Utjecaj na promjenu hemijske ravnoteže. Hemijska ravnoteža

Proučavanje parametara sistema, uključujući početne supstance i produkte reakcije, omogućava nam da saznamo koji faktori pomeraju hemijsku ravnotežu i dovode do željenih promena. Na osnovu zaključaka Le Chateliera, Browna i drugih naučnika o metodama izvođenja reverzibilnih reakcija, zasnovane su industrijske tehnologije koje omogućavaju izvođenje procesa koji su se ranije činili nemogućim i dobijanje ekonomske koristi.

Raznolikost hemijskih procesa

Po karakteristikama termalni efekat mnoge reakcije se klasificiraju kao egzotermne ili endotermne. Prvi idu s stvaranjem topline, na primjer, oksidacijom ugljika, hidratacijom koncentrirane sumporne kiseline. Druga vrsta promjena povezana je sa apsorpcijom toplinske energije. Primjeri endotermnih reakcija: razgradnja kalcijevog karbonata sa stvaranjem gašenog vapna i ugljičnog dioksida, stvaranje vodika i ugljika tijekom termička razgradnja metan. U jednadžbama egzo- i endotermnih procesa potrebno je naznačiti termički efekat. Preraspodjela elektrona između atoma supstanci koje reaguju događa se u redoks reakcijama. Četiri vrste hemijskih procesa razlikuju se prema karakteristikama reaktanata i proizvoda:

Za karakterizaciju procesa važna je potpunost interakcije jedinjenja koja reaguju. Ova karakteristika je u osnovi podjele reakcija na reverzibilne i ireverzibilne.

Reverzibilnost reakcija

Reverzibilni procesi čine većinu hemijske pojave. Stvaranje krajnjih proizvoda iz reaktanata je direktna reakcija. Obrnuto, početne supstance se dobijaju iz proizvoda njihove razgradnje ili sinteze. U reakcijskoj smjesi nastaje kemijska ravnoteža u kojoj se dobije onoliko jedinjenja koliko se početni molekuli razlažu. U reverzibilnim procesima, umjesto znaka "=" između reaktanata i proizvoda, koriste se simboli "↔" ili "⇌". Strelice mogu biti nejednake dužine, što je povezano s dominacijom jedne od reakcija. AT hemijske jednačine mogu se naznačiti agregatne karakteristike supstanci (g - gasovi, w - tečnosti, m - čvrste materije). Ogroman praktična vrijednost imaju naučno zasnovane metode uticaja reverzibilni procesi. Tako je proizvodnja amonijaka postala isplativa nakon stvaranja uslova koji pomeraju ravnotežu ka formiranju ciljnog proizvoda: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Nepovratne pojave dovode do pojave nerastvorljivog ili slabo rastvorljivog jedinjenja, formiranja gasa koji napušta reakcijsku sferu. Takvi procesi uključuju jonska izmjena, razlaganje supstanci.

Hemijska ravnoteža i uslovi za njeno pomeranje

Nekoliko faktora utiče na karakteristike procesa naprijed i nazad. Jedan od njih je vrijeme. Koncentracija tvari uzete za reakciju postepeno se smanjuje, a konačni spoj se povećava. Reakcija u smjeru naprijed je sve sporija, obrnuti proces sve brži. U određenom intervalu sinhrono idu dva suprotna procesa. Do interakcije između supstanci dolazi, ali se koncentracije ne mijenjaju. Razlog je dinamička hemijska ravnoteža uspostavljena u sistemu. Njegovo zadržavanje ili modifikacija zavisi od:

• temperaturni uslovi;
• koncentracije spojeva;
• pritisak (za gasove).

Promena hemijske ravnoteže

Godine 1884., A. L. Le Chatelier, izvanredni naučnik iz Francuske, predložio je opis načina da se sistem izvede iz stanja dinamičke ravnoteže. Metoda se zasniva na principu nivelacijske akcije vanjski faktori. Le Chatelier je skrenuo pažnju na činjenicu da se u reakcijskoj smjesi javljaju procesi koji kompenziraju utjecaj stranih sila. Princip koji je formulisao francuski istraživač kaže da promena uslova u stanju ravnoteže pogoduje toku reakcije koja slabi spoljni uticaj. Pomeranje ravnoteže poštuje ovo pravilo, primećuje se kada se menjaju sastav, temperaturni uslovi i pritisak. Tehnologije zasnovane na nalazima naučnika koriste se u industriji. Mnogi hemijski procesi koji su se smatrali neizvodljivim izvode se korišćenjem metoda pomeranja ravnoteže.

