Všetky chemické reakcie sú rozdelené do dvoch typov: reverzibilné a nevratné.
nezvratný sa nazývajú reakcie, ktoré prebiehajú iba jedným smerom, to znamená, že produkty týchto reakcií navzájom neinteragujú a vytvárajú počiatočné látky.
Nezvratná reakcia končí, keď je aspoň jeden z východiskových materiálov úplne spotrebovaný. Spaľovacie reakcie sú nevratné; mnoho reakcií tepelného rozkladu komplexných látok; väčšina reakcií vedúcich k tvorbe zrážok alebo uvoľňovaniu plynných látok atď. Napríklad:
C2H5OH +302 → 2CO2 + 3H20
2KMn04 \u003d K2Mn04 + Mn02 + 02
BaCl2 + H2S04 \u003d BaSO4 ↓ + 2HCl
obojstranný sa nazývajú reakcie, ktoré prebiehajú súčasne smerom dopredu a dozadu:
Znak reverzibility sa používa v rovniciach reverzibilných reakcií.
Príkladom reverzibilnej reakcie je syntéza jodovodíka z: 
Po určitom čase od začiatku chemickej reakcie v plynnej zmesi je možné nájsť nielen konečný produkt reakcie HI, ale tiež východiskové materiály-H2 a I2. Bez ohľadu na to, ako dlho reakcia trvá, bude reakčná zmes pri 350 ° C vždy obsahovať približne 80% Hl, 10% H2 a 10% I2. Ak vezmeme HI ako východiskovú látku a zahrejeme ju na rovnakú teplotu, potom zistíme, že po chvíli bude pomer medzi množstvami všetkých troch látok rovnaký. Počas tvorby jodidu vodíka z vodíka a jódu sa teda súčasne uskutočňujú priame a reverzné reakcie.
Ak je vodík a jód v koncentráciách a sú brané ako počiatočné látky, potom bola rýchlosť priamej reakcie v počiatočnom okamihu rovná: v pr \u003d k pr ∙. Rýchlosť reverznej reakcie v arr \u003d k arr 2 v počiatočnej chvíli je rovná nule, pretože v reakčnej zmesi nie je žiadny jodid vodíka (\u003d 0). Postupne sa rýchlosť priamej reakcie znižuje, keď vodík a jód reagujú a ich koncentrácie klesajú. V tomto prípade sa rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje, pretože sa postupne zvyšuje koncentrácia výsledného jodidu vodíka. Keď sa rýchlosť predných a spätných reakcií ustáli, nastane chemická rovnováha. V stave rovnováhy po určitú dobu sa vytvorí rovnaký počet molekúl HI, ako sa rozložia na H2 a I2.
Nazýva sa stav reverzibilnej reakcie, v ktorej je rýchlosť doprednej reakcie rovnaká ako rýchlosť reverznej reakcie chemická rovnováha.
Chemická rovnováha je dynamická rovnováha. V rovnovážnom stave pokračujú priame aj spätné reakcie, ale pretože ich rýchlosť je rovnaká, koncentrácie všetkých látok v reakčnom systéme sa nemenia. Tieto koncentrácie sa nazývajú rovnovážne koncentrácie.
Posun chemickej rovnováhy
Princíp Le Chatelier
Chemická rovnováha je mobilná. Keď sa vonkajšie podmienky zmenia, rýchlosť predných a spätných reakcií môže byť nerovnomerná, čo spôsobuje posun (posun) rovnováhy.
Ak sa v dôsledku vonkajšieho vplyvu rýchlosť prednej reakcie zvýši ako rýchlosť spätnej reakcie, potom sa hovorí o posunu rovnováhy doprava (k priamej reakcii). Ak je rýchlosť spätnej reakcie vyššia ako rýchlosť prednej reakcie, potom sa hovorí o posunu rovnováhy doľava (smerom k spätnej reakcii). Výsledkom posunu v rovnováhe je prechod systému do nového rovnovážneho stavu s rôznym pomerom koncentrácií reagujúcich látok.
Smer posunutia rovnováhy je určený zásadou, ktorú formuloval francúzsky vedec Le Chatelier (1884):
Ak na rovnovážny systém pôsobí vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posunie smerom k reakcii (priamej alebo reverznej), ktorá pôsobí proti tomuto vplyvu.
Najdôležitejšie vonkajšie faktory, ktoré môžu viesť k posunu chemickej rovnováhy, sú:
a) koncentrácia reaktantov;
b) teplota;
c) tlak.
Vplyv koncentrácie reaktantov
Ak sa ktorákoľvek z látok zúčastňujúcich sa reakcie zavádza do rovnovážneho systému, rovnováha sa posunie smerom k reakcii, počas ktorej sa táto látka konzumuje. Ak sa z rovnovážneho systému odstráni akákoľvek látka, rovnováha sa posunie smerom k reakcii, počas ktorej sa táto látka vytvára.
Napríklad zvážte, ktoré látky by sa mali zaviesť a ktoré látky by sa mali z rovnovážneho systému odstrániť, aby sa reverzibilná syntézna reakcia posunula doprava:
Aby sa rovnováha posunula doprava (smerom k priamej reakcii tvorby amoniaku), je potrebné zaviesť do rovnovážnej zmesi vodík (t.j. zvýšiť ich koncentráciu) a amoniak z rovnovážnej zmesi odstrániť (t.j. znížiť jeho koncentráciu).
Vplyv teploty
Priame a reverzné reakcie majú opačné tepelné účinky: ak je priama reakcia exotermická, potom je spätná reakcia endotermická (a naopak). Keď sa systém zahrieva (to znamená, že jeho teplota stúpa), rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii; po ochladení (znížení teploty) sa rovnováha posunie smerom k exotermickej reakcii.
Napríklad reakcia syntézy amoniaku je exotermická: N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) + 92 kJ a reakcia rozkladu amoniaku (reverzná reakcia) je endotermická: 2NH3 (g) → N2 (g) + 3H2 (g) - 92 kJ. Preto zvýšenie teploty posúva rovnováhu smerom k reverznej reakcii rozkladu amoniaku.
Vplyv tlaku
Tlak ovplyvňuje rovnováhu reakcií, na ktorých sa zúčastňujú plynné látky. Ak vonkajší tlak stúpa, rovnováha sa posúva v smere reakcie, počas ktorej klesá počet molekúl plynu. Naopak, rovnováha sa posúva smerom k tvorbe väčšieho počtu plynných molekúl so znížením vonkajšieho tlaku. Ak reakcia pokračuje bez zmeny počtu molekúl plynných látok, potom tlak neovplyvní rovnováhu v danom systéme.
Napríklad na zvýšenie výťažku amoniaku (posun doprava) je potrebné zvýšiť tlak v reverzibilnom reakčnom systéme, pretože v priebehu priamej reakcie klesá počet plynných molekúl (zo štyroch molekúl plynných dusíka a vodíka sa tvoria dve molekuly plynného amoniaku).
Chemické reakcie sa veľmi často uskutočňujú tak, že primárne reaktanty sa úplne premieňajú na reakčné produkty. Napríklad, ak vložíte zinkovú granulu do kyseliny chlorovodíkovej, potom s určitým (dostatočným) množstvom kyseliny, reakcia bude pokračovať, až kým nebude zinok úplne rozpustený podľa rovnice: 2HCL + ZN \u003d ZnCl2 + H2.
Ak túto reakciu vykonávame v opačnom smere, inými slovami, prechádza vodík cez roztok chloridu zinočnatého, potom sa vytvorí kovový zinok - táto reakcia nemôže prebiehať v opačnom smere, preto je nezvratná.
Chemická reakcia, v dôsledku ktorej sa primárne látky takmer úplne premieňajú na konečné produkty, sa nazýva ireverzibilná.
S týmito reakciami súvisia heterogénne aj homogénne reakcie. Napríklad reakcia spaľovania jednoduchých látok - metán CH4, sírouhlík CS2. Ako už vieme, spaľovacie reakcie sú exotermické reakcie. Vo väčšine prípadov exotermické reakcie zahŕňajú reakciu zlúčenín, napríklad reakciu hasiaceho vápna: CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2 + Q (uvoľňuje sa teplo).
Bolo by logické predpokladať, že endotermické reakcie zahŕňajú reverzné reakcie, t. rozkladná reakcia. Napríklad reakcia horiaceho vápenca: CaCo3 \u003d CaO + CO 2 - Q (teplo sa absorbuje).
Je potrebné si uvedomiť, že počet nezvratných reakcií nie je taký veľký.
Homogénne reakcie (medzi roztokmi látok) sú nezvratné, ak k nim dôjde za vzniku nerozpustného, \u200b\u200bplynného produktu alebo vody. Toto pravidlo sa nazýva „Bertholletovo pravidlo“. Urobme experiment. Odoberte tri skúmavky a nalejte do nich 2 ml roztoku kyseliny chlorovodíkovej. Pridajte 1 ml malinového alkalického roztoku zafarbeného fenolftaleínom do prvej nádoby, v dôsledku reakcie stratí farbu: HCl + NaOH \u003d NaCl + H20.
Pridajte 1 ml roztoku uhličitanu sodného do druhej skúmavky - uvidíme prudkú reakciu varu, ktorá je spôsobená uvoľňovaním oxidu uhličitého: Na2C03 + 2HCl \u003d 2NaCl + H20 + CO2.
Pridajte do tretej skúmavky niekoľko kvapiek dusičnanu strieborného a sledujte, ako sa v nej vytvorila belavá zrazenina chloridu strieborného: HCl + AgNO 3 \u003d AgCl ↓ + HNO 3.
Väčšina reakcií je reverzibilná. Nie je veľa nezvratných reakcií.
Chemické reakcie, ktoré môžu prebiehať súčasne v dvoch opačných smeroch - dopredu a dozadu - sa nazývajú reverzibilné.
