Vse kemijske reakcije so razdeljene na dve vrsti: reverzibilne in ireverzibilne.
Nepovratno se imenujejo reakcije, ki potekajo samo v eni smeri, to pomeni, da produkti teh reakcij med seboj ne delujejo, da bi tvorili izhodne snovi.
Ireverzibilna reakcija se konča, ko je vsaj ena od izhodnih snovi popolnoma porabljena. Reakcije zgorevanja so ireverzibilne; številne reakcije termične razgradnje kompleksnih snovi; večina reakcij, katerih posledica je nastajanje padavin ali sproščanje plinastih snovi itd. Na primer:
C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Reverzibilen Reakcije, ki potekajo istočasno v smeri naprej in nazaj, imenujemo:
V enačbah reverzibilnih reakcij se uporablja znak reverzibilnosti.
Primer reverzibilne reakcije je sinteza vodikovega jodida iz in: 
Nekaj časa po začetku kemijske reakcije je v mešanici plinov mogoče zaznati ne samo končni produkt reakcije HI, temveč tudi izhodni snovi -H 2 in I 2 . Ne glede na to, kako dolgo traja reakcija, bo reakcijska mešanica pri 350 o C vedno vsebovala približno 80 % HI, 10 % H 2 in 10 % I 2. Če za izhodiščno snov vzamemo HI in jo segrejemo na enako temperaturo, lahko ugotovimo, da bo čez nekaj časa razmerje med količinami vseh treh snovi enako. Tako pri nastajanju vodikovega jodida iz vodika in joda istočasno potekajo neposredne in povratne reakcije.
Če kot izhodni snovi vzamemo vodik in jod v koncentracijah in , je bila hitrost neposredne reakcije v začetnem trenutku enaka: v pr = k pr ∙ . Hitrost povratne reakcije v arr = k arr 2 v začetnem trenutku je enaka nič, ker v reakcijski mešanici ni vodikovega jodida ( = 0). Postopoma se hitrost reakcije naprej zmanjšuje, ko vodik in jod reagirata in njuni koncentraciji padata. V tem primeru se hitrost povratne reakcije poveča, ker koncentracija nastalega vodikovega jodida postopoma narašča. Ko se hitrosti neposredne in povratne reakcije izenačita, nastopi kemijsko ravnovesje. V stanju ravnovesja v določenem času nastane enako število molekul HI, kolikor te razpadejo na H 2 in I 2 .
Stanje reverzibilne reakcije, pri katerem je hitrost prednje reakcije enaka hitrosti povratne reakcije, imenujemo kemijsko ravnovesje.
Kemijsko ravnovesje je dinamično ravnotežje. V ravnotežnem stanju še naprej potekata tako naprej kot povratna reakcija, a ker sta njuni hitrosti enaki, se koncentracije vseh snovi v reakcijskem sistemu ne spremenijo. Te koncentracije imenujemo ravnotežne koncentracije.
Premik kemijskega ravnovesja
Le Chatelierjevo načelo
Kemijsko ravnotežje je gibljivo. Ko se spremeni zunanje razmere hitrosti reakcije naprej in nazaj lahko postanejo neenake, kar povzroči premik v ravnovesju.
Če zaradi zunanjega vpliva hitrost prednje reakcije postane večja od hitrosti povratne reakcije, potem govorimo o premiku ravnotežja. prav(proti neposredni reakciji). Če hitrost povratne reakcije postane večja od hitrosti neposredne reakcije, govorimo o premiku ravnotežja. levo(proti nasprotni reakciji). Posledica premika ravnotežja je prehod sistema v novo ravnotežno stanje z drugačnim razmerjem koncentracij reagirajočih snovi.
Smer premika ravnotežja je določena z načelom, ki ga je oblikoval francoski znanstvenik Le Chatelier (1884):
Če se na ravnotežni sistem izvaja zunanji vpliv, se ravnotežje premakne proti reakciji (neposredni ali obratni), ki temu vplivu nasprotuje.
Najpomembnejše zunanji dejavniki ki lahko povzročijo premik v kemijskem ravnovesju so:
a) koncentracije reagirajočih snovi;
b) temperatura;
c) tlak.
Vpliv koncentracije reaktantov
Če katero koli snov, ki sodeluje v reakciji, vnesemo v ravnotežni sistem, se ravnotežje premakne proti reakciji, med katero se ta snov porabi. Če katero koli snov odstranimo iz ravnotežnega sistema, se ravnotežje premakne proti reakciji, med katero ta snov nastane.
Na primer, razmislite, katere snovi je treba uvesti in katere snovi je treba odstraniti iz ravnotežnega sistema, da premaknete reakcijo reverzibilne sinteze v desno:
Za premik ravnotežja v desno (proti neposredni reakciji tvorbe amoniaka) je potrebno v ravnotežno mešanico vnesti vodik (tj. Povečati njihove koncentracije) in odstraniti amoniak iz ravnotežne mešanice (tj. Zmanjšati njegovo koncentracijo).
Vpliv temperature
Napredna in povratna reakcija imata nasprotne toplotne učinke: če je direktna reakcija eksotermna, potem je povratna reakcija endotermna (in obratno). Ko se sistem segreje (t.j. njegova temperatura se poveča), se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji; pri ohlajanju (nižja temperatura) se ravnotežje premakne proti eksotermni reakciji.
Na primer, reakcija sinteze amoniaka je eksotermna: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92 kJ, reakcija razgradnje amoniaka (reverzna reakcija) pa je endotermna: 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) - 92 kJ. Zato povišanje temperature premakne ravnotežje proti obratni reakciji razgradnje amoniaka.
Učinek pritiska
Tlak vpliva na ravnotežje reakcij, v katerih sodelujejo plinaste snovi. Če se zunanji tlak poveča, se ravnotežje premakne v smeri reakcije, med katero se število molekul plina zmanjša. Nasprotno pa se ravnotežje premakne proti izobrazbi več plinaste molekule, ko se zunanji tlak zmanjša. Če reakcija poteka brez spreminjanja števila molekul plinastih snovi, potem tlak ne vpliva na ravnotežje v tem sistemu.
Na primer, za povečanje izkoristka amoniaka (premik v desno) je treba povečati tlak v reverzibilnem reakcijskem sistemu, saj se med neposredno reakcijo število plinastih molekul zmanjša (od štirih molekul plina dušika in vodika dve nastanejo molekule plinastega amoniaka).
Zelo pogosto kemijske reakcije potekajo tako, da se primarni reaktanti popolnoma pretvorijo v reakcijske produkte. Na primer, če daste cinkovo zrnce v klorovodikovo kislino, bo reakcija potekala z določeno (zadostno) količino kisline, dokler se cink popolnoma ne raztopi v skladu z enačbo: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
Če to reakcijo izvedemo v nasprotni smeri, z drugimi besedami, spustimo vodik skozi raztopino cinkovega klorida, potem nastane kovinski cink - ta reakcija ne more teči v nasprotno smer, zato je nepovraten.
Kemična reakcija, zaradi katere se primarne snovi skoraj v celoti pretvorijo v končne produkte, se imenuje ireverzibilna.
Take reakcije vključujejo heterogene in homogene reakcije. Na primer, reakcije zgorevanja preprostih snovi - metan CH4, ogljikov disulfid CS2. Kot že vemo, so reakcije zgorevanja eksotermne reakcije. V večini primerov eksotermne reakcije vključujejo reakcije spojin, na primer reakcija gašenja apna: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (sprošča se toplota).
Logično bi bilo domnevati, da endotermne reakcije vključujejo povratne reakcije, tj. reakcija razgradnje. Na primer, reakcija gorenja apnenca: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (toplota se absorbira).
Ne smemo pozabiti, da število ireverzibilnih reakcij ni tako veliko.
Homogene reakcije (med raztopinami snovi) so ireverzibilne, če potekajo s tvorbo netopnega, plinastega produkta ali vode. To pravilo se imenuje "Bertholletovo pravilo". Izvedimo poskus. Vzamemo tri epruvete in vanje nalijemo 2 ml raztopine klorovodikove kisline. V prvo posodo dodajte 1 ml fenolftaleinsko obarvane raztopine malinaste alkalije, ki bo zaradi reakcije izgubila barvo: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
V drugo epruveto dodamo 1 ml raztopine natrijevega karbonata - videli bomo burno reakcijo vrenja, ki nastane zaradi sproščanja ogljikovega dioksida: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.
V tretjo epruveto dodamo nekaj kapljic srebrovega nitrata in vidimo, kako je v njej nastala belkasta oborina srebrovega klorida: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
Večina reakcij je reverzibilnih. Nepopravljivih reakcij ni veliko.
Kemijske reakcije, ki lahko potekajo hkrati v dveh nasprotnih smereh - naprej in nazaj - se imenujejo reverzibilni.