Utjecaj koncentracije

Do promjene ravnoteže dolazi ako se određene komponente uklone iz zone interakcije ili se uvedu dodatni dijelovi tvari. Uklanjanje produkata iz reakcione smjese obično uzrokuje povećanje brzine njihovog stvaranja, dok dodavanje supstanci, naprotiv, dovodi do njihovog pretežnog raspadanja. U procesu esterifikacije, sumporna kiselina se koristi za dehidraciju. Kada se unese u reakcionu sferu, povećava se prinos metil acetata: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Ako dodate kiseonik koji je u interakciji sa sumpordioksidom, tada se hemijska ravnoteža pomera prema direktna reakcija stvaranja sumpor trioksida. Kiseonik se vezuje za SO 3 molekule, njegova koncentracija se smanjuje, što je u skladu sa Le Chatelierovim pravilom za reverzibilne procese.

Promjena temperature

Procesi koji idu uz apsorpciju ili oslobađanje topline su endo- i egzotermni. Da bi se pomaknula ravnoteža, koristi se zagrijavanje ili odvođenje topline iz reakcijske smjese. Povećanje temperature je praćeno povećanjem brzine endotermnih pojava u kojima se apsorbira dodatna energija. Hlađenje dovodi do prednosti egzotermnih procesa koji oslobađaju toplinu. Prilikom interakcije ugljičnog dioksida s ugljem, zagrijavanje je praćeno povećanjem koncentracije monoksida, a hlađenje dovodi do pretežnog stvaranja čađi: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Uticaj pritiska

Promena pritiska - važan faktor za reakcijske smjese, uključujući plinovita jedinjenja. Također treba obratiti pažnju na razliku u volumenu početne i rezultirajuće tvari. Smanjenje pritiska dovodi do dominantne pojave pojava u kojima se povećava ukupni volumen svih komponenti. Povećanje pritiska usmerava proces u pravcu smanjenja zapremine čitavog sistema. Ovaj obrazac se opaža u reakciji stvaranja amonijaka: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Promjena tlaka neće utjecati na kemijsku ravnotežu u onim reakcijama koje se odvijaju pri konstantnoj zapremini.

Optimalni uslovi za sprovođenje hemijskog procesa

Stvaranje uslova za pomeranje ravnoteže u velikoj meri određuje razvoj modernog hemijske tehnologije. Praktična upotreba naučna teorija doprinosi optimalnim proizvodnim rezultatima. Većina odličan primjer- dobijanje amonijaka: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Povećanje sadržaja molekula N 2 i H 2 u sistemu je povoljno za sintezu kompleksna supstanca od jednostavnih. Reakcija je praćena oslobađanjem topline, pa će smanjenje temperature uzrokovati povećanje koncentracije NH 3. Volumen početnih komponenti je veći od volumena ciljnog proizvoda. Povećanje pritiska će obezbediti povećanje prinosa NH 3 .

U proizvodnim uslovima odabire se optimalan odnos svih parametara (temperatura, koncentracija, pritisak). Osim toga, ima veliki značaj područje kontakta između reaktanata. U čvrstim heterogenim sistemima, povećanje površine dovodi do povećanja brzine reakcije. Katalizatori povećavaju brzinu kretanja i povratna reakcija. Upotreba tvari s takvim svojstvima ne dovodi do istiskivanja hemijska ravnoteža, ali ubrzava njen početak.

Ako je sistem u stanju ravnoteže, onda će ostati u njemu sve dok vanjski uvjeti ostanu konstantni. Ako se uslovi promene, sistem će izaći iz ravnoteže - brzina direktnog i obrnutog procesa će se promeniti drugačije - reakcija će se nastaviti. Najviša vrijednost imaju slučajeve neravnoteže zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u ravnotežu, pritisak ili temperaturu.

Razmotrimo svaki od ovih slučajeva.

