi I2. Noi concentrații de echilibru ale participanților la reacție: = (1 + 0,5 X) mol/l; = (1 + 0,5 X) mol/l; = (2 - X) mol/l. Înlocuind valorile numerice ale mărimilor în expresia legii acțiunii masei, obținem ecuația
Unde X= 0,667. Prin urmare, = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Viteza de reacție și echilibru.
Să existe o reacție reversibilă A + B C + D. Dacă presupunem că reacțiile direct și invers au loc într-o singură etapă, atunci vitezele acestor reacții vor fi direct proporționale cu concentrațiile reactivilor: viteza reacției directe v 1 = k 1 [A][B], viteza de reacție inversă v 2 = k 2 [C][D] (parantezele pătrate indică concentrațiile molare ale reactivilor). Se poate observa că, pe măsură ce reacția directă se desfășoară, concentrațiile substanțelor inițiale A și, respectiv, B scad, iar viteza reacției directe scade și ea. Viteza reacției inverse, care este zero în momentul inițial (nu există produse C și D), crește treptat. Mai devreme sau mai târziu, va veni momentul în care ratele reacțiilor forward și inverse se vor egaliza. După aceea, concentrațiile tuturor substanțelor - A, B, C și D nu se modifică în timp. Aceasta înseamnă că reacția a atins o poziție de echilibru, iar concentrațiile de substanțe care nu se modifică în timp se numesc echilibru. Dar, spre deosebire de echilibrul mecanic, la care se oprește orice mișcare, la echilibrul chimic, ambele reacții - atât directe, cât și inverse - continuă să meargă, dar ratele lor sunt egale și, prin urmare, se pare că nu au loc modificări în sistem. Există multe modalități de a demonstra fluxul de reacții înainte și invers după atingerea echilibrului. De exemplu, dacă se introduce puțin izotop de hidrogen - deuteriu D 2 într-un amestec de hidrogen, azot și amoniac, care se află într-o poziție de echilibru, atunci o analiză sensibilă va detecta imediat prezența atomilor de deuteriu în moleculele de amoniac. Și invers, dacă în sistem se introduce puțin amoniac deuterat NH 2 D, atunci deuteriul va apărea imediat în substanțele inițiale sub formă de molecule HD și D 2. Un alt experiment spectaculos a fost realizat la Facultatea de Chimie a Universității de Stat din Moscova. Placa de argint a fost plasată într-o soluție de nitrat de argint și nu s-au observat modificări. Apoi a fost introdusă în soluție o cantitate nesemnificativă de ioni de argint radioactivi, după care placa de argint a devenit radioactivă. Această radioactivitate nu a putut fi „spălată” nici prin clătirea plăcii cu apă, nici prin spălarea acesteia. acid clorhidric. Numai gravarea cu acid azotic sau prelucrarea mecanică a suprafeței cu șmirghel fin a făcut-o inactivă. Există o singură modalitate de a explica acest experiment: există un schimb continuu de atomi de argint între metal și soluție, adică. în sistem există o reacție reversibilă Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Prin urmare, adăugarea ionilor radioactivi Ag + la soluție a dus la „înglobarea” acestora în placă sub formă de atomi neutri din punct de vedere electric, dar totuși radioactivi. Astfel, nu numai reacțiile chimice dintre gaze sau soluții sunt în echilibru, ci și procesele de dizolvare a metalelor și precipitare. De exemplu, solid se dizolvă cel mai repede când este plasat într-un solvent pur când sistemul este departe de echilibru, în acest caz- dintr-o soluție saturată. Treptat, viteza de dizolvare scade și, în același timp, viteza procesului invers crește - trecerea unei substanțe de la soluție la un precipitat cristalin. Când soluția devine saturată, sistemul ajunge la o stare de echilibru, în timp ce vitezele de dizolvare și cristalizare sunt egale, iar masa precipitatului nu se modifică în timp. Cum poate sistemul să „contracareze” schimbările în condiții externe? Dacă, de exemplu, temperatura amestecului de echilibru crește prin încălzire, sistemul în sine, desigur, nu poate „slăbi” încălzirea externă, dar echilibrul din acesta este deplasat în așa fel încât încălzirea sistemului de reacție la o anumită temperatură. necesită mai multă căldură decât în caz, cu excepția cazului în care echilibrul s-a deplasat. În acest caz, echilibrul este deplasat astfel încât căldura să fie absorbită, adică. spre o reacție endotermă. Acest lucru poate fi interpretat ca „dorința sistemului de a slăbi influențele externe”. Pe de altă parte, dacă există un număr inegal de molecule gazoase pe părțile stânga și dreaptă ale ecuației, atunci echilibrul într-un astfel de sistem poate fi, de asemenea, schimbat prin schimbarea presiunii. Odată cu creșterea presiunii, echilibrul se deplasează în partea în care numărul de molecule gazoase este mai mic (și în acest fel, așa cum spuneam, „se opune” presiunii externe). Dacă numărul de molecule gazoase nu se modifică în timpul reacţiei
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), atunci presiunea nu afectează poziția de echilibru. De remarcat că atunci când temperatura se modifică, se modifică și constanta de echilibru a reacției, în timp ce atunci când se modifică doar presiunea, aceasta rămâne constantă.