V epruveto nalijte 3 ml vode in dodajte nekaj koščkov lakmusa, nato pa začnite prehajati skozenj z odzračevalna cev ogljikov dioksid, ki izhaja iz druge posode, ki nastane zaradi interakcije marmorja in klorovodikove kisline. Čez nekaj časa bomo videli, da se vijolični lakmus obarva rdeče, kar kaže na prisotnost kisline. Dobili smo krhko ogljikovo kislino, ki je nastala z združitvijo ogljikovega dioksida in vode: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Pustimo to raztopino v stojalu. Čez nekaj časa bomo opazili, da je raztopina spet postala vijolična. Kislina je razpadla na prvotne sestavine: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
Ta proces bo potekal veliko hitreje, če segrejemo raztopino ogljikove kisline. Tako smo ugotovili, da lahko reakcija za proizvodnjo ogljikove kisline poteka tako v smeri naprej kot nazaj, kar pomeni, da je reverzibilna. Reverzibilnost reakcije je pisno označena z dvema nasprotno usmerjenima puščicama: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Med reverzibilnimi reakcijami, ki so osnova za proizvodnjo pomembnih kemičnih izdelkov, navajamo kot primer reakcijo sinteze žveplovega oksida (VI) iz žveplovega oksida (IV) in kisika: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
spletne strani, pri kopiranju materiala v celoti ali delno je obvezna povezava do vira.
Reverzibilne reakcije- kemijske reakcije, ki se v danih pogojih odvijajo hkrati v dveh nasprotnih smereh (naprej in nazaj), začetne snovi niso popolnoma pretvorjene v produkte. na primer: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
Smer reverzibilnih reakcij je odvisna od koncentracij snovi, ki sodelujejo v reakciji. Po zaključku reverzibilne reakcije, tj kemijsko ravnovesje, sistem vsebuje tako izhodne materiale kot reakcijske produkte.
Preprosta (enostopenjska) reverzibilna reakcija je sestavljena iz dveh sočasnih elementarnih reakcij, ki se med seboj razlikujeta le v smeri kemijske transformacije. Smer končne reakcije, ki je dostopna neposrednemu opazovanju, je določena s tem, katera od teh medsebojno inverznih reakcij ima večjo hitrost. Na primer, preprosta reakcija
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2
sestoji iz elementarnih reakcij
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 in 2NO 2 ⇆ N 2 O 4
Za reverzibilnost kompleksne (večstopenjske) reakcije je potrebno, da so vse njene sestavne stopnje reverzibilne.
Za reverzibilne reakcije Enačbo običajno zapišemo takole: A + B AB.
Dve nasprotno usmerjeni puščici kažeta, da se v enakih pogojih obe reakciji naprej in nazaj zgodita istočasno
Nepovratno To so kemijski procesi, katerih produkti ne morejo reagirati med seboj in tvoriti izhodne snovi. Z vidika Termodinamika - začetne stvari se popolnoma spremenijo v izdelke. Primeri ireverzibilnih reakcij vključujejo razgradnjo bertholletove soli pri segrevanju 2КlО3 > 2Кl + 3О2,
Ireverzibilne reakcije so tiste reakcije, ki se pojavijo:
1) nastali produkti zapustijo reakcijsko sfero - oborijo se in sprostijo kot plin, na primer BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) nastane rahlo disociirana spojina, na primer voda: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) reakcijo spremlja veliko sproščanje energije, na primer zgorevanje magnezija
Mg + 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
Kemijsko ravnovesje je stanje reakcijskega sistema, v katerem sta hitrosti prednjih in povratnih reakcij enaki.
Ravnotežna koncentracija snovi so koncentracije snovi v reakcijski mešanici, ki so v stanju kemijskega ravnovesja. Ravnotežno koncentracijo označuje kemijska formula snovi v oglatih oklepajih.
Naslednji vnos na primer kaže, da je ravnotežna koncentracija vodika v ravnotežnem sistemu 1 mol/L.
Kemijsko ravnovesje razlikuje od znanega koncepta "ravnovesja". Kemijsko ravnovesje je dinamično. V sistemu v stanju kemijskega ravnotežja potekajo tako neposredne kot povratne reakcije, vendar sta njihovi hitrosti enaki, zato se koncentracije vključenih snovi ne spreminjajo. Za kemijsko ravnovesje je značilna konstanta ravnotežja, ki je enaka razmerju konstant hitrosti neposredne in povratne reakcije.
Konstanti hitrosti neposredne in povratne reakcije sta hitrosti dane reakcije pri koncentracijah izhodnih snovi za vsako od njih v enakih enotah. Tudi konstanta ravnotežja je enaka razmerju med ravnotežnimi koncentracijami produktov neposredne reakcije po stehiometričnih koeficientih in produktom ravnotežnih koncentracij reaktantov.
Н2+I2 = 2НI
če 
, potem je v sistemu več izhodnih materialov. če 
, potem je v sistemu več reakcijskih produktov. Če je ravnotežna konstanta znatno večja od 1, se reakcija imenuje ireverzibilna.
Položaj kemijskega ravnovesja je odvisen od naslednjih reakcijskih parametrov: temperature, tlaka in koncentracije snovi. Vpliv, ki ga imajo ti dejavniki na kemično reakcijo, je odvisen od vzorca, ki je bil v splošni pogled leta 1884 izrazil francoski fizikalni kemik Le Chatelier, istega leta potrdil nizozemski fizikalni kemik Van't Hoff. Sodobna formulacija Le Chatelierjevega načela je naslednja : če je sistem v stanju ravnotežja, potem vsak vpliv, ki se izraža v spremembi enega od dejavnikov, ki določajo ravnotežje, povzroči spremembo v njem, ki teži k oslabitvi tega vpliva.
Pri Le Chatelierjevem principu govorimo o premiku stanja dinamičnega kemijskega ravnovesja, ta princip imenujemo tudi princip gibljivega ravnovesja ali princip premikajočega se ravnovesja.
Razmislimo o uporabi tega načela za različne primere:
Vpliv temperature. Ko se temperatura spremeni, je premik kemijskega ravnovesja določen z znakom toplotni učinek kemične reakcije. Pri endotermni reakciji, to je reakciji, ki poteka z absorpcijo toplote, povišanje temperature pospeši njen nastanek, saj se temperatura med reakcijo zniža. Zaradi tega se ravnovesje premakne v desno, koncentracije produktov se povečajo, njihov izkoristek pa se poveča. Če se temperatura zniža, opazimo nasprotno sliko: ravnotežje se premakne v levo (proti obratni reakciji, ki se pojavi s sproščanjem toplote), koncentracija in izkoristek produktov se zmanjšata.
Nasprotno, pri eksotermni reakciji zvišanje temperature vodi do premika ravnotežja v levo, znižanje temperature pa vodi do premika ravnotežja v desno.
Spremembe koncentracije produktov in reagentov so posledica dejstva, da se ob spremembi temperature spremeni konstanta ravnotežja reakcije. Povečanje konstante ravnotežja vodi do povečanja donosa izdelkov, zmanjšanje vodi do zmanjšanja.
Na primer, zvišanje temperature v primeru endotermnega procesa razgradnje kalcijevega karbonata CaCO 3 (t) Û CaO (t) + CO 2 (g) − Q povzroči premik ravnotežja v desno, pri eksotermni reakciji pa razgradnjo dušikovega monoksida na enostavne snovi.
2NO Û N 2 + O 2 +Q Povišanje temperature premakne ravnotežje v levo, tj. spodbuja nastajanje NO.
Učinek pritiska. Tlak opazno vpliva na stanje kemijskega ravnovesja le v primerih, ko je vsaj eden od udeležencev kemijske reakcije plin. Povečanje tlaka v takih sistemih spremlja zmanjšanje prostornine in povečanje koncentracije vseh plinastih udeležencev v reakciji.
Če se med reakcijo naprej količina plinastih snovi poveča, potem povečanje tlaka vodi do premika ravnotežja v levo (količina plinov se med povratno reakcijo zmanjša). Če se med reakcijo količina plinastih snovi zmanjša, se z naraščanjem tlaka ravnotežje premakne v desno. Če sta količini plinastih reaktantov in produktov enaki, sprememba tlaka ne vodi do premika kemijskega ravnovesja.
Upoštevati je treba, da spremembe tlaka ne vplivajo na konstanto ravnotežja.
Učinek koncentracije. Po Le Chatelierjevem načelu naj bi povečanje koncentracije enega od udeležencev reakcije povzročilo njegovo porabo. Če torej v sistem dodamo reagent pri V = const, se bo ravnotežje premaknilo v desno, če pa reakcijski produkt - v levo. Odstranitev snovi iz sistema (zmanjšanje njene koncentracije) ima nasprotni učinek.
Vse zgoraj navedeno velja tako za tekoče kot za plinaste raztopine (plinske mešanice)
Kemijske reakcije, ki potekajo v eno smer, se imenujejo nepovraten.
Večina kemičnih procesov je reverzibilen. To pomeni, da pod enakimi pogoji pride do reakcije naprej in nazaj (še posebej, če govorimo o zaprtih sistemih). 
Na primer:
a) reakcija
v odprtem sistemu nepovraten;
b) enaka reakcija
v zaprtem sistemu reverzibilen.
Kemijsko ravnovesje
Oglejmo si podrobneje procese, ki se pojavljajo med reverzibilnimi reakcijami, na primer za pogojno reakcijo:
Na podlagi zakona množičnega delovanja hitrost reakcije naprej:
Ker koncentraciji snovi A in B sčasoma padata, se zmanjšuje tudi hitrost neposredne reakcije.