Neravnoteža zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u reakciju. Neka su vodonik, jodid vodonik i para joda međusobno u ravnoteži na određenoj temperaturi i pritisku. Hajde da unesemo dodatnu količinu vodonika u sistem. Prema zakonu djelovanja mase, povećanje koncentracije vodika povlači za sobom povećanje brzine naprijed reakcije - reakcije sinteze HI, dok se brzina reverzne reakcije neće promijeniti. U smjeru naprijed, reakcija će se sada odvijati brže nego u obrnutom smjeru. Kao rezultat toga, koncentracije vodika i para joda će se smanjiti, što će dovesti do usporavanja reakcije naprijed, a koncentracija HI će se povećati, što će uzrokovati ubrzanje obrnute reakcije. Nakon nekog vremena, brzine reakcije naprijed i nazad će ponovo postati jednake - uspostavit će se nova ravnoteža. Ali u isto vrijeme, koncentracija HI će sada biti veća nego što je bila prije dodavanja, a koncentracija će biti niža.

Proces promjene koncentracija uzrokovan neravnotežom naziva se pomak ili pomak ravnoteže. Ako u ovom slučaju dođe do povećanja koncentracije supstanci na desnoj strani jednadžbe (i, naravno, istovremeno do smanjenja koncentracije supstanci na lijevoj strani), onda kažu da se ravnoteža pomiče na desno, tj. u pravcu toka direktne reakcije; s obrnutom promjenom koncentracija, govore o pomaku ravnoteže ulijevo - u smjeru obrnute reakcije. U ovom primjeru, ravnoteža se pomjerila udesno. Istovremeno, tvar, čije je povećanje koncentracije izazvalo neravnotežu, ušla je u reakciju - njena koncentracija se smanjila.

Dakle, sa povećanjem koncentracije bilo koje supstance koja učestvuje u ravnoteži, ravnoteža se pomera ka potrošnji ove supstance; kada se koncentracija bilo koje od tvari smanji, ravnoteža se pomiče prema stvaranju ove tvari.

Neravnoteža usled promene pritiska (smanjenjem ili povećanjem zapremine sistema). Kada su gasovi uključeni u reakciju, ravnoteža može biti poremećena promenom zapremine sistema.

Razmotrimo učinak pritiska na reakciju između dušikovog monoksida i kisika:

Neka mješavina gasova bude u hemijskoj ravnoteži na određenoj temperaturi i pritisku. Bez promjene temperature povećavamo pritisak tako da se volumen sistema smanji za 2 puta. U prvom trenutku parcijalni pritisci i koncentracije svih gasova će se udvostručiti, ali će se odnos između brzina napredne i reverzne reakcije promeniti – ravnoteža će biti poremećena.

Zaista, prije povećanja tlaka, koncentracije plina imale su ravnotežne vrijednosti, i , a brzine naprijed i obrnuto bile su iste i određene su jednadžbama:

U prvom trenutku nakon kompresije, koncentracije plinova će se udvostručiti u odnosu na njihove početne vrijednosti i bit će jednake , i , respektivno. U ovom slučaju, stope reakcije naprijed i nazad će biti određene jednadžbama:

Dakle, kao rezultat povećanja pritiska, brzina reakcije naprijed porasla je za 8 puta, a obrnuto - samo za 4 puta. Ravnoteža u sistemu će biti poremećena - direktna reakcija će prevladati nad obrnutom. Nakon što brzine postanu jednake, ravnoteža će se ponovo uspostaviti, ali će se količina u sistemu povećati, ravnoteža će se pomeriti udesno.

Lako je uočiti da je nejednaka promjena u brzinama naprijed i nazad reakcija posljedica činjenice da u lijevoj i u desni delovi jednadžba reakcije koja se razmatra, broj molekula plina je različit: jedan molekul kisika i dva molekula dušikovog monoksida (samo tri molekula plinova) pretvaraju se u dva molekula plina - dušikov dioksid. Pritisak gasa je rezultat udara njegovih molekula na zidove posude; ostalo jednaki uslovi pritisak plina je veći, što je više molekula zatvoreno dati volumen gas. Dakle, reakcija koja se odvija sa povećanjem broja molekula gasa dovodi do povećanja pritiska, a reakcija koja se odvija sa smanjenjem broja molekula gasa dovodi do njegovog smanjenja.