Nalejte 3 ml vody do skúmavky a pridajte niekoľko kúskov lakmusov, a potom ňou začneme prechádzať pomocou plynovej trubice na výstup oxidu uhličitého vychádzajúcej z inej nádoby, ktorá sa vytvára v dôsledku interakcie mramoru a kyseliny chlorovodíkovej. Po nejakom čase uvidíme, ako fialová lakmusová farba zčervená, čo naznačuje prítomnosť kyseliny. Získali sme krehkú kyselinu uhličitú, ktorá sa vytvorila väzbou medzi oxidom uhličitým a vodou: C02 + H20 \u003d H2C03.
Necháme toto riešenie na statíve. Po chvíli si všimneme, že roztok znova zafarbil. Kyselina sa rozloží na svoje pôvodné zložky: H2CO3 \u003d H20 + CO2.
Tento proces nastane oveľa rýchlejšie, ak zahrievame roztok kyseliny uhličitej. Zistili sme teda, že reakcia získania kyseliny uhličitej môže prebiehať tak vpred, ako aj v opačnom smere, čo znamená, že je reverzibilná. Reverzibilita reakcie je v liste naznačená dvoma proti sebe smerujúcimi šípkami: C02 + H20 ↔ H2C03.
Medzi reverzibilné reakcie, ktoré sú základom výroby dôležitých chemických produktov, uvádzame ako príklad reakciu na syntézu oxidu síry (VI) z oxidu síry (IV) a kyslíka: 2SO 2 + 02 ↔ 2SO 3 + Q.
s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu je potrebný odkaz na zdroj.
Reverzibilné reakcie - chemické reakcie, ktoré za týchto podmienok prebiehajú súčasne v dvoch opačných smeroch (vpred a vzad), pôvodné veci sa úplne neprevedú na výrobky. napríklad: 3H2 + N2 \u003d 2NH3
Smer reverzibilných reakcií závisí od koncentrácie látok, ktoré sa zúčastňujú na reakcii. Po dokončení reverzibilnej reakcie, t.j. po dosiahnutí chemická rovnováha, systém obsahuje ako východiskové látky, tak reakčné produkty.
Jednoduchá (jednostupňová) reverzibilná reakcia pozostáva z dvoch elementárnych reakcií, ktoré sa vyskytujú súčasne, ktoré sa navzájom líšia iba v smere chemickej premeny. Smer konečnej reakcie prístupný priamemu pozorovaniu je určený tým, ktorá z týchto recipročných reakcií má najvyššiu rýchlosť. Napríklad jednoduchá reakcia
N204 ~ 2N02
pozostáva zo základných reakcií
N204 ~ 2N02 a 2NO2 \u003d N204
Na reverzibilitu komplexnej (viacstupňovej) reakcie je nevyhnutné, aby všetky jej základné fázy boli reverzibilné.
pre reverzibilné reakcierovnica sa obvykle píše takto: A + B AB.
Dve opačne nasmerované šípky naznačujú, že za rovnakých podmienok nastáva súčasne priama aj spätná reakcia
nezvratnýsa nazývajú také chemické procesy, ktorých produkty nie sú schopné navzájom reagovať s tvorbou východiskových materiálov. Z hľadiska. Termodynamika - počiatočné veci sa úplne transformujú na výrobky. Príklady ireverzibilných reakcií sú rozklad soli bertholletovej pri zahrievaní 2KS103\u003e 2KSl + 3O2,
Takéto reakcie sa nazývajú nezvratné, počas ktorých:
1) výsledné produkty opúšťajú reakčnú sféru - vyzrážajú sa, uvoľňujú sa vo forme plynu, napríklad BaCl2 + H2S04 \u003d BaSO4 ↓ + 2HCI Na2C03 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO22 + H20
2) vytvorí sa nízko disociovaná zlúčenina, napríklad voda: HCI + NaOH \u003d H20 + NaCl
3) reakcia je sprevádzaná veľkým uvoľňovaním energie, napríklad horením horčíka
Mg + 1/2 О 2 \u003d МgО, ∆H \u003d -602,5 kJ / mol
Chemická rovnováha je stav reakčného systému, v ktorom sú rýchlosti dopredných a spätných reakcií rovnaké.
Rovnovážna koncentrácia látok Je koncentrácia látok v reakčnej zmesi v stave chemickej rovnováhy. Rovnovážna koncentrácia je označená chemickým vzorcom látky v hranatých zátvorkách.
Napríklad nasledujúci záznam naznačuje, že rovnovážna koncentrácia vodíka v rovnovážnom systéme je 1 mol / l.
Chemická rovnováha líši sa od obvyklého pojmu „rovnováha“. Chemická rovnováha je dynamická. V systéme v stave chemickej rovnováhy sa vyskytujú priame aj spätné reakcie, ale ich rýchlosť je rovnaká, a preto sa koncentrácie zúčastnených látok nemenia. Chemická rovnováha je charakterizovaná rovnovážnou konštantou rovnajúcou sa pomeru rýchlostných konštánt predných a spätných reakcií.
Rýchlostné konštanty predných a spätných reakcií sú rýchlosti danej reakcie pri koncentráciách počiatočných látok pre každú z nich v rovnakých jednotkách. Rovnovážna konštanta sa tiež rovná pomeru rovnovážnych koncentrácií produktov priamej reakcie v silách stechiometrických koeficientov k súčinu rovnovážnych koncentrácií reaktantov.
H2 + I2 \u003d 2HI
Ak 
, potom systém obsahuje viac počiatočných látok. Ak 
, potom v systéme existuje viac reakčných produktov. Ak je rovnovážna konštanta významne vyššia ako 1, nazýva sa táto reakcia nevratná.
Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich reakčných parametrov: teplota, tlak a koncentrácia látok. Vplyv, ktorý tieto faktory majú na chemickú reakciu, sa riadi vzorom, ktorý vo všeobecnosti vyjadril v roku 1884 francúzsky fyzik Le Chatelier a ten istý rok ho potvrdil holandský fyzik Van't Hoff. Moderná formulácia Le Chatelierovho princípu je nasledovná : ak je systém v rovnovážnom stave, akýkoľvek účinok, ktorý je vyjadrený zmenou jedného z faktorov, ktoré určujú rovnováhu, spôsobí zmenu, čo má tendenciu tento účinok oslabovať.
V Le Chatelierovom princípe hovoríme o zmene stavu dynamickej chemickej rovnováhy, tento princíp sa nazýva aj princíp mobilnej rovnováhy alebo princíp posunutia rovnováhy.
Zvážme použitie tejto zásady v rôznych prípadoch:
Vplyv teploty. Keď sa teplota zmení, posun chemickej rovnováhy je určený znamienkom tepelného účinku chemickej reakcie. V prípade endotermickej reakcie, to znamená reakcie prebiehajúcej s absorpciou tepla, jej výskyt podporuje zvýšenie teploty, pretože počas reakcie teplota klesá. Výsledkom je, že rovnováha sa posúva doprava, zvyšujú sa koncentrácie produktov a zvyšuje sa ich výnos. Ak teplota klesne, pozoruje sa opačný obraz: rovnováha sa posúva doľava (v smere spätnej reakcie prebiehajúcej s uvoľňovaním tepla), koncentrácia a výťažok produktov sa znižuje.
Naopak, pri exotermickej reakcii vedie zvýšenie teploty k posunu rovnováhy doľava a pokles teploty vedie k posunu rovnováhy doprava.
Zmeny v koncentrácii produktov a činidiel súvisia so skutočnosťou, že pri zmene teploty sa mení rovnovážna konštanta reakcie. Zvýšenie rovnovážnej konštanty vedie k zvýšeniu výťažku produktov, k poklesu k poklesu.
Napríklad zvýšenie teploty v prípade endotermického rozkladu uhličitanu vápenatého CaC03 (t) - CaO (t) + C02 (g) - Q spôsobuje posun rovnováhy doprava av prípade exotermickej reakcie rozkladu oxidu uhoľnatého na jednoduché látky
2NO - N2 + 02 + Q zvýšenie teploty posúva rovnováhu doľava, to znamená, že podporuje tvorbu NO.
Vplyv tlaku. Tlak má viditeľný vplyv na stav chemickej rovnováhy iba v prípadoch, keď je aspoň jedným z účastníkov chemickej reakcie plyn. Zvýšenie tlaku v takýchto systémoch je sprevádzané znížením objemu a zvýšením koncentrácie všetkých plynných účastníkov reakcie.
Ak sa v priebehu priamej reakcie zvýši množstvo plynných látok, potom zvýšenie tlaku vedie k posunu rovnováhy doľava (množstvo plynov sa zníži pri reverznej reakcii). Ak sa počas reakcie množstvo plynných látok znižuje, rovnováha sa so zvyšujúcim sa tlakom posúva doprava. Ak sú množstvá plynných reagencií a produktov rovnaké, zmena tlaku nevedie k posunu chemickej rovnováhy.
Je potrebné poznamenať, že zmena tlaku nemá žiadny vplyv na rovnovážnu konštantu.
Účinok koncentrácie.Podľa Le Chatelierovho princípu by zvýšenie koncentrácie jedného z účastníkov reakcie malo viesť k jeho výdavkom. Ak sa teda do systému pridá činidlo pri V \u003d konšt., Rovnováha sa posunie doprava a ak je reakčný produkt - doľava. Odstránenie jednej alebo druhej látky zo systému (zníženie jej koncentrácie) má opačný účinok.
Všetky uvedené skutočnosti sa vzťahujú na kvapalné aj plynné roztoky (zmesi plynov).
Chemické reakcie prebiehajúce jedným smerom sa nazývajú nezvratný.
Väčšina chemických procesov je obojstranný... To znamená, že za rovnakých podmienok sa vyskytujú priame aj spätné reakcie (najmä pokiaľ ide o uzavreté systémy). 
Napríklad:
a) reakcia
v otvorenom systéme nezvratný;
b) rovnaká reakcia
v uzavretom systéme obojstranný.