Pojav reakcijskih produktov pomeni možnost povratne reakcije, sčasoma pa koncentraciji snovi C in D naraščata, kar pomeni, da hitrost povratne reakcije.
Prej ali slej bo doseženo stanje, v katerem se bosta hitrosti prednjih in povratnih reakcij izenačili = .
Imenuje se stanje sistema, v katerem je hitrost neposredne reakcije enaka hitrosti povratne reakcije kemijsko ravnovesje.
V tem primeru ostanejo koncentracije reaktantov in reakcijskih produktov nespremenjene. Imenujejo se ravnotežne koncentracije. Na makro ravni se zdi, da se na splošno nič ne spreminja. Toda v resnici se tako naprej kot nazaj procesi nadaljujejo, vendar z enako hitrostjo. Zato se takšno ravnotežje v sistemu imenuje mobilno in dinamično.
Označimo ravnotežne koncentracije snovi [A], [B], [C], [D]. Potem, ker je = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , kje
kjer so α, β, γ, δ eksponenti, enaka koeficientom v reverzibilni reakciji; K enako - konstanta kemijskega ravnovesja.
Dobljeni izraz kvantitativno opisuje stanje ravnotežja in je matematični izraz zakona o masnem delovanju za ravnotežne sisteme.
Pri stalni temperaturi je konstanta ravnotežja konstantna vrednost za dano reverzibilno reakcijo. Prikazuje razmerje med koncentracijami reakcijskih produktov (števec) in izhodnih snovi (imenovalec), ki se vzpostavi pri ravnotežju.
Ravnotežne konstante se izračunajo iz eksperimentalnih podatkov, ki določajo ravnotežne koncentracije izhodnih snovi in reakcijskih produktov pri določeni temperaturi.
Vrednost konstante ravnotežja označuje izkoristek reakcijskih produktov in popolnost njegovega poteka. Če dobimo K » 1, to pomeni, da je v ravnovesju [C] γ [D] δ "[A] α [B] β , tj. koncentracije reakcijskih produktov prevladujejo nad koncentracijami izhodnih snovi, izkoristek reakcijskih produktov pa je visok.
Pri K enakem « 1 je izkoristek reakcijskih produktov ustrezno nizek. Na primer za reakcijo hidrolize etilnega estra ocetna kislina
konstanta ravnovesja:
pri 20 °C ima vrednost 0,28 (to je manj kot 1).
To pomeni, da pomemben del estra ni bil hidroliziran.
Pri heterogenih reakcijah izražanje ravnotežne konstante vključuje koncentracije samo tistih snovi, ki so v plinski ali tekoči fazi. Na primer za reakcijo
Ravnotežna konstanta je izražena kot sledi:
Vrednost konstante ravnotežja je odvisna od narave reaktantov in temperature.
Konstanta ni odvisna od prisotnosti katalizatorja, saj spremeni aktivacijsko energijo obeh reakcij naprej in nazaj za enako količino. Katalizator lahko le pospeši vzpostavitev ravnovesja, ne da bi vplival na vrednost ravnotežne konstante.
Ravnotežje se vzdržuje za nedoločen čas pri stalnih zunanjih pogojih: temperatura, koncentracija izhodnih snovi, tlak (če v reakciji sodelujejo ali nastajajo plini).
S spreminjanjem teh pogojev je mogoče sistem prestaviti iz enega ravnotežnega stanja v drugo, ki ustreza novim pogojem. Ta prehod se imenuje premik oz premik v ravnovesju.
Oglejmo si različne načine za premik ravnovesja na primeru reakcije med dušikom in vodikom, da nastane amoniak:
Vpliv spreminjanja koncentracije snovi
Ko reakcijski mešanici dodamo dušik N2 in vodik H2, se koncentracija teh plinov poveča, kar pomeni hitrost reakcije naprej se poveča. Ravnotežje se premakne v desno, proti produktu reakcije, to je proti amoniaku NH 3.
N 2 +3H 2 → 2NH 3
Enak zaključek lahko izpeljemo z analizo izraza za konstanto ravnotežja. Ko koncentracija dušika in vodika narašča, se imenovalec povečuje, in ker je K enak. - vrednost je konstantna, števec mora naraščati. Tako se bo povečala količina reakcijskega produkta NH 3 v reakcijski mešanici.
Povečanje koncentracije produkta reakcije amoniaka NH 3 bo povzročilo premik ravnotežja v levo, proti nastanku izhodnih snovi. Ta sklep je mogoče narediti na podlagi podobnega razmišljanja.
Učinek spremembe tlaka
Sprememba tlaka vpliva le na tiste sisteme, kjer je vsaj ena od snovi v plinastem stanju. Z naraščanjem tlaka se prostornina plinov zmanjšuje, kar pomeni, da se njihova koncentracija povečuje.
Predpostavimo, da se tlak v zaprtem sistemu poveča na primer za 2-krat. To pomeni, da se bodo koncentracije vseh plinastih snovi (N 2, H 2, NH 3) v obravnavani reakciji povečale za 2-krat. V tem primeru se bo števec v izrazu za K enako povečal za 4-krat, imenovalec pa za 16-krat, kar pomeni, da bo ravnovesje porušeno. Da bi ga obnovili, se mora koncentracija amoniaka povečati, koncentraciji dušika in vodika pa zmanjšati. Ravnovesje se bo premaknilo v desno. Spremembe tlaka praktično ne vplivajo na prostornino tekočine in trdne snovi, tj. ne spremeni njihove koncentracije. torej stanje kemijskega ravnovesja reakcij, ki ne vključujejo plinov, ni odvisno od tlaka.
Učinek temperaturnih sprememb
Z zviševanjem temperature se povečajo hitrosti vseh reakcij (ekso- in endotermnih). Poleg tega zvišanje temperature bolj vpliva na hitrost tistih reakcij, ki imajo večjo aktivacijsko energijo, kar pomeni endotermna.
Tako se hitrost povratne (endotermne) reakcije poveča bolj kot hitrost neposredne reakcije. Ravnotežje se bo premaknilo v smeri procesa, ki ga spremlja absorpcija energije.
Smer premika ravnotežja je mogoče predvideti z uporabo Le Chatelierjevo načelo:
Če na sistem, ki je v ravnotežju, deluje zunanji vpliv (koncentracija, tlak, spremembe temperature), se ravnotežje premakne na stran, ki ta vpliv oslabi.
Torej:
Z večanjem koncentracije reaktantov se kemijsko ravnovesje sistema premakne v smeri tvorbe reakcijskih produktov;
Z večanjem koncentracije reakcijskih produktov se kemijsko ravnovesje sistema premakne v smeri tvorbe izhodnih snovi;
Z naraščanjem tlaka se kemijsko ravnovesje sistema premakne v smeri reakcije, pri kateri je volumen nastalih plinastih snovi manjši;
Z naraščanjem temperature se kemijsko ravnovesje sistema premakne proti endotermni reakciji;
Ko se temperatura zniža, se premika proti eksotermnemu procesu.
Le Chatelierjevo načelo ni uporabno samo za kemijske reakcije, temveč tudi za številne druge procese: izhlapevanje, kondenzacijo, taljenje, kristalizacijo itd. Pri proizvodnji najpomembnejših kemičnih izdelkov Le Chatelierjevo načelo in izračuni, ki izhajajo iz zakona o delovanju mas omogočajo najti takšne pogoje za izvajanje kemičnih procesov, ki zagotavljajo največji izkoristek želene snovi.
Referenčni material za opravljanje testa:
Mendelejeva tabela
Tabela topnosti
prekvalifikacija izobraževalnih delavcev.
Oddelek za naravoslovje
Tema: “Reverzibilne in ireverzibilne reakcije.
Kemijsko ravnotežje. Le Chatelierjevo načelo.
Delo končano:
Poslušalec skupine X – 1
Učitelj kemije Mestna izobraževalna ustanova Srednja šola št. 6
Dimitrovgrad
Uljanovska regija
Lepihova Tatjana Vasiljevna.
Znanstveni svetnik:
Vodja oddelka
naravne znanosti
Ahmetov Marat Anvarovič
Uljanovsk 2009
Reverzibilne in ireverzibilne kemične reakcije.
Kemijsko ravnotežje.
Le Chatelierjevo načelo.
Cilj dela: 1) Preučevanje značilnosti in vzorcev poteka kemičnih reakcij kot nadaljevanje oblikovanja idej o različne vrste kemijske reakcije, ki temeljijo na reverzibilnosti.
2) Posplošitev in konkretizacija znanja o zakonitostih kemijskih reakcij, oblikovanje veščin za določanje, razlago značilnosti in posledičnih pogojev, potrebnih za nastanek določene reakcije. 3) Razširite in poglobite znanje o raznolikosti kemijskih procesov, naučite učence primerjati, analizirati, razlagati, sklepati in posploševati. 4) Upoštevajte ta del kemijske znanosti kot najpomembnejšega z uporabnega vidika in upoštevajte ideje o kemijskem ravnovesju kot posebnem primeru enotnega zakona naravnega ravnovesja, želje po kompenzaciji, stabilnosti ravnovesja v enotnosti z osnovno obliko obstoj materije, gibanja, dinamike.