Câteva exemple de utilizare a principiului lui Le Chatelier pentru prezicerea schimbărilor în echilibrul chimic. Reacția 2SO 2 + O 2 2SO 3 (d) este exotermă. Dacă temperatura este crescută, descompunerea endotermă a SO 3 va avea prioritate și echilibrul se va deplasa spre stânga. Dacă temperatura scade, echilibrul se va deplasa spre dreapta. Deci, un amestec de SO 2 și O 2, luat într-un raport stoichiometric de 2: 1 ( cm . stoichiomerie), la o temperatură de 400 ° C și presiunea atmosferică se transformă în SO 3 cu un randament de aproximativ 95%, adică starea de echilibru în aceste condiţii este aproape complet deplasată către SO 3 . La 600°C, amestecul de echilibru conține deja 76% SO3, iar la 800°C, doar 25%. De aceea, atunci când sulful este ars în aer, se formează în principal SO2 și doar aproximativ 4% SO3. Din ecuația reacției rezultă, de asemenea, că o creștere a presiunii totale în sistem va deplasa echilibrul la dreapta, iar cu o scădere a presiunii, echilibrul se va deplasa la stânga.
Reacția de extracție a hidrogenului din ciclohexan cu formarea benzenului
C6H12C6H6 + 3H2 se realizează în fază gazoasă, de asemenea, în prezenţa unui catalizator. Această reacție merge odată cu consumul de energie (endotermă), dar cu creșterea numărului de molecule. Prin urmare, efectul temperaturii și presiunii asupra acesteia va fi direct opus celui observat în cazul sintezei amoniacului. Și anume, o creștere a concentrației de echilibru a benzenului din amestec este facilitată de o creștere a temperaturii și o scădere a presiunii, astfel încât reacția se desfășoară în industrie la presiuni scăzute (2-3 atm) și temperaturi mari(450–500°C). Aici, o creștere a temperaturii este „dublu favorabilă”: nu numai că crește viteza de reacție, dar contribuie și la o schimbare a echilibrului către formarea produsului țintă. Desigur, o scădere și mai mare a presiunii (de exemplu, la 0,1 atm) ar determina o deplasare suplimentară a echilibrului la dreapta, cu toate acestea, în acest caz, va exista prea puțină substanță în reactor, iar viteza de reacție va scădea de asemenea, astfel încât productivitatea globală nu va crește, ci va scădea. Acest exemplu arată încă o dată că o sinteză industrială justificată economic este o manevră de succes între Scylla și Charybdis.
Principiul lui Le Chatelier „funcționează” în așa-numitul ciclu al halogenului, care este folosit pentru a produce titan, nichel, hafniu, vanadiu, niobiu, tantal și alte metale de înaltă puritate. Reacția unui metal cu un halogen, de exemplu, Ti + 2I 2 TiI 4, are loc cu eliberarea de căldură și, prin urmare, pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează spre stânga. Astfel, la 600°C, titanul formează cu ușurință iodură volatilă (echilibrul este deplasat la dreapta), iar la 110°C, iodura se descompune (echilibrul este deplasat la stânga) cu eliberarea unui metal foarte pur. Un astfel de ciclu funcționează și în lămpile cu halogen, unde wolframul evaporat din spirală și așezat pe pereții mai reci formează compuși volatili cu halogeni, care se descompun din nou pe o spirală fierbinte, iar wolframul este transferat la locul inițial.