Imajući to u vidu, zaključak o uticaju pritiska na hemijsku ravnotežu može se formulisati na sledeći način:

Sa povećanjem pritiska kompresijom sistema, ravnoteža se pomera ka smanjenju broja molekula gasa, odnosno ka smanjenju pritiska; sa smanjenjem pritiska, ravnoteža se pomera ka povećanju broja molekula gasa, tj. ka porastu pritiska.

U slučaju kada se reakcija odvija bez promjene broja molekula plina, ravnoteža se ne narušava kompresijom ili ekspanzijom sistema. Na primjer, u sistemu

ravnoteža nije narušena promjenom volumena; HI izlaz je nezavisan od pritiska.

Neravnoteža zbog promjene temperature. Ravnoteža velike većine kemijskih reakcija mijenja se s temperaturom. Faktor koji određuje pravac pomeranja ravnoteže je znak toplotnog efekta reakcije. Može se pokazati da se pri porastu temperature ravnoteža pomiče u smjeru endotermne reakcije, a kada se smanjuje, pomiče se u smjeru egzotermne reakcije.

Dakle, sinteza amonijaka je egzotermna reakcija

Stoga se s porastom temperature ravnoteža u sistemu pomiče ulijevo - prema razgradnji amonijaka, jer se ovaj proces odvija uz apsorpciju topline.

Suprotno tome, sinteza dušikovog oksida (II) je endotermna reakcija:

Dakle, kada temperatura poraste, ravnoteža u sistemu se pomera udesno - u pravcu formiranja.

Pravilnosti koje se manifestuju u razmatranim primerima narušavanja hemijske ravnoteže su posebni slučajevi opšti princip, što određuje uticaj razni faktori na uravnotežene sisteme. Ovaj princip, poznat kao Le Chatelierov princip, može se formulirati na sljedeći način kada se primjenjuje na kemijske ravnoteže:

Ako se na sistem koji je u ravnoteži izvrši bilo kakav utjecaj, onda će se, kao rezultat procesa koji se u njemu odvijaju, ravnoteža pomjeriti u tom smjeru da će se utjecaj smanjiti.

Zaista, kada se jedna od supstanci koje sudjeluju u reakciji uvede u sistem, ravnoteža se pomjera prema potrošnji ove tvari. „Kada pritisak raste, on se pomera tako da se pritisak u sistemu smanjuje; kada temperatura raste, ravnoteža se pomera ka endotermnoj reakciji – temperatura u sistemu opada.

Le Chatelierov princip se odnosi ne samo na hemijske, već i na različite fizičko-hemijske ravnoteže. Pomjeranje ravnoteže pri promjeni uvjeta takvih procesa kao što su ključanje, kristalizacija, otapanje događa se u skladu sa Le Chatelierovim principom.

Ako spoljni uslovi hemijski proces ne mijenjaju, tada se stanje hemijske ravnoteže može održavati proizvoljno dugo vremena. Promjenom uvjeta reakcije (temperatura, pritisak, koncentracija) može se postići pomeranje ili pomeranje hemijske ravnoteže u traženom pravcu.

Pomicanje ravnoteže udesno dovodi do povećanja koncentracije tvari čije se formule nalaze na desnoj strani jednačine. Pomicanje ravnoteže ulijevo dovest će do povećanja koncentracije tvari čije se formule nalaze na lijevoj strani. U ovom slučaju, sistem će preći u novo stanje ravnoteže, koje karakteriše druge vrijednosti ravnotežnih koncentracija učesnika u reakciji.

Promena hemijske ravnoteže izazvana promenom uslova je u skladu sa pravilom koje je 1884. godine formulisao francuski fizičar A. Le Šatelije (Le Chatelierov princip).

Le Chatelierov princip:ako na sistem u stanju hemijske ravnoteže utiče na bilo koji način, na primer, promenom temperature, pritiska ili koncentracije reagensa, tada će se ravnoteža pomeriti u pravcu reakcije koja slabi efekat .

Utjecaj promjene koncentracije na promjenu kemijske ravnoteže.