Naloge.
Razmislite o temi: "Reverzibilne in ireverzibilne reakcije". konkretni primeri, z uporabo prejšnjih idej o hitrosti kemičnih reakcij.
Nadaljujte s preučevanjem značilnosti reverzibilnih kemijskih reakcij in razvijanjem idej o kemijskem ravnovesju kot dinamičnem stanju reagirajočega sistema.
Preučite principe premika kemijskega ravnovesja in študente naučite določiti pogoje za premik kemijskega ravnovesja.
Študentom dati idejo o pomenu te teme ne samo za kemično proizvodnjo, ampak tudi za normalno delovanježivega organizma in narave kot celote.
Uvod
V naravi, v organizmih živih bitij, v procesu fiziološka aktivnostčloveka pri njegovem delovanju za ustvarjanje pogojev na različnih ravneh: domači, obrambni, industrijski, tehnični, okoljski in drugih, nastane ali izvede na tisoče, milijone povsem različnih reakcij, ki jih je mogoče obravnavati z različnih zornih kotov in klasifikacij. . Kemijske reakcije bomo obravnavali z vidika njihove reverzibilnosti in ireverzibilnosti.
Težko je preceniti pomen teh konceptov: dokler obstaja misleča oseba, človek razmišlja o reverzibilnosti in nepovratnosti procesov, ki se dogajajo v njegovem telesu, večnem problemu podaljšanja človekovega življenja, problemu nepovratnosti posledice njegove življenjske aktivnosti, nepremišljen odnos do narave.
Želim razmisliti o konceptu reverzibilnosti in ireverzibilnosti kemijskih reakcij, konceptu kemijskega ravnovesja in pogojih za njegov premik v »koristno« smer. Predstavite teoretična osnova sledi testiranje, samopreverjanje znanja o tej temi s pomočjo testiranja različne tipologije. Predvidevam, da "prehoditi pot" od enostavnega do več težke naloge, dijaki bodo imeli jasno, dobro znanje ne samo o tej temi, ampak bodo tudi poglobili svoje znanje kemije.
Kemijske reakcije so pojavi, pri katerih se ena (ali nekatere) snovi pretvarjajo v druge, dokaz za to so vidne in nevidne spremembe. Vidno: spremembe barve, vonja, okusa, padavina, sprememba barve indikatorja, absorpcija in sproščanje toplote. Nevidne: spremembe v sestavi snovi, ki jih je mogoče določiti s kvalitativnimi in analitičnimi reakcijami. Vse te reakcije lahko razdelimo na dve vrsti: reverzibilne in ireverzibilne reakcije.
Ireverzibilne reakcije. Reakcije, ki potekajo samo v eno smer in se končajo s popolno pretvorbo začetnih reaktantov v končne snovi, imenujemo ireverzibilne.
Primer takšne reakcije je razpad kalijevega klorata (bertolettove soli) pri segrevanju:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Reakcija se bo ustavila, ko se ves kalijev klorat pretvori v kalijev klorid in kisik. Nepovratnih reakcij ni veliko.
Če se raztopine kisline in alkalij združijo, nastaneta sol in voda, npr.
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, in če so bile snovi vzete v zahtevanih razmerjih, ima raztopina nevtralno reakcijo in v njej ne ostanejo niti sledi klorovodikove kisline in natrijevega hidroksida. Če poskušate izvesti reakcijo v raztopini med nastalimi snovmi - natrijevim kloridom in vodo, potem ne boste našli nobenih sprememb. V takih primerih pravijo, da je reakcija kisline z alkalijo ireverzibilna, tj. ni zračnosti. Številne reakcije so praktično nepovratne pri sobni temperaturi, npr.
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O itd.
Reverzibilne reakcije. Reverzibilne reakcije so tiste, ki potekajo istočasno v dveh medsebojno nasprotnih smereh.
Večina reakcij je reverzibilnih. V enačbah reverzibilnih reakcij sta med levo in desno stran postavljeni puščici, ki kažeta v nasprotni smeri. Primer takšne reakcije je sinteza amoniaka iz vodika in dušika:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
V tehnologiji so reverzibilne reakcije običajno neugodne. Zato različne metode(spremembe temperature, tlaka itd.) jih naredijo praktično nepovratne.
Ireverzibilne reakcije so tiste reakcije, ki se pojavijo:
1) nastali produkti zapustijo reakcijsko sfero - oborijo se, sprostijo v obliki plina, npr.
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) nastane rahlo disociirana spojina, na primer voda:
HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) reakcijo spremlja veliko sproščanje energije, na primer zgorevanje magnezija
Mg+ 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
V enačbah ireverzibilnih reakcij je med levo in desno stranjo enačaj ali puščica.
Številne reakcije so že reverzibilne normalne razmere, to pomeni, da pride do obratne reakcije v opaznem obsegu. Na primer, če poskušate nevtralizirati vodno raztopino zelo šibke hipoklorove kisline z alkalijo, se izkaže, da reakcija nevtralizacije ne poteka do konca in ima raztopina močno alkalno okolje. To pomeni, da je reakcija HClO + NaOH NaClO + H 2 O reverzibilna, tj. Produkti te reakcije, ki reagirajo med seboj, se delno pretvorijo v prvotne spojine. Posledično ima rešitev alkalna reakcija. Reakcija za nastanek estrov je reverzibilna (obratna reakcija se imenuje saponifikacija): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, številni drugi procesi.
Tako kot mnogi drugi koncepti v kemiji je koncept reverzibilnosti v veliki meri poljuben. Običajno velja, da je reakcija ireverzibilna, če so po zaključku koncentracije izhodnih snovi tako nizke, da jih ni mogoče zaznati (seveda je to odvisno od občutljivosti analiznih metod). Ko se spremenijo zunanji pogoji (predvsem temperatura in tlak), lahko ireverzibilna reakcija postane reverzibilna in obratno. Ja, kdaj zračni tlak in temperaturah pod 1000° C se lahko reakcija 2H 2 + O 2 = 2H 2 O še vedno šteje za nepovratno, medtem ko pri temperaturi 2500° C in več voda disociira na vodik in kisik za približno 4 %, pri temperaturi 3000° C - že za 20 %.
Ob koncu 19. stol. Nemški fizikalni kemik Max Bodenstein (1871–1942) je podrobno preučeval procese nastajanja in termične disociacije jodivodika: H 2 + I 2 2HI. S spreminjanjem temperature je lahko dosegel prednostni potek le prednje ali samo povratne reakcije, vendar sta v splošnem primeru obe reakciji potekali hkrati v nasprotnih smereh. Podobnih primerov je veliko. Ena najbolj znanih je reakcija sinteze amoniaka 3H 2 + N 2 2NH 3; Reverzibilne so tudi številne druge reakcije, na primer oksidacija žveplovega dioksida 2SO 2 + O 2 2SO 3, reakcije organskih kislin z alkoholi itd.
Reakcija se imenuje reverzibilna, če je njena smer odvisna od koncentracije snovi, ki sodelujejo v reakciji. Na primer, pri heterogeni katalitični reakciji N2 + 3H2 = 2NH3 (1) pri nizki koncentraciji amoniaka v plinu in visokih koncentracijah dušika in vodika nastane amoniak; nasprotno, pri visoki koncentraciji amoniaka se razgradi, reakcija poteka v nasprotni smeri. Po zaključku reverzibilne reakcije, tj. po doseganju kemijskega ravnovesja, sistem vsebuje tako izhodne snovi kot reakcijske produkte. Reakcija se imenuje ireverzibilna, če lahko poteka samo v eni smeri in se konča s popolno pretvorbo izhodnih snovi v produkte; primer je razgradnja eksplozivov. Ista reakcija je lahko glede na pogoje (temperatura, tlak) bistveno reverzibilna ali praktično ireverzibilna. Preprosta (enostopenjska) reverzibilna reakcija je sestavljena iz dveh sočasnih elementarnih reakcij, ki se med seboj razlikujeta le v smeri kemijske transformacije. Smer končne reakcije, ki je dostopna neposrednemu opazovanju, je določena s tem, katera od teh medsebojno inverznih reakcij ima večjo hitrost. Enostavna reakcija N2O4 Û 2NO2 (2) je na primer sestavljena iz elementarnih reakcij N2O4 × 2NO2 in 2NO2 × N2O4 Za reverzibilnost kompleksne (večstopenjske) reakcije, na primer reakcije (1), je potrebno, da vse njene sestavine stopnje so reverzibilne.? M. I. Tjomkin.
KEMIJSKO RAVNOTEŽJE.
Kemijsko ravnovesje- stanje sistema, v katerem je hitrost neposredne reakcije (V 1) enaka hitrosti povratne reakcije (V 2). V kemijskem ravnovesju ostanejo koncentracije snovi nespremenjene. Kemijsko ravnovesje je po naravi dinamično: neposredne in povratne reakcije se ne ustavijo pri ravnotežju.