Pe lângă schimbările de temperatură și presiune, mai există și alta mod eficient influențează echilibrul. Imaginați-vă că dintr-un amestec de echilibru
A + B C + D orice substanță este excretată. În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, sistemul va „răspunde” imediat la un astfel de impact: echilibrul va începe să se schimbe în așa fel încât să compenseze pierderea unei substanțe date. De exemplu, dacă substanța C sau D (sau ambele simultan) este îndepărtată din zona de reacție, echilibrul se va deplasa spre dreapta, iar dacă substanțele A sau B sunt îndepărtate, se va deplasa spre stânga. Introducerea oricărei substanțe în sistem va schimba, de asemenea, echilibrul, dar în cealaltă direcție.
Substanțele pot fi îndepărtate din zona de reacție căi diferite. De exemplu, dacă există dioxid de sulf într-un vas bine închis cu apă, se va stabili un echilibru între dioxidul de sulf gazos, dizolvat și reacționat:
O2 (g) S02 (p) + H20H2SO3. Dacă vasul este deschis, dioxidul de sulf va începe treptat să se evapore și nu va mai putea participa la proces - echilibrul va începe să se deplaseze spre stânga, până la descompunerea completă a acidului sulfuros. Un proces similar poate fi observat de fiecare dată când deschideți o sticlă de limonadă sau apă minerală: echilibru CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 pe măsură ce CO 2 se volatilizează, se deplasează spre stânga.
Îndepărtarea unui reactiv din sistem este posibilă nu numai prin formarea de substanțe gazoase, ci și prin legarea unuia sau altul reactiv cu formarea unui compus insolubil care precipită. De exemplu, dacă se introduce un exces de sare de calciu într-o soluţie apoasă de CO2, atunci ionii de Ca2+ vor forma un precipitat de CaCO3, reacţionând cu acidul carbonic; echilibrul CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 se va deplasa spre dreapta până când nu mai rămâne gaz dizolvat în apă.
Echilibrul poate fi schimbat și prin adăugarea unui reactiv. Deci, atunci când soluțiile diluate de FeCl 3 și KSCN sunt drenate, apare o culoare roșiatică-portocalie ca urmare a formării tiocianatului de fier (tiocianat):
FeCI3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCI. Dacă în soluție se adaugă FeCl3 sau KSCN suplimentar, culoarea soluției va crește, ceea ce indică o deplasare a echilibrului spre dreapta (ca și cum ar slăbi influența externă). Dacă, totuși, în soluție se adaugă un exces de KCl, atunci echilibrul se va deplasa spre stânga cu o scădere a culorii la galben deschis.
În formularea principiului lui Le Chatelier, nu degeaba se indică faptul că este posibil să se prezică rezultatele influenței externe doar pentru sistemele care sunt în echilibru. Dacă această indicație este neglijată, este ușor să ajungeți la concluzii complet greșite. De exemplu, se știe că alcaliile solide (KOH, NaOH) se dizolvă în apă odată cu eliberarea un numar mare căldură - soluția se încălzește aproape la fel de mult ca atunci când este amestecată cu acid sulfuric concentrat în apă. Dacă uităm că principiul se aplică numai sistemelor de echilibru, putem trage concluzia greșită că, pe măsură ce temperatura crește, solubilitatea KOH în apă ar trebui să scadă, deoarece tocmai această schimbare a echilibrului dintre precipitat și soluția saturată este cea care duce la „slăbirea influenţei externe”. Cu toate acestea, procesul de dizolvare a KOH în apă nu este deloc echilibrat, deoarece în el este implicat alcali anhidru, în timp ce precipitatul care este în echilibru cu o soluție saturată este hidrați de KOH (în principal KOH 2H 2 O). Trecerea acestui hidrat de la precipitat la soluție este un proces endotermic, adică. este însoțită nu de încălzire, ci de răcire a soluției, astfel încât principiul lui Le Chatelier pentru un proces de echilibru este îndeplinit și în acest caz. La fel, când în apă se dizolvă sărurile anhidre - CaCl 2, CuSO 4 etc., soluția se încălzește, iar când se dizolvă hidrații cristalini CuSO 4 5H 2 O, CaCl 2 6H 2 O, se răcește.