Chemická rovnováha
Pozrime sa podrobnejšie na procesy, ktoré sa vyskytujú počas reverzibilných reakcií, napríklad pri podmienenej reakcii:
Na základe zákona o hromadnej žalobe rýchlosť reakcie vpred:
Pretože koncentrácie látok A a B v priebehu času klesajú, znižuje sa aj rýchlosť priamej reakcie.
Vzhľad reakčných produktov znamená možnosť spätnej reakcie a postupom času sa zvyšujú koncentrácie látok C a D, čo znamená, že a miera spätnej väzby.
Skôr alebo neskôr sa dosiahne stav, v ktorom sa miera dopredných a spätných reakcií vyrovná.
Vyvolá sa stav systému, v ktorom je rýchlosť doprednej reakcie rovnaká ako rýchlosť spätnej reakcie chemická rovnováha.
V tomto prípade zostávajú koncentrácie reaktantov a reakčných produktov nezmenené. Nazývajú sa rovnovážnymi koncentráciami. Zdá sa, že na makroúrovni sa celkovo nič nezmení. V skutočnosti však priame aj spätné procesy pokračujú, ale rovnakou rýchlosťou. Preto sa táto rovnováha v systéme nazýva mobilná a dynamická.
Označme rovnovážnu koncentráciu látok [A], [B], [C], [D]. Potom od \u003d \u003d k 1 [A] α [B] β \u003d k 2 [C] γ [D] δ odkiaľ
kde a, β, γ, δ sú exponenty, rovná koeficientom pri reverzibilnej reakcii; Rovnať sa - chemická rovnovážna konštanta.
Výsledný výraz kvantitatívne opisuje rovnovážny stav a je matematickým vyjadrením zákona masovej akcie pre rovnovážné systémy.
Pri konštantnej teplote je rovnovážna konštanta rovna konštantná hodnota pre danú reverzibilnú reakciu... Ukazuje pomer medzi koncentráciami reakčných produktov (čitateľ) a počiatočnými látkami (menovateľ), ktorý je stanovený v rovnováhe.
Rovnovážne konštanty sa vypočítajú z experimentálnych údajov stanovením rovnovážnych koncentrácií východiskových materiálov a reakčných produktov pri určitej teplote.
Hodnota rovnovážnej konštanty charakterizuje výťažok reakčných produktov, úplnosť jeho priebehu. Ak sa získa K "1, znamená to, že v rovnováhe [C] γ [D] δ »[A] α [B] β t.j. koncentrácie reakčných produktov prevažujú nad koncentráciami pôvodných látok a výťažok reakčných produktov je vysoký.
Pri K rovnom "1 je výťažok reakčných produktov zodpovedajúcim spôsobom malý. Napríklad pre hydrolytickú reakciu etylacetátu
rovnovážna konštanta:
pri 20 ° C má hodnotu 0,28 (t. j. menej ako 1).
To znamená, že významná časť éteru nebola hydrolyzovaná.
V prípade heterogénnych reakcií výraz rovnovážnej konštanty zahŕňa koncentrácie iba tých látok, ktoré sú v plynnej alebo kvapalnej fáze. Napríklad pre reakciu
Rovnovážne konštanty sa vyjadrujú takto:
Hodnota rovnovážnej konštanty závisí od povahy reagujúcich látok a teploty.
Konštanta nezávisí od prítomnosti katalyzátora, pretože mení aktivačnú energiu priamych aj spätných reakcií o rovnaké množstvo. Katalyzátor môže len urýchliť nástup rovnováhy bez ovplyvnenia hodnoty rovnovážnej konštanty.
Stav rovnováhy sa udržiava ľubovoľne dlhú dobu v konštantných vonkajších podmienkach: teplota, koncentrácia východiskových látok, tlak (ak sa v reakcii vyskytujú alebo tvoria plyny).
Zmenou týchto podmienok je možné preniesť systém z jedného rovnovážneho stavu do druhého, ktorý spĺňa nové podmienky. Takýto prechod sa nazýva výtlakalebo posun rovnováhy.
Uvažujme rôzne spôsoby posunu rovnováhy pomocou príkladu reakcie interakcie dusíka a vodíka s tvorbou amoniaku:
Účinok zmien v koncentrácii látok
Keď sa do reakčnej zmesi pridajú dusík N2 a vodík H2, koncentrácia týchto plynov sa zvyšuje, čo znamená, že rýchlosť priamej reakcie sa zvyšuje... Rovnováha sa posúva doprava smerom k reakčnému produktu, to znamená k amoniaku NH3.
N2 + 3H2- → 2NH3
Rovnaký záver možno urobiť analýzou výrazu pre rovnovážnu konštantu. So zvyšovaním koncentrácie dusíka a vodíka sa menovateľ zvyšuje a keďže K je rovnaká. - hodnota je konštantná, čitateľ sa musí zvýšiť. Množstvo reakčného produktu NH3 teda vzrastie v reakčnej zmesi.
Zvýšenie koncentrácie reakčného produktu amoniaku NH3 povedie k posunu rovnováhy doľava smerom k tvorbe počiatočných látok. Tento záver možno vyvodiť na základe podobných úvah.
Vplyv zmien tlaku
Zmena tlaku ovplyvňuje iba tie systémy, v ktorých je aspoň jedna z látok v plynnom stave. So zvyšujúcim sa tlakom klesá objem plynov, čo znamená, že sa zvyšuje ich koncentrácia.
Predpokladajme, že tlak v uzavretom systéme sa napríklad dvakrát zvýšil. To znamená, že koncentrácia všetkých plynných látok (N2, H2, NH3) v uvažovanej reakcii sa zvýši dvakrát. V tomto prípade sa čitateľ vo výraze K zvýši štyrikrát a menovateľ šestnásťkrát, t.j. zostatok bude porušený. Aby sa obnovila, musí sa zvýšiť koncentrácia amoniaku a musí sa znížiť koncentrácia dusíka a vodíka. Zostatok sa posunie doprava. Zmena tlaku nemá prakticky žiadny vplyv na objem tekutín a pevných látok, t.j. nemení ich koncentráciu. Z toho dôvodu, stav chemickej rovnováhy reakcií, ktoré neobsahujú plyny, je nezávislý od tlaku.
Vplyv zmeny teploty
Ako teplota stúpa, zvyšuje sa rýchlosť všetkých reakcií (exo- a endotermických). Navyše zvýšenie teploty má väčší vplyv na rýchlosť tých reakcií, ktoré majú vysokú aktivačnú energiu, čo znamená, že endothermic.
Rýchlosť reverznej reakcie (endotermická) sa teda zvyšuje rýchlejšie ako rýchlosť priamej reakcie. Rovnováha sa posunie smerom k procesu sprevádzanému absorpciou energie.
Smer posunutia rovnováhy sa dá predpovedať pomocou Princíp Le Chatelier:
Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv (koncentrácia, tlak, zmeny teploty), rovnováha sa posunie v smere, ktorý tento vplyv oslabuje.
teda:
So zvyšovaním koncentrácie reaktantov sa chemická rovnováha systému posúva smerom k tvorbe reakčných produktov;
So zvyšujúcou sa koncentráciou reakčných produktov sa chemická rovnováha systému posúva smerom k tvorbe počiatočných látok;
Pri stúpajúcom tlaku sa chemická rovnováha systému posúva smerom k reakcii, pri ktorej je objem vytvorených plynných látok menší;
Keď teplota stúpa, chemická rovnováha systému sa posúva smerom k endotermickej reakcii;
S poklesom teploty - smerom k exotermickému procesu.
Princíp Le Chatelier sa uplatňuje nielen na chemické reakcie, ale aj na mnohé ďalšie procesy: na odparovanie, kondenzáciu, topenie, kryštalizáciu atď. Pri výrobe najdôležitejších chemických výrobkov umožňuje princíp Le Chatelier a výpočty vyplývajúce zo zákona o hromadnom pôsobení takéto podmienky nájsť. na uskutočnenie chemických procesov, ktoré poskytujú maximálny výťažok požadovanej látky.
Referenčný materiál na testovanie:
periodická tabuľka
Tabuľka rozpustnosti
preškolenie pedagógov.
Katedra prírodných vied
Téma: „Reverzibilné a nezvratné reakcie.
Chemická rovnováha. Princíp Le Chatelier.
Dokončené práce:
Poslucháč skupiny X - 1
učiteľ chémie MOU SOSH №6
dimitrovgrad
Ulyanovská oblasť
Lepikhova Tatiana Vasilievna.
vedúci:
Vedúci katedry
prírodná veda
Achmetov Marat Anvarovič
Ulyanovsk 2009
Reverzibilné a ireverzibilné chemické reakcie.
Chemická rovnováha.
Princíp Le Chatelier.
cieľ: 1) Štúdium charakteristík a vzorcov priebehu chemických reakcií ako pokračovanie tvorby myšlienok o rôznych druhoch chemických reakcií na základe reverzibility.
2) Zovšeobecňovanie a konkretizácia poznatkov o zákonoch chemických reakcií, formovaní schopností a zručností na určovanie, vysvetľovanie charakteristík a podmienok z nich vyplývajúcich, potrebných na priebeh konkrétnej reakcie. 3) Rozšíriť a prehĺbiť vedomosti o rôznych chemických procesoch, naučiť študentov porovnávať, analyzovať, vysvetľovať, vyvodzovať závery a zovšeobecňovať. 4) Túto časť chemickej vedy považujte za najdôležitejšiu v aplikovanom aspekte a koncepciu chemickej rovnováhy považujte za konkrétny prípad jediného zákona o prirodzenej rovnováhe, túžbu po kompenzácii, stabilitu rovnováhy v jednote s hlavnou formou existencie hmoty, pohybu, dynamiky.
Úlohy.
Zvážte tému: „Reverzibilné a ireverzibilné reakcie“ na konkrétnych príkladoch s použitím predchádzajúcej koncepcie rýchlosti chemických reakcií.