Stanje kemijskega ravnovesja je kvantitativno označeno s konstanto ravnotežja, ki je razmerje med konstantami neposredne (K 1) in povratne (K 2) reakcije.
Za reakcijo mA + nB pC + dD je konstanta ravnotežja enaka
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Konstanta ravnotežja je odvisna od temperature in narave reaktantov. Večja kot je konstanta ravnotežja, bolj se ravnotežje premakne v smeri tvorbe produktov neposredne reakcije. V stanju ravnovesja se molekule ne nehajo trkati in interakcije med njimi ne nehajo, koncentracije snovi pa ostajajo konstantne. Te koncentracije imenujemo ravnotežne.
|
Ravnotežna koncentracija- koncentracija snovi, ki sodeluje v reverzibilni kemijski reakciji, ki je dosegla stanje ravnovesja. |
Ravnotežna koncentracija je označena s formulo snovi v oglatih oklepajih, na primer:
z ravnovesje (H 2) = oz R ravnovesje (HI) = .
Kot vse druge koncentracije se tudi ravnotežna koncentracija meri v molih na liter.
Če bi v primerih, ki smo jih obravnavali, vzeli druge koncentracije izhodnih snovi, potem bi po doseganju ravnotežja dobili različne vrednosti ravnotežnih koncentracij. Te nove vrednosti (označene z zvezdicami) bodo povezane s starimi na naslednji način:
.
Na splošno za reverzibilno reakcijo
a A+ b B d D+ f F
v stanju ravnotežja pri konstantni temperaturi opazimo razmerje
To razmerje se imenuje zakon množičnega delovanja, ki je formuliran na naslednji način:
pri konstantni temperaturi je razmerje med zmnožkom ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov, vzetih po potencah, enakih njihovim koeficientom, in zmnožkom ravnotežnih koncentracij izhodnih snovi, vzetih po potencah, enakih njihovim koeficientom, konstantna vrednost .
Konstantna vrednost ( TO Z) je poklican konstanta ravnovesja ta reakcija. Indeks "c" v oznaki te vrednosti pomeni, da so bile za izračun konstante uporabljene koncentracije.
Če je konstanta ravnotežja velika, se ravnotežje premakne proti produktom neposredne reakcije; če je majhna, potem proti izhodnim snovem. Če je konstanta ravnotežja zelo velika, potem rečemo, da je reakcija " skoraj nepovratno"če je konstanta ravnotežja zelo majhna, potem je reakcija " praktično ne deluje."
Ravnotežna konstanta - za vsako reverzibilno reakcijo je vrednost konstantna samo pri konstantni temperaturi. Za isto reakcijo pri različnih temperaturah ima konstanta ravnotežja različne vrednosti.
Podan izraz za zakon o delovanju mas velja samo za reakcije, v katerih so vsi udeleženci bodisi plini bodisi raztopljene snovi. V drugih primerih se enačba za konstanto ravnotežja nekoliko spremeni.
Na primer pri reverzibilni reakciji, ki poteka pri visoki temperaturi
C (g) + CO 2 2CO (g)
vpleten je trdi grafit C (g). Formalno z uporabo zakona o masnem delovanju zapišemo izraz za konstanto ravnotežja te reakcije, ki jo označuje DO":
Trden grafit, ki leži na dnu reaktorja, reagira samo s površine, njegova "koncentracija" pa ni odvisna od mase grafita in je konstantna za vsako razmerje snovi v mešanici plinov.
Pomnožimo desno in levo stran enačbe s to konstanto:
Dobljena vrednost je konstanta ravnotežja te reakcije:
Podobno za ravnovesje druge reverzibilne reakcije, ki prav tako poteka pri visoki temperaturi,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
dobimo konstanto ravnovesja
TO Z = .
V tem primeru je preprosto enaka ravnotežni koncentraciji ogljikovega dioksida.
Z meroslovnega vidika ravnotežna konstanta ni ena fizikalna količina. To je skupina količin z različnimi merskimi enotami, odvisno od specifičnega izraza konstante v smislu ravnotežnih koncentracij. Na primer, za reverzibilno reakcijo grafita z ogljikovim dioksidom [ K c] = 1 mol/l, enaka merska enota za ravnotežno konstanto reakcije termičnega razkroja kalcijevega karbonata, ravnotežna konstanta reakcije sinteze vodikovega jodida pa je brezdimenzijska količina. Na splošno [ K c] = 1 (mol/l) n .
Premik v kemijskem ravnovesju. Le Chatelierjevo načelo
Prehod ravnotežnega kemijskega sistema iz enega ravnotežnega stanja v drugega imenujemo premik (premik) kemijskega ravnovesja, ki se izvaja s spreminjanjem termodinamičnih parametrov sistema - temperature, koncentracije, tlaka.Ko se ravnotežje premakne v smeri naprej, se doseže povečanje izkoristka produktov, pri premiku v nasprotni smeri pa zmanjšanje. dosežena stopnja pretvorbe reagenta. Oboje je lahko uporabno v kemijski tehnologiji. Ker so skoraj vse reakcije v eni ali drugi meri reverzibilne, se v industriji in laboratorijski praksi pojavljata dva problema: kako pridobiti produkt "koristne" reakcije z največjim izkoristkom in kako zmanjšati izkoristek produktov "škodljive" reakcije. V obeh primerih je treba premakniti ravnovesje bodisi proti reakcijskim produktom bodisi proti izhodnim snovem. Če želite izvedeti, kako to storiti, morate vedeti, od česa je odvisen ravnotežni položaj katere koli reverzibilne reakcije.
Ravnotežni položaj je odvisen od:
1) na vrednost ravnotežne konstante (to je na naravo reaktantov in temperaturo),
2) o koncentraciji snovi, ki sodelujejo v reakciji in
3) na tlak (pri plinskih sistemih je sorazmeren s koncentracijami snovi).
Za kvalitativno oceno vpliv na kemijsko ravnovesje vseh teh zelo različnih dejavnikov je inherentno univerzalen Le Chatelierjevo načelo(Francoski fizikalni kemik in metalurg Henri Louis Le Chatelier jo je formuliral leta 1884), ki je uporabna za vse ravnotežne sisteme, ne le za kemične.
Če na sistem v ravnovesju vplivamo od zunaj, se ravnovesje v sistemu premakne v smer, v kateri se ta vpliv delno kompenzira.
Kot primer vpliva na ravnotežni položaj koncentracij snovi, ki sodelujejo v reakciji, si oglejmo reverzibilno reakcijo za proizvodnjo vodikovega jodida.
H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g).
Po zakonu o delovanju mase v stanju ravnovesja
.
Naj se v reaktorju s prostornino 1 liter pri določeni stalni temperaturi vzpostavi ravnotežje, v katerem so koncentracije vseh udeležencev v reakciji enake in enake 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol/ l; = 1 mol/l). Zato pri tej temperaturi TO Z= 1. Ker je prostornina reaktorja 1 liter, n(H 2) = 1 mol, n(I 2) = 1 mol in n(HI) = 1 mol. V času t 1 dodamo v reaktor še 1 mol HI, njegova koncentracija bo postala enaka 2 mol/l. Ampak do TO Z ostala nespremenjena, bi se morali povečati koncentraciji vodika in joda, to pa je mogoče le zaradi razgradnje dela vodikovega jodida po enačbi
2HI (g) = H 2 (g) + I 2 (g).
Naj t 2 razpade do trenutka, ko je doseženo novo ravnovesno stanje x mol HI in s tem dodatnih 0,5 x mol H 2 in I 2. Nove ravnotežne koncentracije udeležencev reakcije: = (1 + 0,5 x) mol/l; = (1 + 0,5 x) mol/l; = (2 - x) mol/l. Če nadomestimo številčne vrednosti količin v izraz zakona masnega delovanja, dobimo enačbo
Kje x= 0,667. Zato = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Hitrost reakcije in ravnotežje.