Un alt exemplu interesant și instructiv de folosire greșită a principiului lui Le Chatelier poate fi găsit în manuale și literatura populară. Dacă un amestec de echilibru de dioxid de azot brun NO 2 și tetroxid de N 2 O 4 incolor este plasat într-o seringă de gaz transparentă, iar apoi gazul este comprimat rapid cu un piston, intensitatea culorii va crește imediat și după un timp (zeci de secunde) se va slăbi din nou, deși nu va ajunge la original. Această experiență este de obicei explicată după cum urmează. Comprimarea rapidă a amestecului are ca rezultat o creștere a presiunii și deci a concentrației ambelor componente, astfel amestecul devine mai închis. Dar o creștere a presiunii, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, deplasează echilibrul în sistemul 2NO 2 N 2 O 4 către N 2 O 4 incolor (numărul de molecule scade), astfel încât amestecul se luminează treptat, apropiindu-se de o nouă valoare. poziție de echilibru, care corespunde presiunii crescute.
Eroarea acestei explicații rezultă din faptul că ambele reacții - disocierea N 2 O 4 și dimerizarea NO 2 - au loc extrem de rapid, astfel încât echilibrul se stabilește oricum în milionatimi de secundă, deci este imposibil de împins. pistonul atât de repede încât să perturbe echilibrul. Această experiență este explicată diferit: compresia gazului determină o creștere semnificativă a temperaturii (toți cei care au fost nevoiți să umfle o anvelopă cu o pompă de bicicletă sunt familiarizați cu acest fenomen). Și în conformitate cu același principiu al lui Le Chatelier, echilibrul se deplasează instantaneu către o reacție endotermă care merge odată cu absorbția căldurii, adică. spre disocierea N 2 O 4 - amestecul se întunecă. Apoi gazele din seringă se răcesc încet la temperatura camerei, iar echilibrul se deplasează din nou către tetroxid - amestecul devine mai strălucitor.
Principiul lui Le Chatelier funcționează bine în cazurile care nu au nicio legătură cu chimia. Într-o economie care funcționează normal, suma totală de bani în circulație este în echilibru cu bunurile pe care acești bani le pot cumpăra. Ce se întâmplă dacă „influența exterioară” este dorința guvernului de a tipări mai mulți bani pentru achitarea datoriilor? În strictă conformitate cu principiul lui Le Chatelier, echilibrul dintre mărfuri și bani va fi schimbat astfel încât să slăbească plăcerea cetățenilor de a avea mai mulți bani. Și anume, prețurile bunurilor și serviciilor vor crește, iar în acest fel se va ajunge la un nou echilibru. Alt exemplu. Într-unul dintre orașele din SUA, s-a decis să scape blocajele constante de trafic prin extinderea autostrăzilor și construirea de noduri. Acest lucru a ajutat o vreme, dar apoi locuitorii încântați au început să cumpere mai multe mașini, astfel încât ambuteiajele au reapărut curând, dar cu o nouă „poziție de echilibru” între drumuri și mai multe mașini.
Deci, vom trage principalele concluzii despre metodele de deplasare a echilibrului chimic.
Principiul lui Le Chatelier. Dacă asupra unui sistem aflat în echilibru se exercită o influență externă (concentrație, temperatură, schimbare de presiune), atunci se favorizează curgerea uneia dintre cele două reacții opuse care slăbește acest efect.
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
LA |
|
V 2 |
1. Presiune. O creștere a presiunii (pentru gaze) deplasează echilibrul către o reacție care duce la o scădere a volumului (adică la formarea unui număr mai mic de molecule).
2. O creștere a temperaturii schimbă poziția de echilibru către o reacție endotermă (adică către o reacție care procedează cu absorbția de căldură)
3. O creștere a concentrației de substanțe inițiale și îndepărtarea produselor din sfera de reacție deplasează echilibrul către o reacție directă. Creșterea concentrațiilor materiilor prime [A] sau [B] sau [A] și [B]: V 1 > V 2 .