Pokračovať v štúdiu vlastností reverzibilných chemických reakcií a formovania myšlienok o chemickej rovnováhe ako dynamickom stave reagujúceho systému.
Naučte sa princípy posunu chemickej rovnováhy a naučte študentov identifikovať podmienky pre posun chemickej rovnováhy.
Poskytnúť študentom predstavu o význame tejto témy nielen pre chemickú výrobu, ale aj pre normálne fungovanie živého organizmu a všeobecne prírody.
úvod
V prírode sa v organizmoch živých bytostí, v procese ľudskej fyziologickej činnosti, pri vytváraní podmienok na rôznych úrovniach: vyskytujú alebo sa uskutočňujú domáce, obranné, priemyselné, technické, ekologické a iné, domáce, obranné, priemyselné, technické a iné reakcie, ktoré je možné posudzovať z rôznych dôvodov hľadiská a klasifikácie. Budeme uvažovať o chemických reakciách z hľadiska ich reverzibility a ireverzibility.
Je ťažké preceňovať význam týchto konceptov: pokiaľ existuje mysliaca osoba, rovnaké množstvo ľudských myšlienok bije o zvratnosti a nezvratnosti procesov, ktoré sa vyskytujú v jeho tele, o večných problémoch predlžovania života človeka, o probléme nezvratnosti dôsledkov jeho života, o nezmyselnom postoji k prírode.
Chcem zvážiť koncepciu reverzibility a ireverzibility chemických reakcií, koncept chemickej rovnováhy a podmienky jej posunu „užitočným“ smerom. Predstaviť teoretický základ s následným overením, samoverenie vedomostí o tejto téme pomocou testov rôznych typológií. Domnievam sa, že „absolvovaním jednoduchej a zložitejšej úlohy“ budú mať študenti jasné a dobré vedomosti nielen o tejto téme, ale aj prehĺbia svoje znalosti chémie.
Chemické reakcie sú javy, pri ktorých sa jedna (alebo niektoré) látky premieňajú na iné, dôkaz o tom je viditeľný a neviditeľný. Viditeľné: zmeny farby, zápachu, chuti, zrážok, zmeny farby indikátora, absorpcie a uvoľnenia tepla. Neviditeľné: zmena v zložení látky, ktorá sa dá určiť kvalitatívnymi a analytickými reakciami. Všetky tieto reakcie možno rozdeliť na dva typy: reverzibilné a nevratné reakcie.
Nevratné reakcie. Reakcie, ktoré prebiehajú iba v jednom smere a končia úplnou premenou pôvodných reagujúcich látok na konečné látky, sa nazývajú nevratné.
Príkladom takejto reakcie je rozklad chlorečnanu draselného (bertholletovej soli) pri zahrievaní:
2KClO3 \u003d 2KCl + 3O2
Reakcia sa zastaví, keď sa všetok chlorečnan draselný premení na chlorid draselný a kyslík. Neexistuje veľa nezvratných reakcií.
Ak sú kyslé a zásadité roztoky odvedené, vytvorí sa soľ a voda, napríklad,
HCl + NaOH \u003d NaCl + H20, a ak sa látky užili v správnom pomere, roztok má neutrálnu reakciu a nezostávajú v ňom ani stopy kyseliny chlorovodíkovej a hydroxidu sodného. Ak sa pokúsite vykonať reakciu v roztoku medzi vytvorenými látkami - chlorid sodný a voda, nenastanú žiadne zmeny. V takýchto prípadoch sa hovorí, že reakcia kyseliny s alkáliou je nevratná, t.j. bez vôle. Mnoho reakcií je pri teplote miestnosti prakticky nezvratných, napríklad
H2 + Cl2 \u003d 2HCI, 2H2 + 02 \u003d 2H20, atď.
Reverzibilné reakcie. Reverzibilné sú reakcie, ktoré prebiehajú súčasne v dvoch vzájomne opačných smeroch.
Väčšina reakcií je reverzibilná. V rovniciach reverzibilných reakcií sú medzi ľavú a pravú stranu umiestnené dve šípky smerujúce opačným smerom. Príkladom takejto reakcie je syntéza amoniaku z vodíka a dusíka:
,
H \u003d -46,2 kJ / mol
V odbore sú reverzibilné reakcie všeobecne nevýhodné. Preto sú rôznymi metódami (zmena teploty, tlaku atď.) Prakticky nezvratné.
Takéto reakcie sa nazývajú nezvratné, počas ktorých:
1) výsledné produkty opúšťajú reakčnú sféru - vypadávajú vo forme zrazeniny, uvoľňujú sa vo forme plynu, napríklad
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 \u003d ВаSО 4 ↓ + 2HCl
Na2C03 + 2HCI \u003d 2NaCl + C02E + H20
2) vytvorí sa nízko disociovaná zlúčenina, napríklad voda:
HCI + NaOH \u003d H20 + NaCl
3) reakcia je sprevádzaná veľkým uvoľňovaním energie, napríklad horením horčíka
Mg + 1/2 02 \u003d MgO, \u003d H \u003d -602,5 kJ / mol
V rovniciach nezvratných reakcií sa medzi ľavú a pravú stranu umiestni rovnaké znamienko alebo šípka.
Mnoho reakcií je už za normálnych podmienok reverzibilné, čo znamená, že reverzná reakcia prebieha do značnej miery. Napríklad, ak sa pokúsite neutralizovať vodný roztok veľmi slabej kyseliny chlórnej alkalickou látkou, ukázalo sa, že neutralizačná reakcia nejde až do konca a roztok obsahuje vysoko zásadité médium. To znamená, že reakcia HClO + NaOH NaClO + H20 je reverzibilná, t.j. produkty tejto reakcie, ktoré spolu reagujú, čiastočne prechádzajú do východiskových zlúčenín. Výsledkom je, že roztok je zásaditý. Reakcia tvorby esterov je reverzibilná (reverzná reakcia sa nazýva zmydelnenie): RCOOH + R "OH RCOOR" + H20, mnoho ďalších procesov.
Podobne ako mnoho iných konceptov v chémii je koncept reverzibility do značnej miery svojvoľný. Obvykle sa reakcia považuje za nezvratnú, po dokončení ktorej sú koncentrácie východiskových látok také malé, že sa nedajú zistiť (samozrejme, záleží to na citlivosti analytických metód). Ak sa vonkajšie podmienky zmenia (predovšetkým teplota a tlak), ireverzibilná reakcia sa môže zvrátiť a naopak. Takže pri atmosférickom tlaku a teplotách pod 1000 ° C je možné reakciu 2H2 + 02 \u003d 2H20 stále považovať za ireverzibilnú, zatiaľ čo pri teplote 2500 ° C a vyššej sa voda disociuje na vodík a kyslík asi o 4% a pri teplote 3000 ° C. ° С - už o 20%.
Koncom 19. storočia. Nemecký fyzik Max Bodenstein (1871–1942) podrobne študoval procesy tvorby a tepelnej disociácie jodidu vodíka: H2 + I 2 2HI. Zmenou teploty mohol dosiahnuť prevažujúci priebeh iba priamej alebo iba reverznej reakcie, ale vo všeobecnosti obidve reakcie prebiehali súčasne v opačných smeroch. Existuje veľa podobných príkladov. Jednou z najslávnejších je reakcia syntézy amoniaku 3H2 + N2 2NH3; mnoho ďalších reakcií je reverzibilných, napríklad oxidácia oxidu siričitého 2SO 2 + O 2 2SO 3, reakcie organických kyselín s alkoholmi atď.
Reakcia sa nazýva reverzibilná, ak jej smer závisí od koncentrácie látok, ktoré sa zúčastňujú na reakcii. Napríklad v prípade heterogénnej katalytickej reakcie N2 + 3H2 \u003d 2NH3 (1) sa pri nízkej koncentrácii amoniaku v plynnej zmesi a vysokých koncentráciách dusíka a vodíka vytvára amoniak; naopak, pri vysokej koncentrácii amoniaku sa rozkladá, reakcia prebieha opačným smerom. Po dokončení reverzibilnej reakcie, t.j. po dosiahnutí chemickej rovnováhy systém obsahuje tak počiatočné látky, ako aj reakčné produkty. Reakcia sa nazýva nezvratná, ak môže prebiehať iba v jednom smere a končí úplnou premenou východiskových materiálov na produkty; príkladom je rozklad výbušnín. Jedna a tá istá reakcia, v závislosti od podmienok (teplota, tlak), môže byť v podstate reverzibilná alebo prakticky nezvratná. Jednoduchá (jednostupňová) reverzibilná reakcia pozostáva z dvoch elementárnych reakcií, ktoré sa vyskytujú súčasne, ktoré sa navzájom líšia iba v smere chemickej premeny. Smer konečnej reakcie prístupný priamemu pozorovaniu je určený tým, ktorá z týchto recipročných reakcií má najvyššiu rýchlosť. Napríklad jednoduchá reakcia N2O4\u003e 2NO2 (2) pozostáva zo elementárnych reakcií N2O4 2NO2 a 2NO2 N2O4. Na reverzibilitu komplexnej (viacstupňovej) reakcie, napríklad reakcie (1), je nevyhnutné, aby boli všetky jej základné fázy reverzibilné. M. I. Tyomkin.
CHEMICKÉ EQUILIBRIUM.
Chemická rovnováha - stav systému, v ktorom je rýchlosť prednej reakcie (V 1) rovnaká ako rýchlosť spätnej reakcie (V 2). V chemickej rovnováhe zostávajú koncentrácie látok nezmenené. Chemická rovnováha má dynamický charakter: priame a reverzné reakcie sa pri rovnováhe nekončia.
Stav chemickej rovnováhy je kvantitatívne charakterizovaný rovnovážnou konštantou, ktorá je pomerom konštánt predných (Kl) a reverzných (K2) reakcií.