Prema Le Chatelierovom principu povećanje koncentracije bilo kojeg od sudionika u reakciji uzrokuje pomak ravnoteže prema reakciji što dovodi do smanjenja koncentracije ove tvari.

Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže pridržava se sljedećih pravila:

S povećanjem koncentracije jedne od polaznih tvari, brzina direktne reakcije se povećava i ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja produkta reakcije i obrnuto;

S povećanjem koncentracije jednog od produkta reakcije, brzina obrnute reakcije se povećava, što dovodi do pomaka u ravnoteži u smjeru stvaranja polaznih tvari i obrnuto.

Na primjer, ako je u ravnotežnom sistemu:

SO 2 (g) + NO 2 (g) SO 3 (g) + NO (g)

povećati koncentraciju SO 2 ili NO 2, zatim, u skladu sa zakonom glumačke mase, brzina reakcije naprijed će se povećati. To će pomaknuti ravnotežu udesno, što će uzrokovati potrošnju polaznih materijala i povećanje koncentracije produkta reakcije. Novo stanje ravnoteže uspostaviće se sa novim ravnotežnim koncentracijama početnih supstanci i produkta reakcije. Kada se koncentracija, na primjer, jednog od produkta reakcije smanji, sistem će reagirati na način da poveća koncentraciju proizvoda. Prednost će imati direktna reakcija, što dovodi do povećanja koncentracije produkta reakcije.

Utjecaj promjene tlaka na promjenu kemijske ravnoteže.

Prema Le Chatelierovom principu povećanje pritiska dovodi do pomeranja ravnoteže u pravcu stvaranja manje količine gasovitih čestica, tj. ka manjoj zapremini.

Na primjer, u reverzibilnoj reakciji:

2NO 2 (g) 2NO (g) + O 2 (g)

od 2 mol NO 2 nastaju 2 mola NO i 1 mol O 2. Stehiometrijski koeficijenti ispred formula gasovitih supstanci pokazuju da tok direktne reakcije dovodi do povećanja broja molova gasova, a tok reverzne reakcije, naprotiv, smanjuje broj molova gasa. gasovita materija. Ako je takav sistem dat spoljni uticaj na primjer, povećanjem pritiska, sistem će reagovati na način da oslabi ovaj efekat. Pritisak se može smanjiti ako se ravnoteža ove reakcije pomakne prema manje mola gasovite supstance, a samim tim i manju zapreminu.

Naprotiv, povećanje pritiska u ovom sistemu povezano je sa pomeranjem ravnoteže udesno – ka razgradnji NO 2, što povećava količinu gasovitih materija.

Ako broj molova gasovitih materija ostane konstantan pre i posle reakcije, tj. zapremina sistema se ne menja u toku reakcije, tada promena pritiska podjednako menja brzinu prednje i reverzne reakcije i ne utiče na stanje hemijske ravnoteže.

Na primjer, u reakciji:

H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl (g),

ukupno mol gasovitih materija pre i posle reakcije ostaje konstantan i pritisak u sistemu se ne menja. Ravnoteža u ovom sistemu se ne menja sa pritiskom.

Utjecaj promjene temperature na promjenu kemijske ravnoteže.

U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom. Dakle, u reakciji sinteze amonijaka, prednja reakcija je egzotermna, a reverzna reakcija je endotermna.

N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) + Q (-ΔH).

Kada se temperatura promijeni, mijenjaju se brzine i naprijed i nazad reakcije, međutim, promjena u brzinama se ne događa u istoj mjeri. Prema Arrheniusovoj jednačini u više endotermna reakcija koja reagira na promjene temperature velika vrijednost aktivaciona energija.

Stoga, da bi se procijenio uticaj temperature na smjer pomaka u kemijskoj ravnoteži, potrebno je poznavati toplinski učinak procesa. Može se odrediti eksperimentalno, na primjer, pomoću kalorimetra, ili izračunati na osnovu G. Hessovog zakona. Treba napomenuti da promjena temperature dovodi do promjene vrijednosti konstante hemijske ravnoteže (K p).

Prema Le Chatelierovom principu Povećanje temperature pomera ravnotežu prema endotermnoj reakciji. Kako temperatura pada, ravnoteža se pomiče u smjeru egzotermne reakcije.