Catalizatorii nu afectează poziția de echilibru.
Principiul lui Le Chatelier în natură.
Când studiez acest subiect, vreau întotdeauna să dau un exemplu al dorinței tuturor viețuitoarelor de echilibru, compensare. De exemplu: schimbarea populației de șoareci - an nuci - există multă hrană pentru șoareci, populația de șoareci crește rapid. Odată cu creșterea numărului de șoareci, cantitatea de hrană scade, ca urmare a acumulării de rozătoare, a creșterii diferitelor boli infecțioaseîn rândul șoarecilor se constată, prin urmare, o scădere treptată a populației de rozătoare. După o anumită perioadă de timp, se instalează un echilibru dinamic al numărului de șoareci născuți și muribund, o schimbare a acestui echilibru poate apărea într-o direcție sau alta sub influența condițiilor externe, favorabile sau nefavorabile.
În corpul uman au loc procese biochimice, care pot fi, de asemenea, reglate după principiul Le Chatelier. Uneori, ca urmare a unei astfel de reacții, în organism încep să se producă substanțe otrăvitoare, provocând o anumită boală. Cum să previi acest proces?
Să ne amintim o astfel de metodă de tratament precum homeopatia. Metoda constă în utilizarea unor doze foarte mici din acele medicamente care, în doze mari, provoacă persoana sanatoasa semne ale unor boli. Cum funcționează otrava medicamentoasă în acest caz? Produsul unei reacții nedorite este introdus în organism și, conform principiului lui Le Chatelier, echilibrul este deplasat către substanțele inițiale. Procesul care provoacă tulburări dureroase în organism este stins.
Partea practică.
Controlul nivelului de asimilare a temei studiate se realizează sub formă de teste. Un sistem de testare de sarcini concis și precis formulate și standardizate, dintre care unele trebuie date într-un timp limitat, răspunsuri scurte și precise, evaluate printr-un sistem de punctare. Când am compilat teste, m-am concentrat pe următoarele niveluri:
Performanța reproductivă a elevilor de acest nivel are loc în principal pe baza memoriei.
Realizarea productivă a acestui nivel presupune ca elevii să înțeleagă formulările studiate, conceptele, legile, capacitatea de a stabili relația dintre ele.
Creativ - capacitatea de a prezice pe baza cunoștințelor existente, de a proiecta, de a analiza, de a trage concluzii, comparații, generalizări.
Teste închise sau teste în care subiectul trebuie să aleagă răspunsul corect dintre opțiunile oferite.
A) Nivel reproductiv: teste cu răspunsuri alternative, în care subiectul trebuie să răspundă da sau nu. Scor 1 punct.
Reacția de ardere a fosforului-
a) da b) nu
reacție de descompunere
reacție reversibilă
a) da b) nu
Creșterea temperaturii
oxid de mercur II pentru mercur
si oxigen
a) da b) nu
În sistemele vii
și procese ireversibile
a) da b) nu.
Teste cu alegere multiplă
În ce sistem se va deplasa echilibrul chimic la dreapta atunci când presiunea crește?
2HI(g)↔H2(g)+I2(g)
C (tv) + S2 (g) ↔CS2 (g)
C3H6(g)+H2(g)↔С3H8(g)
H2(g)+F2(g)↔2HF(g) 1 punct
cresterea temperaturii
folosind un catalizator
scăderea temperaturii; 1 punct
Despre starea de echilibru chimic în sistem
nu afectează
cresterea presiunii
creșterea concentrației de iod
cresterea temperaturii
scăderea temperaturii; 1 punct
În ce sistem o creștere a concentrației de hidrogen deplasează echilibrul chimic spre stânga?
C(tv)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(solid)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 punct
În ce sistem o creștere a presiunii nu afectează schimbarea echilibrului chimic?