Pre reakciu mA + nB pC + dD je rovnovážna konštanta
K \u003d K1 / K2 \u003d ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Rovnovážna konštanta závisí od teploty a povahy reagujúcich látok. Čím väčšia je rovnovážna konštanta, tým viac je rovnováha posunutá smerom k tvorbe produktov priamej reakcie. V rovnovážnom stave molekuly neprestávajú zrážať a interakcia medzi nimi sa nezastaví, ale koncentrácia látok zostáva konštantná. Tieto koncentrácie sa nazývajú rovnováha.
|
Rovnovážna koncentrácia - koncentrácia látky zúčastňujúcej sa reverzibilnej chemickej reakcie, ktorá dosiahla rovnovážny stav. |
Rovnovážna koncentrácia je vyjadrená vzorcom látky v hranatých zátvorkách, napríklad:
z rovnováha (H2) \u003d alebo r rovnováha (HI) \u003d.
Rovnako ako akákoľvek koncentrácia, rovnovážna koncentrácia sa meria v móloch na liter.
Ak by sme v príkladoch uvažovali o iných koncentráciách východiskových látok, potom by sme po dosiahnutí rovnováhy dostali ďalšie hodnoty rovnovážnych koncentrácií. Tieto nové hodnoty (označte ich hviezdičkami) budú spojené so starými nasledovne:
.
Vo všeobecnosti platí pre reverzibilnú reakciu
A + bB dD + fF
v rovnovážnom stave pri konštantnej teplote
Tento pomer sa nazýva zákon o hromadnom konaní, ktorý je formulovaný takto:
pri konštantnej teplote je pomer produktu rovnovážnych koncentrácií reakčných produktov odčítaný v výkonoch rovnajúcich sa ich koeficientom k produktu rovnovážnych koncentrácií východiskových látok, odoberaný v výkonoch rovnajúcich sa ich koeficientom, konštantná hodnota.
Konštantná hodnota ( TO FROM) rovnovážna konštanta táto reakcia. "C" v tomto množstve znamená, že na výpočet konštánt sa použili koncentrácie.
Ak je rovnovážna konštanta veľká, rovnováha sa posúva smerom k produktom priamej reakcie, ak je malá, potom k východiskovým látkam. Ak je rovnovážna konštanta veľmi veľká, potom hovoria, že reakcia „ prakticky nezvratný ", ak je rovnovážna konštanta veľmi malá, potom reakcia " prakticky nejde. “
Rovnovážna konštanta - pre každú reverzibilnú reakciu je hodnota konštantná iba pri konštantnej teplote. Pre tú istú reakciu pri rôznych teplotách nadobúda rovnovážna konštanta rôzne hodnoty.
Vyššie uvedený výraz pre zákon o hromadnom konaní platí iba pre reakcie, ktorých účastníci sú buď plyny alebo rozpustené látky. V iných prípadoch sa rovnica rovnovážnej konštanty mierne zmení.
Napríklad pri reverzibilnej reakcii pri vysokej teplote
C (gr) + CO 2 2CO (g)
zahrnutý je tuhý grafit C (gr). Formálne, pomocou zákona masovej akcie, zapíšeme výraz pre rovnovážnu konštantu tejto reakcie a označíme ju TO ":
Tuhý grafit, ktorý leží na dne reaktora, reaguje iba z povrchu a jeho „koncentrácia“ nezávisí od hmotnosti grafitu a je konštantná v akomkoľvek pomere látok v plynnej zmesi.
Násobíme pravú a ľavú stranu rovnice touto konštantou:
Výsledná hodnota je rovnovážna konštanta tejto reakcie:
Podobne pre rovnováhu inej reverzibilnej reakcie, ktorá sa vyskytuje aj pri vysokej teplote,
CaC03 (cr) CaO (cr) + CO2 (g),
dostaneme rovnovážnu konštantu
TO FROM = .
V tomto prípade sa jednoducho rovná rovnovážnej koncentrácii oxidu uhličitého.
Z metrologického hľadiska nie je rovnovážna konštanta ani jedna fyzická veličina. Toto je skupina veličín s rôznymi meracími jednotkami, v závislosti od špecifického vyjadrenia konštanty z hľadiska rovnovážnych koncentrácií. Napríklad pre reverzibilnú reakciu grafitu s oxidom uhličitým [ K c ] \u003d 1 mol / l, rovnaká jednotka merania a rovnovážna konštanta pre reakciu tepelného rozkladu uhličitanu vápenatého a rovnovážna konštanta pre syntézu jodidu vodíka je bezrozmerná hodnota. Všeobecne [ K c ] \u003d 1 (mol / l) n .
Posun chemickej rovnováhy. Princíp Le Chatelier
Nazýva sa prenos rovnovážneho chemického systému z jedného stavu rovnováhy do druhého posun (posun) chemickej rovnováhy, ktorá sa vykonáva zmenou termodynamických parametrov systému - teplota, koncentrácia, tlak.Keď sa rovnováha posunie smerom dopredu, dosiahne sa zvýšenie výťažku produktov a pri posunutí v opačnom smere sa stupeň konverzie činidla zníži. Obidve látky môžu byť užitočné v chemickom inžinierstve. Pretože takmer všetky reakcie sú reverzibilné do tej istej miery, v priemyselnej a laboratórnej praxi vznikajú dva problémy: ako získať produkt „užitočnej“ reakcie s maximálnym výťažkom a ako znížiť výťažok produktov „škodlivej“ reakcie. V obidvoch prípadoch je potrebné posunúť rovnováhu buď k reakčným produktom alebo k východiskovým látkam. Aby ste sa naučili, ako to urobiť, musíte vedieť, na čom závisí rovnovážna poloha akejkoľvek reverzibilnej reakcie.
Rovnovážna poloha závisí od:
1) o hodnote rovnovážnej konštanty (tj o povahe reagujúcich látok a teplote),
2) o koncentrácii látok zúčastňujúcich sa na reakcii a
3) z tlaku (pre plynové systémy je úmerný koncentrácii látok).
Na kvalitatívne hodnotenie vplyvu všetkých týchto veľmi odlišných faktorov na chemickú rovnováhu používajú univerzálne princíp Le Chatelier (Francúzsky fyzikálno-chemický a metalurgický pracovník Henri Louis Le Chatelier ho formuloval v roku 1884), ktorý je použiteľný na akékoľvek rovnovážné systémy, nielen na chemické systémy.
Ak je systém v rovnováhe ovplyvňovaný zvonka, rovnováha v systéme sa posunie v smere, v ktorom je tento vplyv čiastočne kompenzovaný.
Ako príklad vplyvu na rovnovážnu polohu koncentrácií látok, ktoré sa zúčastňujú na reakcii, zvážte reverzibilnú reakciu získania jodovodíka.
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).
Podľa zákona o hromadnom konaní v stave rovnováhy
.
Nechajte v reaktore dosiahnuť rovnováhu s objemom 1 liter pri určitej konštantnej teplote, pri ktorej sú koncentrácie všetkých účastníkov reakcie rovnaké a rovné 1 mol / l (\u003d 1 mol / l; \u003d 1 mol / l; \u003d 1 mol / l). Preto pri tejto teplote TO FROM \u003d 1. Pretože objem reaktora je 1 liter, n(H2) \u003d 1 mol, n(I 2) \u003d 1 mol a n(HI) \u003d 1 mol. V čase ti sa do reaktora vnesie ďalší 1 mol HI, jeho koncentrácia sa rovná 2 mol / l. Ale TO FROM zostal konštantný, mali by sa zvyšovať koncentrácie vodíka a jódu, čo je možné len vďaka rozkladu časti jodidu vodíka podľa rovnice
2HI (g) \u003d H2 (g) + I2 (g).
Nechajte do okamihu dosiahnutia nového rovnovážneho stavu t 2 x mol Hl, a teda ďalších 0,5 x mol H2 a I2. Nové rovnovážné koncentrácie účastníkov reakcie: \u003d (1 + 0,5 x) mol / l; \u003d (1 + 0,5 x) mol / l; \u003d (2 - x) mol / L. Nahradením číselných hodnôt do vyjadrenia zákona efektívnych hmotností dostaneme rovnicu
Odkiaľ x \u003d 0,667. Preto \u003d 1,333 mol / l; \u003d 1,333 mol / l; \u003d 1,333 mol / l.
Rýchlosť a rovnováha reakcie.