Na ovaj način, porast temperature u reakciji sinteze amonijaka dovest će do promjene ravnoteže prema endotermnom reakcije, tj. nalijevo. Prednost se postiže obrnutom reakcijom koja se nastavlja sa apsorpcijom topline.

Stanje u kojem su brzine direktne i reverzne reakcije jednake naziva se hemijska ravnoteža. Jednačina reverzibilne reakcije u opšti pogled:

Brzina reakcije naprijed v 1 =k 1 [A] m [B] n , brzina reverzne reakcije v 2 =k 2 [C] p [D] q , gdje je in uglaste zagrade su ravnotežne koncentracije. Po definiciji, u hemijskoj ravnoteži v 1 =v 2, odakle

K c \u003d k 1 / k 2 \u003d [C] p [D] q / [A] m [B] n,

gdje je K c konstanta kemijske ravnoteže izražena u molarnim koncentracijama. Gornji matematički izraz često se naziva zakon djelovanja mase za reverzibilnu kemijsku reakciju: omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija produkta reakcije i proizvoda ravnotežnih koncentracija polaznih supstanci.

Položaj hemijske ravnoteže zavisi od sledeće parametre reakcije: temperatura, pritisak i koncentracija. Uticaj koji ovi faktori imaju na hemijsku reakciju podložan je obrascu koji je generalno izrazio francuski naučnik Le Chatelier 1884. godine. Moderna formulacija Le Chatelierovog principa je sljedeća:

Ako se na sistem koji je u stanju ravnoteže izvrši spoljni uticaj, onda će sistem preći u drugo stanje na način da smanji efekat spoljašnjeg uticaja.

Faktori koji utiču na hemijsku ravnotežu.

1. Utjecaj temperature. U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom.

Kako temperatura raste, kemijska ravnoteža se pomiče u smjeru endotermne reakcije, a kako temperatura opada, u smjeru egzotermne reakcije.

2. Uticaj pritiska. U svim reakcijama koje uključuju plinovite tvari, praćene promjenom volumena zbog promjene količine tvari pri prijelazu iz polaznih tvari u produkte, na ravnotežni položaj utječe pritisak u sistemu.
Utjecaj pritiska na ravnotežni položaj podliježe sljedećim pravilima:

S povećanjem tlaka, ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja tvari (početne ili produkta) manjeg volumena.

3. Utjecaj koncentracije. Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže pridržava se sljedećih pravila:

S povećanjem koncentracije jedne od polaznih tvari, ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja produkta reakcije;
s povećanjem koncentracije jednog od produkta reakcije, ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja polaznih tvari.

Pitanja za samokontrolu:

1. Kolika je brzina hemijske reakcije i od kojih faktora zavisi? Od kojih faktora zavisi konstanta stope?

2. Napišite jednadžbu za brzinu reakcije stvaranja vode iz vodika i kisika i pokažite kako se brzina mijenja ako se koncentracija vodika utrostruči.

3. Kako se brzina reakcije mijenja tokom vremena? Koje reakcije se nazivaju reverzibilnim? Koje je stanje hemijske ravnoteže? Šta se zove konstanta ravnoteže, od kojih faktora zavisi?

4. Koji spoljni uticaji mogu poremetiti hemijsku ravnotežu? U kom smjeru će se ravnoteža pomjeriti kako se temperatura mijenja? Pritisak?

5. Kako se reverzibilna reakcija može pomaknuti u određenom smjeru i završiti?

Predavanje br. 12 (problem)

Rješenja

Cilj: Dajte kvalitativne zaključke o rastvorljivosti supstanci i kvantitativnu ocjenu rastvorljivosti.

Ključne riječi: Otopine - homogene i heterogene, prave i koloidne; rastvorljivost supstanci; koncentracija rastvora; otopine neelektroila; Raoultovi i van't Hoffovi zakoni.

Plan.

1. Klasifikacija rješenja.

2. Koncentracija rastvora.

3. Otopine neelektrolita. Raoultovi zakoni.

Klasifikacija rješenja

Rešenja su homogeni (jednofazni) sistemi promenljivog sastava, koji se sastoje od dve ili više supstanci (komponenti).