Naj gre za reverzibilno reakcijo A + B C + D. Če predpostavimo, da napredna in povratna reakcija potekata v eni stopnji, bosta hitrosti teh reakcij neposredno sorazmerni s koncentracijami reagentov: hitrost neposredne reakcije v 1 = k 1 [A][B], hitrost povratne reakcije v 2 = k 2 [C][D] (oglati oklepaji označujejo molske koncentracije reagentov). Vidimo lahko, da se s potekom direktne reakcije koncentraciji izhodnih snovi A in B zmanjšujeta, zato se hitrost direktne reakcije ustrezno zmanjšuje. Hitrost povratne reakcije, ki je v začetnem trenutku enaka nič (ni produktov C in D), postopoma narašča. Prej ali slej bo prišel trenutek, ko se bosta stopnji naprej in nazaj reakcije izenačili. Po tem se koncentracije vseh snovi - A, B, C in D skozi čas ne spremenijo. To pomeni, da je reakcija dosegla ravnotežni položaj, koncentracije snovi, ki se s časom ne spremenijo, pa imenujemo ravnotežne. Toda za razliko od mehanskega ravnovesja, v katerem se vsako gibanje ustavi, se v kemijskem ravnovesju obe reakciji - tako direktna kot obratna - nadaljujeta, vendar sta njuni hitrosti enaki in zato se zdi, da v sistemu ne pride do sprememb. Obstaja veliko načinov za dokazovanje pojava naprednih in povratnih reakcij po doseženem ravnotežju. Na primer, če v mešanico vodika, dušika in amoniaka, ki je v ravnotežnem položaju, vnesemo malo izotopa vodika, devterija D2, bo občutljiva analiza takoj zaznala prisotnost atomov devterija v molekulah amoniaka. In obratno, če v sistem vnesete malo devteriranega amoniaka NH 2 D, se bo devterij takoj pojavil v začetnih snoveh v obliki molekul HD in D 2. Še en spektakularen poskus so izvedli na Fakulteti za kemijo Moskovske državne univerze. Srebrno ploščo smo postavili v raztopino srebrovega nitrata in nismo opazili nobenih sprememb. Nato je bila v raztopino uvedena majhna količina radioaktivnih srebrovih ionov, nakar je srebrna plošča postala radioaktivna. Niti izpiranje plošče z vodo niti pranje niso mogli "odplakniti" te radioaktivnosti. klorovodikova kislina. Samo jedkanje z dušikovo kislino ali mehanska obdelava površine s finim brusnim papirjem je povzročilo neaktivnost. Ta poskus je mogoče razložiti samo na en način: med kovino in raztopino poteka stalna izmenjava atomov srebra, tj. v sistemu poteka reverzibilna reakcija Ag(s) – e – = Ag +. Zato je dodatek radioaktivnih ionov Ag + v raztopino povzročil njihovo "vgradnjo" v ploščo v obliki električno nevtralnih, a še vedno radioaktivnih atomov. Tako niso v ravnotežju samo kemične reakcije med plini ali raztopinami, temveč tudi procesi raztapljanja kovin in usedlin. na primer trdna se najhitreje raztopi, če ga damo v čisto topilo, ko je sistem daleč od ravnovesja, v v tem primeru– iz nasičene raztopine. Postopoma se hitrost raztapljanja zmanjšuje, hkrati pa se povečuje hitrost obratnega procesa - prehod snovi iz raztopine v kristalno oborino. Ko se raztopina nasiči, sistem doseže stanje ravnovesja, v katerem sta hitrosti raztapljanja in kristalizacije enaki, masa oborine pa se s časom ne spreminja. Kako se lahko sistem »zoperstavi« spremembam zunanjih pogojev? Če na primer temperaturo ravnotežne zmesi povečamo s segrevanjem, sistem sam seveda ne more »oslabiti« zunanjega segrevanja, vendar se ravnotežje v njem premakne tako, da reakcijski sistem segreje na določeno temperaturo. zahteva večjo količino toplote kot v primeru, če se ravnotežje ne premakne. V tem primeru se ravnovesje premakne tako, da se toplota absorbira, tj. proti endotermni reakciji. To si lahko razlagamo kot »željo sistema, da oslabi zunanji vpliv«. Po drugi strani pa, če je na levi in desni strani enačbe neenako število plinastih molekul, se lahko ravnotežje v takem sistemu premakne s spremembo tlaka. Z naraščanjem tlaka se ravnovesje premakne na stran, kjer je manjše število plinastih molekul (in na ta način tako rekoč »zoperstavi« zunanjemu tlaku). Če se število plinastih molekul med reakcijo ne spremeni
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), potem tlak ne vpliva na ravnotežni položaj. Upoštevati je treba, da se ob spremembi temperature spremeni tudi ravnotežna konstanta reakcije, ko pa se spremeni le tlak, ostane konstantna.
Več primerov uporabe Le Chatelierovega načela za napovedovanje premikov v kemijskem ravnovesju. Reakcija 2SO 2 + O 2 2SO 3 (g) je eksotermna. Če se temperatura poveča, bo endotermna reakcija razgradnje SO 3 izkoristila prednost in ravnotežje se bo premaknilo v levo. Če znižate temperaturo, se bo ravnotežje premaknilo v desno. Tako je zmes SO 2 in O 2 v stehiometričnem razmerju 2:1 ( cm . STEHIOMERIJA), pri temperaturi 400 ° C in atmosferskem tlaku se spremeni v SO 3 z izkoristkom približno 95%, tj. ravnotežno stanje se pri teh pogojih skoraj popolnoma premakne proti SO 3 . Pri 600 ° C vsebuje ravnotežna zmes že 76 % SO 3, pri 800 ° C pa le še 25 %. Zato pri zgorevanju žvepla v zraku nastane predvsem SO 2 in le približno 4 % SO 3 . Iz reakcijske enačbe izhaja tudi, da bo povečanje celotnega tlaka v sistemu premaknilo ravnotežje v desno, z znižanjem tlaka pa se bo ravnotežje premaknilo v levo.
Reakcija odvzema vodika iz cikloheksana, da nastane benzen
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 poteka v plinski fazi, tudi v prisotnosti katalizatorja. Ta reakcija poteka s porabo energije (endotermna), vendar s povečanjem števila molekul. Zato bo učinek temperature in tlaka nanj ravno nasproten od tistega, ki ga opazimo pri sintezi amoniaka. Namreč: povečanje ravnotežne koncentracije benzena v mešanici olajšata zvišanje temperature in znižanje tlaka, zato se reakcija v industriji izvaja pri nizkih tlakih (2–3 atm) in visoke temperature(450–500 °C). Tu je zvišanje temperature "dvojno ugodno": ne le poveča hitrost reakcije, ampak prispeva tudi k premiku ravnotežja v smeri tvorbe ciljnega produkta. Seveda bi še večje znižanje tlaka (na primer na 0,1 atm) povzročilo nadaljnji premik ravnotežja v desno, vendar bi bilo v tem primeru v reaktorju premalo snovi, zmanjšala pa bi se tudi hitrost reakcije. , tako da se skupna produktivnost ne bi povečala, ampak zmanjšala. Ta primer še enkrat kaže, da je ekonomsko zdrava industrijska sinteza uspešen manever med »Scilo in Haribdo«.
Le Chatelierjev princip deluje tudi v tako imenovanem halogenskem ciklu, ki se uporablja za proizvodnjo titana, niklja, hafnija, vanadija, niobija, tantala in drugih kovin visoke čistosti. Pri reakciji kovine s halogenom, na primer Ti + 2I 2 TiI 4, se sprošča toplota, zato se z naraščajočo temperaturo ravnovesje premakne v levo. Tako pri 600 ° C titan zlahka tvori hlapni jodid (ravnovesje se premakne v desno), pri 110 ° C pa jodid razpade (ravnovesje se premakne v levo) s sproščanjem zelo čiste kovine. Ta cikel deluje tudi v halogenskih žarnicah, kjer volfram izhlapi iz tuljave in se usede na hladnejše stene tvori hlapne spojine s halogeni, ki na vroči tuljavi ponovno razpadejo, volfram pa se prenese na prvotno mesto.
Poleg sprememb temperature in tlaka obstaja še ena učinkovit način vplivajo na ravnotežni položaj. Predstavljajmo si to iz ravnotežne mešanice
A + B C + D se snov izloči. V skladu z Le Chatelierjevim načelom se bo sistem takoj "odzval" na tak vpliv: ravnovesje se bo začelo premikati tako, da bo nadomestilo izgubo določene snovi. Če na primer snov C ali D (ali obe hkrati) odstranimo iz reakcijskega območja, se bo ravnotežje premaknilo v desno, če odstranimo snovi A ali B, pa v levo. Vnos katere koli snovi v sistem bo prav tako premaknil ravnotežje, vendar v drugo smer.
Snovi je mogoče odstraniti iz reakcijskega območja različne poti. Na primer, če je žveplov dioksid v tesno zaprti posodi z vodo, bo vzpostavljeno ravnovesje med plinastim, raztopljenim in zreagiranim žveplovim dioksidom:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Če posodo odpremo, bo žveplov dioksid postopoma začel izhlapevati in ne bo mogel več sodelovati v procesu - ravnovesje se bo začelo premikati v levo, do popolne razgradnje žveplova kislina. Podoben proces lahko opazujemo vsakič, ko odprete steklenico limonade oz mineralna voda: ravnovesje CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 se premakne v levo, ko CO 2 izhlapi.
Odstranitev reagenta iz sistema je mogoča ne samo s tvorbo plinastih snovi, temveč tudi z vezavo enega ali drugega reagenta, da nastane netopna spojina, ki se obori. Na primer, če v vodno raztopino CO 2 vnesemo presežek kalcijeve soli, bodo ioni Ca 2+ z reakcijo z ogljikovo kislino tvorili oborino CaCO 3 ; ravnovesje CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 se bo premikalo v desno, dokler v vodi ne bo več raztopljenega plina.
Ravnovesje lahko premaknemo tudi z dodajanjem reagenta. Tako se pri združitvi razredčenih raztopin FeCl 3 in KSCN pojavi rdečkasto-oranžna barva kot posledica tvorbe železovega tiocianata (rodanida):
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Če raztopini dodamo še FeCl 3 ali KSCN, se obarvanost raztopine poveča, kar kaže na premik ravnotežja v desno (kot da oslabi zunanji vpliv). Če raztopini dodate presežek KCl, se bo ravnotežje premaknilo v levo, barva pa bo oslabela v svetlo rumeno.