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 punct
Despre echilibrul chimic din sistem
nu are efect
cresterea temperaturii
cresterea presiunii
îndepărtarea amoniacului din zona de reacție
aplicarea unui catalizator 1 punct
Echilibrul chimic în sistem
se deplasează spre formarea produsului de reacţie la
cresterea presiunii
cresterea temperaturii
cadere de presiune
aplicarea unui catalizator 1 punct
În producția de acid sulfuric în etapa de oxidare a SO2 la SO3 pentru a crește randamentul produsului
crește concentrația de oxigen
creste temperatura
tensiune de sange scazuta
introducerea unui catalizator; 1,5 puncte
Alchenă + H2 ↔ alcan
când amestecul de reacție este încălzit
echilibrul se va deplasa spre dreapta
echilibrul se va deplasa spre stânga
echilibrul va curge în ambele direcții cu aceeași probabilitate
aceste substanțe nu sunt în echilibru în condițiile specificate; 1,5 puncte
Echilibrul chimic în sistem
se deplasează către formarea materiilor prime
1) creșterea presiunii
cresterea temperaturii
cadere de presiune
utilizarea unui catalizator; 1 punct
Pentru a muta echilibrul la dreapta în sistem
are un impact
scăderea temperaturii
cresterea presiunii
utilizarea unui catalizator
creșterea temperaturii; 1 punct
O reacție ireversibilă corespunde ecuației
azot + hidrogen = amoniac
acetilena + oxigen = dioxid de carbon + apa
hidrogen + iod = iodură de hidrogen
dioxid de sulf + oxigen = anhidrida sulfurica; 1,5 puncte
Teste cu alegere multiplă, timp în care subiectul trebuie să aleagă 1-2 răspunsuri corecte, sau să se potrivească cu 2 condiții propuse la alegerea unui răspuns.
În ce sistem se va deplasa echilibrul chimic către produșii reacției, atât cu creșterea presiunii, cât și cu scăderea temperaturii?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 puncte
Echilibrul chimic în sistem
NH3+H2O↔NH4+OH
se va deplasa spre formarea de amoniac atunci când este adăugat soluție apoasă amoniac
clorura de sodiu
hidroxid de sodiu
de acid clorhidric
clorură de aluminiu; 1,5 puncte
19) Reacția de hidratare a etilenei CH2=CH2+H2O ↔ este de mare importanță practică, dar este reversibilă, pentru a deplasa echilibrul reacției la dreapta, este necesar
ridica temperatura (>280 grade C)
reduce cantitatea de apă din amestecul de reacție
creșterea presiunii (mai mult de 80 de atmosfere)
înlocuiți catalizatorul acid cu platină; 1 punct
Reacția de dehidrogenare a butanului este endotermă. Pentru a deplasa echilibrul de reacție la dreapta,
utilizați un catalizator mai activ, cum ar fi platina
scade temperatura
ridica presiunea
ridica temperatura 1 punct
Pentru reacția interacțiunii acidului acetic cu metanol cu formarea de eter și apă, deplasarea echilibrului la stânga va fi promovată de
catalizator adecvat
adăugând acid sulfuric concentrat
utilizarea de materii prime deshidratate
adăugarea de eter; 1,5 puncte
Teste de excludere
Schimbarea echilibrului este afectată
schimbarea presiunii
utilizarea unui catalizator
modificarea concentrațiilor substanțelor implicate în reacție
schimbarea temperaturii; 1 punct
O creștere sau scădere a presiunii afectează schimbarea echilibrului chimic în reacții
mergând cu degajarea de căldură
reacții care implică substanțe gazoase
reacții care decurg cu scăderea volumului
reacții care merg cu creșterea volumului; 1,5 puncte
Reacția este ireversibilă
carbune aprins
arderea fosforului
sinteza amoniacului din azot și hidrogen
arderea metanului; 1,5 puncte
Teste de grupare include o listă de formule, ecuații și termeni propuse care ar trebui să fie distribuite în funcție de criterii date
Cu o creștere simultană a temperaturii și scăderea presiunii, echilibrul chimic se va deplasa la dreapta în sistem
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 puncte
Reacția de hidrogenare a propenei este exotermă. Pentru a deplasa echilibrul chimic la dreapta, este necesar
scăderea temperaturii
cresterea presiunii
scăderea concentrației de hidrogen
scăderea concentrației de propenă; 1 punct
Sarcini de conformitate.