Priroda stanje agregacije rastvori mogu biti gasoviti, tečni i čvrsti. Obično se komponenta koja je pod datim uslovima u istom agregacijskom stanju kao i rezultirajući rastvor smatra rastvaračem, a preostale komponente rastvora su rastvorene supstance. U slučaju istog agregatnog stanja komponenti, otapalo je komponenta koja prevladava u rastvoru.

U zavisnosti od veličine čestica, rastvori se dele na prave i koloidne. U pravim rješenjima (često se nazivaju jednostavno otopinama), otopljena supstanca je raspršena na atomski ili molekularnom nivou, čestice otopljene tvari nisu vidljive ni vizualno ni pod mikroskopom, one se slobodno kreću u mediju rastvarača. Prava rješenja su termodinamički stabilni sistemi, beskonačno stabilni tokom vremena.

pokretačke snage formiranje rješenja su faktori entropije i entalpije. Prilikom rastvaranja plinova u tekućini, entropija uvijek opada ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Što je jača interakcija između otopljene tvari i otapala, veća je uloga faktora entalpije u formiranju otopina. Predznak promjene entalpije rastvaranja određen je predznakom zbira svih termičkih efekata procesa koji prate otapanje, čemu glavni doprinos daje destrukcija. kristalna rešetka u slobodne ione (ΔH > 0) i interakciju formiranih jona sa molekulama rastvarača (solvatacija, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно nerastvorljive supstance ne) uvijek ΔG = ΔH – T ΔS< 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для tečni rastvori(topi se) proces rastvaranja je spontan (ΔG< 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Koncentracija zasićenog rastvora određena je rastvorljivošću supstance na datoj temperaturi. Otopine s nižom koncentracijom nazivaju se nezasićenim.

Rastvorljivost za razne supstance značajno varira i zavisi od njihove prirode, interakcije čestica otopljene supstance među sobom i sa molekulima rastvarača, kao i od spoljašnjih uslova (pritisak, temperatura, itd.)

U hemijskoj praksi najvažniji su rastvori pripremljeni na bazi tečnog rastvarača. Tekuće smjese u hemiji se jednostavno nazivaju otopinama. Najrasprostranjenije neorgansko otapalo je voda. Otopine s drugim rastvaračima nazivaju se nevodenim.

Rješenja su od izuzetno velike praktične važnosti, u njima se odvijaju mnoge kemijske reakcije, uključujući i one koje su u osnovi metabolizma u živim organizmima.

Koncentracija rastvora

Važna karakteristika otopine je njihova koncentracija, koja izražava relativnu količinu komponenti u otopini. Postoje masene i zapreminske koncentracije, dimenzionalne i bezdimenzionalne.

To bezdimenzionalni koncentracije (udjeli) uključuju sljedeće koncentracije:

Maseni udio otopljene tvari W(B) izraženo kao dio jedinice ili kao postotak:

gdje su m(B) i m(A) masa otopljene tvari B i masa rastvarača A.

Volumenski udio otopljene tvari σ(B) izražava se u udjelima jedinice ili zapreminskim procentima:

gdje je V i zapremina komponente rastvora, V(B) je zapremina rastvorene supstance B. Zapreminski procenti se nazivaju stepeni *) .

*) Ponekad se zapreminska koncentracija izražava u hiljaditim delovima (ppm, ‰) ili u delovima na milion (ppm), ppm.

Molni udio otopljene tvari χ(B) izražava se relacijom

Zbir molnih udjela k komponenti otopine χ i jednak je jedan

To dimenzionalni koncentracije uključuju sljedeće koncentracije:

Molalitet rastvorene supstance C m (B) je određen količinom supstance n(B) u 1 kg (1000 g) rastvarača, jedinica je mol/kg.

Molarna koncentracija supstanca B u rastvoru C(B) - sadržaj količine rastvorene supstance B po jedinici zapremine rastvora, mol/m 3, ili češće mol/litar:

gdje je μ(B). molarna masa B, V – zapremina rastvora.

Molarni koncentracijski ekvivalenti supstance B C E (B) (normalnost - zastarjelo.) određuje se brojem ekvivalenata otopljene tvari po jedinici volumena otopine, mol/litar:

gdje je n E (B) količina ekvivalenata tvari, μ E je molarna masa ekvivalenta.