Nech je to reverzibilná reakcia A + B C + D. Ak predpokladáme, že predné a spätné reakcie prebiehajú v jednom stupni, potom rýchlosť týchto reakcií bude priamo úmerná koncentráciám činidiel: rýchlosť priamej reakcie proti 1 = k 1 [A] [B], rýchlosť spätnej reakcie proti 2 = k 2 [C] [D] (hranaté zátvorky označujú molárne koncentrácie reaktantov). Je zrejmé, že s postupujúcou priamou reakciou sa znižujú koncentrácie východiskových látok A a B, respektíve rýchlosť priamej reakcie. Rýchlosť spätnej reakcie, ktorá sa v počiatočnej chvíli rovná nule (neexistujú žiadne produkty C a D), sa postupne zvyšuje. Skôr alebo neskôr nastane okamih, keď sa miera reakcií vpred a vzad vyrovná. Potom sa koncentrácie všetkých látok - A, B, C a D v priebehu času nemenia. To znamená, že reakcia dosiahla rovnovážnu polohu a koncentrácie látok, ktoré sa v priebehu času nemenia, sa nazývajú rovnovážne. Ale na rozdiel od mechanickej rovnováhy, v ktorej sa zastaví všetok pohyb, v chemickej rovnováhe pokračujú obidve reakcie - priame aj spätné -, ale ich rýchlosti sú rovnaké, a preto sa zdá, že nedochádza k žiadnym zmenám v systéme. Po dosiahnutí rovnováhy existuje mnoho spôsobov, ako dokázať tok dopredných a spätných reakcií. Napríklad, ak sa malé množstvo izotopu vodíka, deutérium D2, zavedie do zmesi vodíka, dusíka a amoniaku, ktorá je v rovnováhe, potom citlivá analýza okamžite zistí prítomnosť atómov deutéria v molekulách amoniaku. A naopak, ak do systému zavediete trochu deuterovaného amoniaku NH2 D, potom sa v počiatočných látkach okamžite objaví deutérium vo forme molekúl HD a D2. Ďalší veľkolepý experiment sa uskutočnil na Katedre chémie Moskovskej štátnej univerzity. Strieborná platnička sa umiestnila do roztoku dusičnanu strieborného a nepozorovala sa žiadna zmena. Potom bolo do roztoku zavedené nevýznamné množstvo rádioaktívnych iónov striebra, potom sa strieborná doska stala rádioaktívnou. Túto rádioaktivitu nebolo možné „umyť“ ani prepláchnutím doštičky vodou, ani premytím kyselinou chlorovodíkovou. Neaktívne ho urobilo iba leptanie kyselinou dusičnou alebo mechanická povrchová úprava jemným šmirgľovým papierom. Tento experiment sa dá vysvetliť jedinečným spôsobom: medzi kovom a roztokom existuje neustála výmena atómov striebra, t.j. systém prechádza reverzibilnou reakciou Ag (Ag) - e - \u003d Ag +. Preto pridanie rádioaktívnych iónov Ag + do roztoku viedlo k ich „zavedeniu“ do platne vo forme elektricky neutrálnych, ale stále rádioaktívnych atómov. Tak nie sú v rovnováhe nielen chemické reakcie medzi plynmi alebo roztokmi, ale aj procesy rozpúšťania kovov a zrazenín. Napríklad tuhá látka sa rozpustí najrýchlejšie, ak je umiestnená v čistom rozpúšťadle, keď je systém ďaleko od rovnováhy, v tomto prípade nasýteného roztoku. Rýchlosť rozpúšťania sa postupne znižuje a súčasne sa zvyšuje rýchlosť reverzného procesu - prechod látky z roztoku na kryštalickú zrazeninu. Keď sa roztok nasýti, systém dosiahne rovnovážny stav, zatiaľ čo rýchlosť rozpúšťania a kryštalizácia sú rovnaké a hmotnosť zrazeniny sa v priebehu času nemení. Ako môže systém „odolávať“ zmenám vonkajších podmienok? Ak sa napríklad teplota rovnovážnej zmesi zvýši zahrievaním, samotný systém samozrejme nemôže „oslabiť“ vonkajšie zahrievanie, ale rovnováha v ňom sa posunie takým spôsobom, že na zahriatie reakčného systému na určitú teplotu je potrebné väčšie množstvo tepla, ak sa rovnováha nezmenila. V tomto prípade sa rovnováha posunie tak, že sa absorbuje teplo, t.j. smerom k endotermickej reakcii. To možno interpretovať ako „túžbu systému oslabiť vonkajší vplyv“. Na druhej strane, ak je na ľavej a pravej strane rovnice nerovnomerný počet plynných molekúl, rovnováhu v takom systéme možno posunúť zmenou tlaku. Keď tlak stúpa, rovnováha sa posúva v smere, v ktorom je počet plynných molekúl menší (a týmto spôsobom „pôsobil proti vonkajšiemu tlaku“). Ak sa počet plynných molekúl počas reakcie nezmení
(H2 + Br2 (g) 2HBr, CO + H20 (g) C02 + H2), potom tlak neovplyvní rovnovážnu polohu. Je potrebné poznamenať, že keď sa teplota mení, mení sa rovnovážna konštanta reakcie, zatiaľ čo pri zmene tlaku zostáva konštantná.
Niekoľko príkladov použitia Le Chatelierovho princípu na predpovedanie posunu chemickej rovnováhy. Reakcia 2S02 + 022S03 (g) je exotermická. Ak sa teplota zvýši, využije sa endotermická rozkladná reakcia S03 a rovnováha sa posunie doľava. Ak sa teplota zníži, rovnováha sa posunie doprava. Zmes SO 2 a O 2 braná v stechiometrickom pomere 2: 1 ( cm ... STECHIOMERIA), pri teplote 400 ° C a atmosférický tlak sa zmení na S03 s výťažkom asi 95%, t. stav rovnováhy za týchto podmienok je takmer úplne posunutý smerom k SO 3. Pri 600 ° C rovnovážna zmes už obsahuje 76% S03 a pri 800 ° C - iba 25%. Preto sa pri spaľovaní síry na vzduchu vytvára najmä SO2 a iba asi 4% SO3. Z reakčnej rovnice tiež vyplýva, že zvýšenie celkového tlaku v systéme posunie rovnováhu doprava a keď sa tlak zníži, rovnováha sa posunie doľava.
Reakcia odstraňovania vodíka z cyklohexánu s tvorbou benzénu
C6H12C6H6 + 3H2 sa uskutočňuje v plynnej fáze, tiež v prítomnosti katalyzátora. Táto reakcia nastáva s výdajom energie (endotermická), ale so zvýšením počtu molekúl. Preto bude vplyv teploty a tlaku na ňu priamo opačný ako účinok pozorovaný v prípade syntézy amoniaku. Konkrétne: zvýšenie rovnovážnej koncentrácie benzénu v zmesi je podporované zvýšením teploty a znížením tlaku, preto sa reakcia vykonáva v priemysle pri nízkych tlakoch (2–3 atm) a vysokých teplotách (450–500 ° C). Tu je zvýšenie teploty „dvakrát priaznivé“: nielen to zvyšuje reakčnú rýchlosť, ale tiež prispieva k posunu rovnováhy smerom k tvorbe cieľového produktu. Samozrejme, ešte väčšie zníženie tlaku (napríklad na 0,1 atm) by spôsobilo ďalší posun rovnováhy doprava, ale v tomto prípade bude v reaktore príliš málo látky a rýchlosť reakcie sa tiež zníži, takže celková produktivita sa nezvýši, ale zníži. Tento príklad opäť ukazuje, že ekonomicky spoľahlivá priemyselná syntéza je úspešným manévrovaním medzi Scyllou a Charybdisom.
Le Chatelierov princíp „funguje“ aj v takzvanom halogénovom cykle, ktorý sa používa na získavanie titánu, niklu, hafnia, vanádu, nióbu, tantalu a iných vysoko čistých kovov. Reakcia kovu s halogénom, napríklad Ti + 2I2TiI4, prebieha s uvoľňovaním tepla, a preto so zvyšovaním teploty sa rovnováha posúva doľava. Teda pri 600 ° C titán ľahko tvorí prchavý jodid (rovnováha sa posúva doprava) a pri 110 ° C sa jodid rozkladá (rovnováha sa posúva doľava) s uvoľňovaním veľmi čistého kovu. Tento cyklus tiež funguje v halogénových žiarovkách, kde volfrám odparený zo špirály a usadený na chladnejších stenách vytvára prchavé zlúčeniny s halogénmi, ktoré sa znova rozpadajú na horúcej špirále a volfrám sa premiestňuje na svoje pôvodné miesto.
Okrem zmeny teploty a tlaku existuje aj iný účinný spôsob, ako ovplyvniť polohu rovnováhy. Predstavme si to z rovnovážnej zmesi
A + B C + D sa vylučuje každá látka. V súlade so zásadou Le Chatelier systém okamžite „reaguje“ na takýto vplyv: rovnováha sa začne posúvať tak, aby sa kompenzovala strata tejto látky. Napríklad, ak sa z reakčnej zóny odstráni látka C alebo D (alebo obidve), rovnováha sa posunie doprava a ak sa odstránia látky A alebo B, posunie sa doľava. Zavedenie akejkoľvek látky do systému posunie rovnováhu, ale v opačnom smere.
Existujú rôzne spôsoby, ako odstrániť látky z reakčnej zóny. Napríklad, ak sa v tesne uzatvorenej nádobe s vodou nachádza plynný síra, vytvorí sa rovnováha medzi plynným, rozpusteným a zreagovaným oxidom siričitým:
02 (g) S02 (p) + H202H2S03. Ak sa nádoba otvorí, sírny plyn sa začne postupne vyparovať a už sa nebude môcť zúčastňovať procesu - rovnováha sa začne posúvať doľava až do úplného rozkladu kyseliny sírovej. Podobný proces je možné pozorovať vždy, keď otvoríte fľašu limonády alebo minerálnej vody: zostatok CO 2 (g) CO 2 (p) + H2O H 2 CO 3 sa posúva doľava, keď sa CO 2 odparuje.
Odoberanie činidla zo systému je možné nielen pri tvorbe plynných látok, ale tiež väzbou jedného alebo druhého činidla s tvorbou nerozpustnej zlúčeniny, ktorá sa zráža. Napríklad, ak sa nadbytok vápenatej soli zavedie do vodného roztoku C02, potom ióny Ca2 + vytvoria zrazeninu CaCO3, ktorá reaguje s kyselinou uhličitou; rovnovážny CO2 (p) + H20H2C03 sa posunie doprava, až kým nebude vo vode rozpustený plyn.
Rovnováha sa môže posunúť pridaním činidla. Takže keď sa zlúčia zriedené roztoky FeCl3 a KSCN, objaví sa v dôsledku tvorby tiokyanátu železa (tiokyanidu) červenooranžová farba:
FeCl3 + 3KSCN Fe (SCN) 3 + 3KCl. Ak sa do roztoku pridajú FeCl3 alebo KSCN, farba roztoku sa zvýši, čo naznačuje posun rovnováhy doprava (akoby oslabenie vonkajšieho vplyvu). Ak k roztoku pridáte prebytok KCl, rovnováha sa posunie doľava so slabnutím farby na svetlo žltú.