Ni zaman, da formulacija Le Chatelierjevega načela kaže, da je mogoče napovedati rezultate zunanjih vplivov samo za sisteme, ki so v stanju ravnovesja. Če zanemarite to navodilo, zlahka pridete do popolnoma napačnih zaključkov. Znano je na primer, da se trdne alkalije (KOH, NaOH) raztopijo v vodi in sproščajo velika količina toplota - raztopina se segreje skoraj toliko kot pri mešanju koncentrirane žveplove kisline z vodo. Če pozabimo, da je načelo uporabno samo za ravnotežne sisteme, lahko naredimo napačen sklep, da se mora z naraščanjem temperature topnost KOH v vodi zmanjšati, saj je ravno ta premik v ravnotežju med oborino in nasičeno raztopino tisti, vodi v "oslabitev zunanjega vpliva". Vendar proces raztapljanja KOH v vodi sploh ni ravnotežni proces, saj je vanj vključena brezvodna alkalija, medtem ko je oborina, ki je v ravnotežju z nasičeno raztopino, hidrati KOH (predvsem KOH 2H 2 O). Prehod tega hidrata iz usedline v raztopino je endotermni proces, tj. ne spremlja segrevanje, temveč ohlajanje raztopine, tako da je Le Chatelierjevo načelo za ravnotežni proces tudi v tem primeru izpolnjeno. Na enak način, ko se v vodi raztopijo brezvodne soli - CaCl 2, CuSO 4 itd., Se raztopina segreje, in ko se raztopijo kristalni hidrati CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O, se ohladi.
V učbenikih in poljudni literaturi lahko najdete še en zanimiv in poučen primer zmotne uporabe Le Chatelierjevega načela. Če ravnotežno mešanico rjavega dušikovega dioksida NO 2 in brezbarvnega tetroksida N 2 O 4 vstavite v prozorno plinsko brizgo in nato z batom hitro stisnete plin, se bo intenzivnost barve takoj okrepila in čez nekaj časa (desetine sekund ) bo spet oslabel, čeprav ne bo dosegel prvotnega. To izkušnjo običajno razlagajo takole. Hitro stiskanje zmesi povzroči povečanje tlaka in s tem koncentracije obeh komponent, zato zmes postane temnejša. Toda povečanje tlaka v skladu z Le Chatelierjevim načelom premakne ravnotežje v sistemu 2NO 2 N 2 O 4 proti brezbarvnemu N 2 O 4 (število molekul se zmanjša), zato zmes postopoma postane svetlejša in se približa novemu ravnotežju. položaj, ki ustreza povečanemu tlaku.
Zmotnost te razlage izhaja iz dejstva, da obe reakciji - disociacija N 2 O 4 in dimerizacija NO 2 - potekata izredno hitro, tako da se ravnotežje tako ali tako vzpostavi v milijoninkah sekunde, zato je nemogoče potisnite bat tako hitro, da porušite ravnotežje. Ta poskus je mogoče razložiti drugače: stiskanje plina povzroči občutno povišanje temperature (ta pojav pozna vsakdo, ki je moral napihniti pnevmatiko s črpalko za kolesa). In v skladu z istim načelom Le Chatelierja se ravnovesje takoj premakne proti endotermni reakciji, ki se pojavi z absorpcijo toplote, tj. proti disociaciji N 2 O 4 - zmes potemni. Nato se plini v brizgi počasi ohladijo na sobno temperaturo in ravnotežje se ponovno premakne proti tetroksidu - zmes postane lažja.
Le Chatelierjevo načelo dobro deluje tudi v primerih, ki nimajo nobene zveze s kemijo. V normalno delujočem gospodarstvu je celotna količina denarja v obtoku v ravnovesju z blagom, ki ga je mogoče kupiti s tem denarjem. Kaj se bo zgodilo, če se "zunanji vpliv" izkaže kot želja vlade, da natisne več denarja za poplačilo dolgov? V strogem skladu z Le Chatelierjevim načelom se bo ravnovesje med dobrinami in denarjem premaknilo tako, da bo oslabilo zadovoljstvo državljanov, da imajo več denarja. Cene blaga in storitev se bodo namreč dvignile in na ta način se bo vzpostavilo novo ravnotežje. Še en primer. V enem od ameriških mest so se ga odločili znebiti stalni prometni zastoji s širitvijo avtocest in gradnjo prometnih vozlišč. To je nekaj časa pomagalo, potem pa so navdušeni prebivalci začeli kupovati več avtomobilov, tako da so se kmalu spet pojavili prometni zamaški - a z novim "ravnovesjem" med cestami in več avtomobili.
Torej, poglejmo glavne zaključke o načinih za premik kemijskega ravnovesja.
Le Chatelierjevo načelo. Če pride do zunanjega vpliva na sistem, ki je v ravnotežju (koncentracija, temperatura, spremembe tlaka), potem je to ugodno za pojav tiste od obeh nasprotnih reakcij, ki ta vpliv oslabi.
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
IN |
|
V 2 |
1. Pritisk. Povečanje tlaka (za pline) premakne ravnovesje v smeri reakcije, ki vodi do zmanjšanja prostornine (tj. tvorbe manjšega števila molekul).
2. Zvišanje temperature premakne ravnotežni položaj proti endotermni reakciji (tj. proti reakciji, ki se pojavi z absorpcijo toplote)
3. Povečanje koncentracije izhodnih snovi in odstranitev produktov iz reakcijske krogle premakne ravnotežje v smeri neposredne reakcije. Povečanje koncentracij izhodnih snovi [A] ali [B] ali [A] in [B]: V 1 > V 2.
Katalizatorji ne vplivajo na ravnotežni položaj.
Le Chatelierjev princip v naravi.
Ko preučujem to temo, želim vedno dati primer želje vseh živih bitij po ravnovesju, kompenzaciji. Na primer: sprememba populacije miši - leto orehov - hrane za miši je veliko, populacija miši hitro narašča. Z večanjem števila miši se zmanjšuje količina hrane, zaradi kopičenja glodalcev pa se povečuje rast različnih nalezljive bolezni med mišmi, zato prihaja do postopnega zmanjševanja velikosti populacije glodalcev. Po določenem času pride do dinamičnega ravnovesja v številu rojenih in poginulih miši, premik tega ravnovesja se lahko pojavi v eno ali drugo smer pod vplivom zunanjih, ugodnih ali neugodnih pogojev.
IN Človeško telo pride do biokemičnih procesov, ki jih lahko uravnavamo tudi po Le Chatelierjevem principu. Včasih zaradi takšne reakcije telo začne proizvajati strupene snovi, ki povzročajo določeno bolezen. Kako preprečiti ta proces?
Spomnimo se takšne metode zdravljenja, kot je homeopatija. Metoda je sestavljena iz uporabe zelo majhnih odmerkov tistih zdravil, ki v velikih odmerkih povzročajo zdrava oseba znaki katere koli bolezni. Kako zdravilo za strup deluje v tem primeru? Produkt neželene reakcije se vnese v telo in po Le Chatelierjevem principu se ravnovesje premakne proti izhodnim snovem. Proces, ki povzroča boleče motnje v telesu, izzveni.
Praktični del.
Spremljanje stopnje obvladovanja obravnavane teme poteka v obliki testov. Testni sistem jedrnato in natančno oblikovanih in standardiziranih nalog, ki morajo biti podane v omejenem času, kratkih in natančnih odgovorov, ocenjenih po točkovnem sistemu. Pri sestavljanju testov sem se osredotočil na naslednje ravni:
Reproduktivni – učenci na tej stopnji izvajajo predvsem na podlagi spomina.
Produktiven – doseganje te ravni od učencev zahteva razumevanje preučevanih formulacij, konceptov, zakonov in sposobnost vzpostavljanja odnosov med njimi.
Ustvarjalnost - sposobnost napovedovanja na podlagi obstoječega znanja, snovanja, analiziranja, sklepanja, primerjanja, posploševanja.
Zaprti testi ali testi, pri katerih mora testiranec med podanimi možnostmi izbrati pravilen odgovor.
A) Reproduktivna raven: testi z alternativnimi odgovori, pri katerih mora preiskovanec odgovoriti z da ali ne. Ocenite 1 točko.
Reakcija zgorevanja fosforja -
a) da b) ne
Reakcija razgradnje
reverzibilna reakcija
a) da b) ne
Povišanje temperature
živosrebrov oksid II na živo srebro
in kisik
a) da b) ne
V živih sistemih
in ireverzibilnih procesov
a) da b) ne.
Testi z izbiro enega pravilnega odgovora
V katerem sistemu se bo kemijsko ravnotežje premaknilo v desno z naraščanjem tlaka?
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 točka
dvig temperature
z uporabo katalizatorja
znižanje temperature; 1 točka
O stanju kemijskega ravnovesja v sistemu
ne vpliva
povečanje pritiska
povečanje koncentracije joda
povišanje temperature
znižanje temperature; 1 točka
V katerem sistemu povečanje koncentracije vodika premakne kemijsko ravnovesje v levo?