La efectuarea testelor, subiectului i se cere să potrivească elementele a două liste, cu mai multe răspunsuri posibile.
Echilibrul reacției se deplasează spre dreapta. Aduceți la coadă.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Când temperatura crește
C) CO2 + C (solid) ↔2CO-Q 3) Când presiunea scade
D) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) Cu o creștere a ariei de contact; 2 puncte
Echilibrul reacției este deplasat spre formarea produșilor de reacție. Aduceți la coadă.
B) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) Odată cu creșterea temperaturii
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Când presiunea scade
D) N2+O2↔2NO-Q 4) La adăugarea eterului
5) Când adăugați alcool; 2 puncte
Teste tip deschis sau teste deschise, în care subiectul trebuie să adauge conceptele definiției ecuației sau să ofere o judecată independentă în probă.
Sarcinile de acest tip constituie partea finală, cea mai apreciată USE testeîn chimie.
Sarcini suplimentare.
Subiectul trebuie să formuleze răspunsuri, ținând cont de restricțiile prevăzute în sarcină.
Adăugați ecuația de reacție legată de reversibil și exotermic în același timp
B) Hidrogen + Iod
C) Azot + Hidrogen
G) Dioxid de sulf+ Oxigen
D) Dioxid de carbon+ Carbon 2 puncte
Scrieți ecuația reacției conform schemei, din care selectați acele reacții reversibile în care o creștere a temperaturii va determina deplasarea echilibrului la dreapta:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 puncte
Teste de prezentare gratuite.
Subiectul trebuie să formuleze în mod independent răspunsurile, deoarece nu le sunt impuse restricții în sarcină.
31) Enumerați factorii care deplasează echilibrul la dreapta în sistem:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 puncte
32) Enumerați factorii care modifică echilibrul către formarea substanțelor inițiale în sistem:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 puncte
Răspunsuri la teste.
Test Nr. Răspuns corect
B-1
G-3.4
A-2.3
G-2
B- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
prima reactie
CO+2H2↔CH3OH+Q
scaderea temperaturii
cresterea presiunii
creșterea concentrației de CO
creșterea concentrației de H2
scăderea concentrației de alcool
C+2H2↔CH4+Q
2) reducerea presiunii
3) scăderea concentrației de hidrogen
4) creșterea concentrației de metan.
Bibliografie
Akhmetov, M.A. Sistemul de sarcini și exerciții pentru Chimie organicaîn formă de testare [Text] / M.A. Akhmetov, I.N. Prokhorov.-Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, O.S. Didactica modernă a chimiei școlare, prelegerea nr. 6 [Text] /O.S.Gabrielyan, V.G.Krasnova, S.T.Sladkov.// Ziar pentru profesori de chimie și științe naturale (Editura „Primul septembrie”) -2007.- Nr. 22. -p.4-13.
Kaverina, A.A. Materiale educaționale și de instruire pentru pregătirea examenului unificat de stat. Chimie [Text] / A.A. Kaverina et al. - M .: Intellect Center, 2004.-160s.
Kaverina, A.A. Singur Examen de stat 2009. Chimie [Text] / A.A. Kaverina, A.S. Koroshchenko, D.Yu. Dobrotin / FIPI.-M.: Intellect Center, 2009.-272 p.
Leenson, I.A. Reacții chimice, efect termic, echilibru, viteză [Text] / I. A. Leenson. M .: Astrel, 2002.-190s.
Radetsky, A.M. Lucrări de verificare în chimie în clasele 8-11: un ghid pentru profesor [Text] / A.M. Radetsky. M.: Iluminismul, 2009.-272p.
Ryabinina, O.A. Demonstrarea principiului Le Chatelier [Text] / O. O. Ryabinina, A. Illarionov / / Chimia la școală.-2008. - Nr. 7. - p. 64-67.
Tushina.E.N. Principiul lui Le Chatelier și unele metode de tratament [Text] / E.N. Tushina.// Chimia la școală.-1993. Nr 2.-p.54.
Shelinskiy, G.I. Fundamentele teoriei proceselor chimice [Text] / G.I. Shelinskiy. M.: Iluminismul, 1989.-234p.
Strempler, G.I. Pregătire pre-profil în chimie [Text]