Nie je bez dôvodu, že formulácia Le Chatelierovho princípu naznačuje, že je možné predpovedať výsledky vonkajších vplyvov iba pre systémy v rovnovážnom stave. Ak je táto inštrukcia zanedbaná, je ľahké dospieť k úplne nesprávnym záverom. Napríklad je známe, že tuhé alkálie (KOH, NaOH) sa rozpúšťajú vo vode s uvoľňovaním veľkého množstva tepla - roztok sa zahrieva takmer tak silno, ako keď sa zmieša s vodou koncentrovanej kyseliny sírovej. Ak zabudneme, že táto zásada sa uplatňuje iba na rovnovážne systémy, môžeme urobiť nesprávny záver, že so zvýšením teploty by sa mala rozpustnosť KOH vo vode znížiť, pretože práve tento posun rovnováhy medzi zrazeninou a nasýteným roztokom vedie k „oslabeniu vonkajšieho vplyvu“. Proces rozpúšťania KOH vo vode však nie je vôbec vyrovnaný, pretože sa na ňom podieľa bezvodá zásada, zatiaľ čo zrazenina v rovnováhe s nasýteným roztokom sú hydráty KOH (hlavne KOH-2H20). Prechod tohto hydrátu z zrazeniny do roztoku je endotermický proces, t.j. nie je sprevádzané zahrievaním, ale ochladením roztoku, takže aj v tomto prípade je splnený Le Chatelierov princíp pre rovnovážny proces. Rovnakým spôsobom, keď sa rozpúšťajú bezvodé soli - CaCl2, CuS04, atď. Vo vode, roztok sa zahrieva a keď sa rozpúšťajú kryštalické hydráty, CuSO4.5H20, CaCl2.6H20 - ochladzuje.
Existuje ďalší zaujímavý a poučný príklad nesprávneho použitia Le Chatelierovho princípu v učebniciach a populárnej literatúre. Ak sa do priehľadnej plynovej injekčnej striekačky umiestni rovnovážna zmes hnedého oxidu dusičitého NO 2 a bezfarebného tetroxidu N204 a potom sa plyn rýchlo stlačí pomocou piestu, intenzita farby sa okamžite zvýši a po chvíli (desiatky sekúnd) opäť zoslabne, hoci nedosiahne originál. Táto skúsenosť sa zvyčajne vysvetľuje nasledujúcim spôsobom. Rýchle stlačenie zmesi zvyšuje tlak a tým aj koncentráciu oboch zložiek, takže zmes stmavne. Ale zvýšenie tlaku podľa Le Chatelierovho princípu posúva rovnováhu v systéme 2NO 2 N 2 O 4 smerom k bezfarebnému N 2 O 4 (počet molekúl klesá), takže sa zmes postupne zjasňuje a blíži sa k novej rovnovážnej polohe, ktorá zodpovedá zvýšenému tlaku.
Klam tohto vysvetlenia vyplýva zo skutočnosti, že obe reakcie - disociácia N204 a dimerizácia NO2 - sa vyskytujú veľmi rýchlo, takže rovnováha je v každom prípade stanovená v milióninách sekundy, takže nie je možné rýchlo stlačiť piest, aby sa rovnováha narušila. Táto skúsenosť je vysvetlená odlišne: stlačenie plynu spôsobuje výrazné zvýšenie teploty (každý, kto musel prečerpať pneumatiku pomocou čerpadla na bicykel, je s týmto javom oboznámený). A podľa toho istého Le Chatelierovho princípu sa rovnováha okamžite posúva smerom k endotermickej reakcii, ktorá prebieha absorpciou tepla, t.j. smerom k disociácii N204 - zmes stmavne. Potom sa plyny v injekčnej striekačke pomaly ochladia na teplotu miestnosti a rovnováha sa opäť posunie smerom k tetroxidu - zmes sa rozjasní.
Le Chatelierov princíp funguje dobre aj v prípadoch, ktoré nemajú nič spoločné s chémiou. V normálne fungujúcej ekonomike je celkové množstvo peňazí v obehu v rovnováhe s tovarom, ktorý je možné za tieto peniaze kúpiť. Čo sa stane, ak je „vonkajším vplyvom“ vôľa vlády tlačiť viac peňazí na splatenie dlhov? V prísnom súlade so zásadou Le Chatelier sa rovnováha medzi komoditou a peniazmi posunie takým spôsobom, aby oslabila potešenie občanov mať viac peňazí. Konkrétne sa zvýšia ceny tovaru a služieb, čím sa dosiahne nová rovnováha. Ďalší príklad. V jednom z amerických miest sa rozhodlo o odstránení stálych dopravných zápch rozšírením diaľnic a vybudovaním križovatiek. Chvíľu to pomohlo, ale potom si radší obyvatelia začali kupovať viac áut, takže dopravné zápchy sa čoskoro znovu objavili, ale s novou „rovnováhou“ medzi cestami a ďalšími automobilmi.
Poďme teda urobiť hlavné závery spôsobov posunu chemickej rovnováhy.
Princíp Le Chatelier... Ak je externý vplyv na rovnovážny systém (koncentrácia, teplota, zmena tlaku), uprednostňuje výskyt jednej z dvoch opačných reakcií, ktoré tento účinok oslabujú.
|
V 1 | ||
|
A + B |
|
IN |
|
V 2 |
1. Tlak. Zvýšenie tlaku (pre plyny) posúva rovnováhu smerom k reakcii vedúcej k zníženiu objemu (t. J. K tvorbe menšieho množstva molekúl).
2. Zvýšenie teploty posúva rovnovážnu polohu smerom k endotermickej reakcii (t. J. Smerom k reakcii prebiehajúcej s absorpciou tepla).
3. Zvýšenie koncentrácie východiskových materiálov a odstránenie produktov z reakčnej sféry posúva rovnováhu smerom k priamej reakcii. Zvýšenie koncentrácií východiskových látok [A] alebo [B] alebo [A] a [B]: V1\u003e V2.
Katalyzátory neovplyvňujú rovnovážnu polohu.
Princíp Le Chatelier vo svojej podstate.
Keď študujem túto tému, vždy chcem uviesť príklad snahy všetkých živých vecí o rovnováhu, kompenzáciu. Napríklad: zmena v populácii myší - orechový rok - je veľa potravy pre myši, populácia myší rýchlo rastie. So zvyšujúcim sa počtom myší klesá množstvo potravy v dôsledku hromadenia hlodavcov sa začína rast rôznych infekčných chorôb u myší, takže počet hlodavcov sa postupne znižuje. Po určitom čase nastane dynamická rovnováha počtu narodených a umierajúcich myší, posun v tejto rovnováhe môže nastať v jednom alebo druhom smere pod vplyvom vonkajších, priaznivých alebo nepriaznivých podmienok.
V ľudskom tele prebiehajú biochemické procesy, ktoré sa dajú regulovať aj podľa Le Chatelierovho princípu. V dôsledku takejto reakcie niekedy telo začne produkovať jedovaté látky, ktoré spôsobujú toto alebo také ochorenie. Ako tomuto procesu zabrániť?
Spomeňte si na taký spôsob liečby, ako je homeopatia. Metóda spočíva v použití veľmi malých dávok tých liekov, ktoré vo veľkých dávkach spôsobujú u zdravého jedinca príznaky choroby. Ako v tomto prípade funguje liek na jed? Produkt nežiaducej reakcie sa zavádza do tela a podľa Le Chatelierovho princípu sa rovnováha posúva smerom k východiskovým látkam. Proces spôsobujúci bolestivé poruchy v tele ustupuje.
Praktická časť.
Kontrola úrovne zvládnutia študovanej témy sa vykonáva formou testov. Skúšobný systém sú stručne a presne formulované a štandardizované úlohy, z ktorých niektoré je potrebné dať v obmedzenom čase, krátke a presné odpovede vyhodnotené bodovým systémom. Pri písaní testov som sa sústredil na tieto úrovne:
Reprodukčný výkon študentov na tejto úrovni sa vyskytuje hlavne na základe pamäte.
Produktívne dosiahnutie tejto úrovne predpokladá, že študenti pochopia študované formulácie, koncepty, zákony, schopnosť nadviazať vzťah medzi nimi.
Kreatívne - schopnosť predvídať na základe existujúcich poznatkov, navrhovať, analyzovať, vyvodzovať závery, porovnávať, zovšeobecňovať.
Uzavreté testy alebo testy, pri ktorých si subjekt musí zvoliť správnu odpoveď z navrhovaných možností.
A) Reprodukčná úroveň: testy s alternatívnymi odpoveďami, v ktorých musí subjekt odpovedať áno alebo nie. Skóre 1 bod.
Reakcia spaľovania fosforu
a) áno b) nie
Reakcia rozkladu
reverzibilná reakcia
a) áno b) nie
Nárast teploty
oxid ortuťnatý II na ortuť
a kyslík
a) áno b) nie
V živých systémoch
a nezvratné procesy
a) áno b) nie.
Testy s jednou odpoveďou
V akom systéme sa chemická rovnováha posunie doprava so zvyšujúcim sa tlakom?
2HI (g) - H2 (g) + I2 (g)
C (tv) + S2 (g) ↔CS2 (g)
C3H6 (g) + H2 (g) ↔3H8 (g)
H2 (g) + F2 (g) -2HF (g) 1 bod
zvýšenie teploty
použitím katalyzátora
zníženie teploty; 1point
O stave chemickej rovnováhy v systéme
nemá vplyv
zvýšenie tlaku
zvýšenie koncentrácie jódu
nárast teploty
zníženie teploty; 1point
V ktorom systéme posunie zvýšenie koncentrácie vodíka chemickú rovnováhu doľava?
C (tv) + 2H2 (g) \u003d CH4 (g)
2NH3 (g) - N2 (g) + 3H2 (g)
2H2 (g) + O2 (g) -2H20 (g)
FeO (s) + H2 (g) \u003d Fe + H20 (g) 1 bod
V akom systéme nemá zvýšenie tlaku vplyv na posun chemickej rovnováhy?