C(s)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(s)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 točka
V katerem sistemu povečanje tlaka ne vpliva na premik kemijskega ravnovesja?
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 točka
O kemijskem ravnovesju v sistemu
nima vpliva
povišanje temperature
povečanje pritiska
odstranitev amoniaka iz reakcijskega območja
uporaba katalizatorja 1 točka
Kemijsko ravnotežje v sistemu
premakne v smeri tvorbe reakcijskega produkta, ko
povečan pritisk
dvig temperature
zmanjšanje pritiska
uporaba katalizatorja 1 točka
Pri proizvodnji žveplove kisline na stopnji oksidacije SO2 v SO3 za povečanje izkoristka produkta
povečati koncentracijo kisika
povečati temperaturo
nižji krvni tlak
uveden je katalizator; 1,5 točke
Alken + H2 ↔ alkan
pri segrevanju reakcijske mešanice
ravnovesje se bo premaknilo v desno
ravnovesje se bo premaknilo v levo
ravnovesje bo potekalo v obe smeri z enako verjetnostjo
te snovi niso v stanju ravnotežja pod določenimi pogoji; 1,5 točke
Kemijsko ravnotežje v sistemu
premakne v smeri tvorbe izhodnih snovi
1) naraščajoči pritisk
dvig temperature
zmanjšanje pritiska
uporaba katalizatorja; 1 točka
O premiku ravnotežja v sistemu v desno
vplivi
padec temperature
povečanje pritiska
uporaba katalizatorja
zvišanje temperature; 1 točka
Ireverzibilna reakcija ustreza enačbi
dušik+vodik=amoniak
acetilen+kisik=ogljikov dioksid+voda
vodik+jod=vodikov jodid
žveplov dioksid + kisik = žveplov anhidrid; 1,5 točke
Testi izbire, med katerim mora preiskovanec izbrati 1-2 pravilna odgovora ali primerjati 2 predlagana pogoja pri izbiri odgovora.
V katerem sistemu se bo kemijsko ravnotežje premaknilo proti produktom reakcije tako z naraščanjem tlaka kot z nižanjem temperature?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 točke
Kemijsko ravnotežje v sistemu
NH3+H2O↔NH4+OH
se bo ob dodajanju preusmeril v smeri tvorbe amoniaka vodna raztopina amoniak
natrijev klorid
natrijev hidroksid
klorovodikove kisline
aluminijev klorid; 1,5 točke
19) Reakcija hidratacije etilena CH2=CH2+H2O ↔ je velikega praktičnega pomena, vendar je reverzibilna; za premik ravnotežja reakcije v desno je potrebno
zvišanje temperature (>280 stopinj C)
zmanjšajte količino vode v reakcijski mešanici
povečati tlak (več kot 80 atmosfer)
zamenjajte kislinski katalizator s platino; 1 točka
Reakcija dehidrogeniranja butana je endotermna. Za premik reakcijskega ravnovesja v desno je potrebno
uporabite bolj aktiven katalizator, kot je platina
znižajte temperaturo
povečati krvni tlak
povečati temperaturo; 1 točka
Za reakcijo ocetne kisline z metanolom, da nastane eter in voda, bo premik ravnotežja v levo prispeval k
ustreznega katalizatorja
dodajanje koncentrirane žveplove kisline
uporaba dehidriranih začetnih materialov
dodajanje etra; 1,5 točke
Testi za odstranjevanje nepotrebnih stvari (če vidite nekaj nepotrebnega, to odstranite)
Na premik ravnotežja vpliva
sprememba tlaka
uporaba katalizatorja
sprememba koncentracije snovi, ki sodelujejo v reakciji
sprememba temperature; 1 točka
Povečanje ali znižanje tlaka vpliva na premik kemijskega ravnovesja v reakcijah
premikanje s sproščanjem toplote
reakcije, ki vključujejo plinaste snovi
reakcije, ki se pojavijo z zmanjšanjem volumna
reakcije, ki se pojavijo s povečanjem volumna; 1,5 točke
Reakcija je ireverzibilna
gorenje premoga
izgorevanje fosforja
sinteza amoniaka iz dušika in vodika
zgorevanje metana; 1,5 točke
Testi združevanja vključujejo seznam predlaganih formul, enačb, izrazov, ki jih je treba razdeliti glede na določene značilnosti
S hkratnim zvišanjem temperature in znižanjem tlaka se bo kemijsko ravnovesje v sistemu premaknilo v desno.
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 točki
Reakcija hidrogeniranja propena je eksotermna. Za premik kemijskega ravnovesja v desno je potrebno
padec temperature
povečanje pritiska
zmanjšanje koncentracije vodika
zmanjšanje koncentracije propena; 1 točka
Naloge skladnosti.
Pri izvajanju testov mora subjekt ugotoviti ujemanje elementov dveh seznamov z več možnimi odgovori.
Reakcijsko ravnotežje se premakne v desno. Uskladiti.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Z naraščajočo temperaturo
B) CO2+C(trdno)↔2CO-Q 3) Ko se tlak zmanjša
D) N2O(g)+S(s)↔2N2(g) 4) Z naraščajočo kontaktno površino; 2 točki
Ravnotežje reakcije se premakne v smeri nastanka reakcijskih produktov. Uskladiti.
B) 2H2+O2↔2H2O(g)+Q 2) Z naraščanjem temperature
B) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Ko se tlak zmanjša
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Pri dodajanju etra
5) Pri dodajanju alkohola; 2 točki
Testi odprtega tipa ali testi s prostimi odgovori, pri katerem mora subjekt definiciji enačbe dodati koncepte ali ponuditi neodvisno sodbo na dokazen način.
Tovrstne naloge predstavljajo zadnji, najbolj ocenjeni del Preizkusi enotnega državnega izpita v kemiji.
Seštevalne naloge.
Subjekt mora oblikovati odgovore ob upoštevanju omejitev, ki jih določa naloga.
Dopolnite enačbo reakcij, ki so reverzibilne in hkrati eksotermne
B) Vodik + jod
B) Dušik + vodik
D) Žveplov dioksid + kisik
D) Ogljikov dioksid+ Carbon 2 točki
Napišite reakcijsko enačbo v skladu z diagramom, med njimi izberite tiste reverzibilne reakcije, pri katerih bo zvišanje temperature povzročilo premik ravnotežja v desno:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 točki
Testi za proste predstavitvene naloge.
Preizkušanec mora samostojno oblikovati odgovore, saj mu v nalogi niso naložene nobene omejitve.
31) Naštejte dejavnike, ki premaknejo ravnotežje v sistemu v desno:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 točki
32) Naštejte dejavnike, ki premaknejo ravnovesje v smeri nastanka izhodnih snovi v sistemu:
C (sol) + 2H2(g)↔CH4(g) + Q 2 točki
Odgovori na teste.
Številka testa Pravilen odgovor
B-1
G-3.4
A-2,3
G-2
В- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
prva reakcija
CO+2H2↔CH3OH+Q
zniževanje temperature
naraščajoči pritisk
povečanje koncentracije CO
povečanje koncentracije H2
zmanjšanje koncentracije alkohola
C+2H2↔CH4+Q
2) zmanjšanje tlaka
3) zmanjševanje koncentracije vodika
4) povečanje koncentracije metana.
Bibliografija
Akhmetov, M.A. Sistem nalog in vaj organska kemija v testni obliki [Besedilo] / M.A. Akhmetov, I.N. Prokhorov.-Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, O.S. Sodobna didaktika šolske kemije, predavanje št. 6 [Besedilo] / O. S. Gabrielyan, V. G. Krasnova, S. T. Sladkov // Časopis za učitelje kemije in naravoslovja (Založba "Prvi september") - 2007.- št. 22. -str.4-13.
Kaverina, A.A. Izobraževalno in izobraževalno gradivo za pripravo na enotni državni izpit. Kemija [Besedilo] / A. A. Kaverina et al. - M .: Intellect Center, 2004.-160 str.
Kaverina, A.A. Samski državni izpit 2009.Kemija [Besedilo] /A.A.Kaverina, A.S.Koroshchenko, D.Yu.Dobrotin /FIPI.-M .: Intellect Center, 2009.-272 str.
Leenson, I.A. Kemijske reakcije, toplotni učinek, ravnovesje, hitrost [Besedilo] /I.A.Leenson.M.: Astrel, 2002.-190p.
Radetsky, A.M. Testno delo pri kemiji v razredih 8-11: priročnik za učitelje [Besedilo] / A.M. Radetsky. M .: Izobraževanje, 2009.-272 str.
Rjabinina, O.A. Demonstracija delovanja Le Chatelierjevega principa [Besedilo] / O. O. Ryabinina, A. Illarionov // Kemija v šoli - 2008. - št. 7. - str. 64-67.
Tushina.E.N. Načelo Le Chatelier in nekatere metode zdravljenja [Besedilo] / E.N. Tushina.// Kemija v šoli.-1993. št. 2.-str.54.
Shelinsky, G.I. Osnove teorije kemijskih procesov [Besedilo] / G.I. Shelinsky. M .: Izobraževanje, 1989.-234 str.
Strempler, G.I. Predprofilna priprava iz kemije [Besedilo]