H2 (g) + J2 (g) -2HJ (g)
S02 (g) + H20 (1) \u003d H2SO3 (g)
CH4 (g) + H20 (g) \u003d CO (g) + 3H2 (g)
4HCl (g) + O2 (g) -2H20 (g) + 2Сl2 (g) 1 bod
O chemickej rovnováhe v systéme
nemá žiadny účinok
zvýšenie teploty
zvýšenie tlaku
odstránenie amoniaku z reakčnej zóny
použitie katalyzátora 1 bod
Chemická rovnováha v systéme
posunie sa smerom k tvorbe reakčného produktu pri
zvýšenie tlaku
zvýšenie teploty
zníženie tlaku
použitie katalyzátora 1 bod
Pri výrobe kyseliny sírovej vo fáze oxidácie S02 na S03 na zvýšenie výťažku produktu
zvýšiť koncentráciu kyslíka
zvýšiť teplotu
nižší tlak
zavedie sa katalyzátor; 1,5 bodu
Alken + H2 ↔ alkán
pri zahrievaní reakčnej zmesi
rovnováha sa posunie doprava
zostatok sa posunie doľava
rovnováha bude prúdiť v oboch smeroch s rovnakou pravdepodobnosťou
tieto látky nie sú za špecifikovaných podmienok v rovnováhe; 1,5 bodu
Chemická rovnováha v systéme
posuny smerom k tvorbe východiskových materiálov
1) zvyšujúci sa tlak
zvýšenie teploty
zníženie tlaku
použitie katalyzátora; 1point
Posun váhy v systéme doprava
vplyvy
pokles teploty
zvýšenie tlaku
použitie katalyzátora
zvýšenie teploty; 1point
Nezvratná reakcia zodpovedá rovnici
dusík + vodík \u003d amoniak
acetylén + kyslík \u003d oxid uhličitý + voda
vodík + jód \u003d jodovodík
oxid siričitý + kyslík \u003d anhydrid kyseliny sírovej; 1,5 bodu
Testy na výber, pri plnení, ktoré si subjekt musí zvoliť 1-2 správne odpovede, alebo pri výbere porovnávať 2 navrhované podmienky.
V ktorom systéme sa chemická rovnováha posunie smerom k reakčným produktom tak so zvyšujúcim sa tlakom, ako aj so znižujúcou sa teplotou?
N2 + O2 + 2NO-Q
N2 + 3H2-2NH3 + Q
H2 + C12.2HCL + Q
C2H2-2C (tv) + H2-Q 1,5 bodu
Chemická rovnováha v systéme
NH3 + H204NH4 + OH
keď sa pridá k vodnému roztoku amoniaku, posunie sa smerom k tvorbe amoniaku
chlorid sodný
hydroxid sodný
kyseliny chlorovodíkovej
chlorid hlinitý; 1,5 bodu
19) Reakcia hydratácie etylénu CH2 \u003d CH2 + H2O ↔ má veľký praktický význam, ale je reverzibilné, aby sa rovnováha reakcie posunula doprava, je potrebné
zvýšiť teplotu (\u003e 280 stupňov C)
znížte množstvo vody v reakčnej zmesi
zvýšiť tlak (viac ako 80 atmosfér)
nahradiť kyslý katalyzátor platinou; 1point
Dehydrogenácia butánu je endotermická. Na posunutie rovnováhy reakcie doprava je potrebné
použite aktívnejší katalyzátor, ako je platina
znížte teplotu
zvýšiť tlak
zvýšiť teplotu; 1point
Pri reakcii interakcie kyseliny octovej s metanolom za tvorby éteru a vody prispeje posun rovnováhy doľava.
vhodný katalyzátor
pridanie koncentrovanej kyseliny sírovej
použitie dehydratovaných východiskových materiálov
pridanie éteru; 1,5 bodu
Testy na vylúčenie prebytku (splnenie prebytku, odobranie)
Posun bilancie je ovplyvnený
zmena tlaku
použitie katalyzátora
zmena koncentrácie látok zahrnutých v reakcii
zmena teploty; 1point
Zvýšenie alebo zníženie tlaku ovplyvňuje posun chemickej rovnováhy pri reakciách
ísť s uvoľňovaním tepla
reakcie zahŕňajúce plynné látky
reakcie prebiehajúce so znížením objemu
reakcie prebiehajúce so zvýšením objemu; 1,5 bodu
Reakcia je nezvratná
spaľovanie uhlia
spaľovanie fosforu
syntéza amoniaku z dusíka a vodíka
spaľovanie metánu; 1,5 bodu
Skupinové testyobsahovať zoznam navrhovaných vzorcov, rovníc a výrazov, ktoré by sa mali distribuovať podľa stanovených kritérií
Pri súčasnom zvýšení teploty a znížení tlaku sa chemická rovnováha posunie doprava v systéme
H2 (g) + S (g) \u003d H2S (g) + Q
2SO2 (g) + O2 (g) -2S03 (g) + Q
2NH3 (g) \u003d N2 (g) + 3H2 (g) -Q
2HCL (d) H2 (d) + CL2 (d) -Q; 2points
Hydrogenačná reakcia propénu je exotermická. Na posun chemickej rovnováhy doprava je potrebné
pokles teploty
zvýšenie tlaku
zníženie koncentrácie vodíka
zníženie koncentrácie propénu; 1point
Zodpovedajúce priradenia.
Pri vykonávaní testov je subjekt požiadaný, aby zistil zhodu medzi prvkami dvoch zoznamov s niekoľkými možnými odpoveďami.
Reakčná rovnováha sa posúva doprava. Align.
B) N2 + 3H2↔2NH3 + Q2) Keď teplota stúpne
B) CO2 + C (tv) ↔2CO-Q 3) S klesajúcim tlakom
D) N20 (g) + S (t) -2N2 (g) 4) so \u200b\u200bzväčšením kontaktnej plochy; 2points
Rovnováha reakcie sa posúva smerom k tvorbe reakčných produktov. Align.
B) 2H2 + O22H20 (d) + Q2) S rastúcou teplotou
B) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) S klesajúcim tlakom
D) N2 + O2 + 2NO-Q 4) Keď sa pridá éter
5) Pri pridávaní alkoholu; 2points
Otvorte typové testy alebo testy s bezplatnými odpoveďami, v ktorej subjekt musí dokončiť písanie definície rovnice alebo preukázať nezávislý úsudok.
Úlohy tohto typu tvoria záverečnú, vysoko hodnotenú časť skúšky z chémie.
Doplnkové úlohy.
Testovaný subjekt musí formulovať odpovede, berúc do úvahy obmedzenia stanovené v úlohe.
Pridajte rovnicu reakcií súvisiacich s reverzibilnou a zároveň exotermickou reakciou
B) Vodík + jód
C) Dusík + vodík
D) Oxid siričitý + kyslík
E) Oxid uhličitý + uhlík 2 body
Napíšte reakčnú rovnicu podľa schémy, z nich vyberte tie reverzibilné reakcie, pri ktorých zvýšenie teploty spôsobí posun rovnováhy doprava:
N2 → NIE → NO2 → HNO3 → NH4NO3 2 body
Prezentačné testy zadarmo.
Predmet musí nezávisle formulovať odpovede, pretože im v úlohe nie sú uložené žiadne obmedzenia.
31) Uveďte faktory, ktoré posúvajú rovnováhu doprava:
CO + 2H2 \u003d CH30H (g) + Q2
32) Uveďte faktory, ktoré posúvajú rovnováhu smerom k tvorbe počiatočných látok v systéme:
C (tv) + 2H2 (g) \u003d CH4 (g) + Q2 body
Odpovede na testy.
Test č. Správna odpoveď
B-1
G-3.4
A-2,3
G-2
B-N2 + 3H2-2NH3 + Q
1) N2 + O2 + 2NO-Q
3) 4NO2 + 2H20 + 02-4HN03 + Q
4) NH3 + HN03 \u003d NH4N03
reakcia najskôr
CO + 2H2 \u003d CH30H + Q
zníženie teploty
zvyšujúci sa tlak
zvýšenie koncentrácie CO
zvýšenie koncentrácie H2
zníženie koncentrácie alkoholu
C + 2H2 \u003d CH4 + Q
2) zníženie tlaku
3) zníženie koncentrácie vodíka
4) zvýšenie koncentrácie metánu.
Zoznam odkazov
Achmetov, M.A.Systém úloh a cvičení v organickej chémii v testovacej forme [Text] / MA Achmetov, IN Prokhorov.-Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, O.S.Moderná didaktika školskej chémie, prednáška č. 6 [Text] / OS Gabrielyan, VG Krasnova, ST Sladkov // Noviny pre učiteľov chémie a prírodných vied (Vydavateľstvo "1. september") - 2007.- Č. 22.-str.
Kaverina, A.A. Vzdelávacie a školiace materiály na prípravu na jednotnú štátnu skúšku. Chemistry [Text] / A. A. Kaverina a kol., M. Intellect Center, 2004.-160s.
Kaverina, A.A. Unified State Exam 2009. Chemistry [Text] / A.A. Kaverina, A.S. Koroshchenko, D.Yu.Dobrotin / FIPI-M.: Intellect Center, 2009. -272 s.
Leenson, I.A. Chemické reakcie, tepelný účinok, rovnováha, rýchlosť [Text] / IA Leenson, Moskva: Astrel, 2002.-190p.
Radetsky, A.M. Chemické testy v stupňoch 8-11: príručka pre učiteľa [Text] / A.M. Radetsky. M.: Education, 2009. - 272s.
Ryabinina, O. A. Demonštrácia princípu Le Chatelier [Text] / OO Ryabinina, A. Illarionov // Chémia v škole.-2008.-№7.-str. 64-67.
Tushina, E.N. Le Chatelierov princíp a niektoré metódy liečby [Text] / E. N. Tushina. / / Chémia v škole.-1993. Č. 2.-str. 54.
Shelinsky, G.I.Základy teórie chemických procesov [Text] / GI Shelinsky. M.: Education, 1989.-234s.
Shtrempler, G. I. Predbežné školenie v chémii [Text]