Titar rastvora supstance B( T B) određuje se masom otopljene tvari u g koja se nalazi u 1 ml otopine:

g/ml ili g/ml.

Masene koncentracije ( maseni udio, postotak, molal) ne zavise od temperature; volumetrijske koncentracije odnose se na određenu temperaturu.

Sve supstance su u određenoj meri sposobne za rastvorljivost i karakteriše ih rastvorljivost. Neke supstance su beskrajno rastvorljive jedna u drugoj (voda-aceton, benzen-toluen, tečni natrijum-kalijum). Većina jedinjenja je slabo rastvorljiva (voda-benzol, voda-butil alkohol, vodena kuhinjska so), a mnoga su slabo rastvorljiva ili praktično nerastvorljiva (voda-BaSO4, voda-benzin).

Rastvorljivost supstance u datim uslovima je njena koncentracija u zasićeni rastvor. U takvom rastvoru se postiže ravnoteža između otopljene supstance i rastvora. U nedostatku ravnoteže, otopina ostaje stabilna ako je koncentracija otopljene tvari manja od njene topljivosti (nezasićena otopina), ili nestabilna ako otopina sadrži tvari veće od svoje topljivosti (superzasićena otopina).

1. Među svim poznatim reakcijama razlikuju se reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Prilikom proučavanja reakcija jonske izmjene navedeni su uvjeti pod kojima se one odvijaju. ().

Poznate su i reakcije koje ne idu do kraja pod datim uslovima. Tako, na primjer, kada se sumpor dioksid otopi u vodi, dolazi do reakcije: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Ali ispostavilo se da u vodeni rastvor može se formirati samo određena količina sumporne kiseline. To je zbog činjenice da je sumporna kiselina krhka i dolazi do obrnute reakcije, tj. razlaganje na sumporov oksid i vodu. Dakle, ova reakcija ne ide do kraja jer se dvije reakcije odvijaju istovremeno - ravno(između sumpor-oksida i vode) i obrnuto(razgradnja sumporne kiseline). SO 2 + H 2 O↔H2SO3.

Hemijske reakcije koje se pod datim uslovima odvijaju u međusobno suprotnim smjerovima nazivaju se reverzibilne.

2. Budući da brzina kemijskih reakcija ovisi o koncentraciji reaktanata, tada najprije brzina direktne reakcije ( υ pr) mora biti maksimum i brzinu povratna reakcija ( υ arr) jednako nuli. Koncentracija reaktanata opada s vremenom, a koncentracija produkta reakcije raste. Stoga se brzina reakcije naprijed smanjuje, a brzina obrnute povećava. U određenom trenutku, brzine reakcije naprijed i nazad postaju jednake:

U svemu reverzibilne reakcije brzina reakcije naprijed opada, brzina obrnute reakcije raste sve dok obje brzine ne postanu jednake i ravnoteža se uspostavi:

υ pr =υ arr

Stanje sistema u kojem je brzina direktne reakcije jednaka brzini reverzne reakcije naziva se hemijska ravnoteža.

U stanju kemijske ravnoteže, kvantitativni omjer između supstanci koje reaguju i produkta reakcije ostaje konstantan: koliko molekula produkta reakcije nastaje u jedinici vremena, toliko ih se raspada. Međutim, stanje hemijske ravnoteže se održava sve dok su uslovi reakcije nepromenjeni: koncentracija, temperatura i pritisak.

Kvantitativno je opisano stanje hemijske ravnoteže zakon masovne akcije.

U ravnoteži, omjer proizvoda koncentracija produkta reakcije (u snagama njihovih koeficijenata) i proizvoda koncentracija reaktanata (također u snagama njihovih koeficijenata) je konstantna vrijednost, neovisna o početnim koncentracijama tvari u reakcijskoj smjesi.

Ovo konstantan pozvao konstanta ravnoteže - k

Dakle za reakciju: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (D) + 92,4 kJ, konstanta ravnoteže se izražava na sljedeći način:

υ 1 =υ 2

υ 1 (direktna reakcija) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , gdje– ravnotežne molarne koncentracije, = mol/l

υ 2 (obrnuta reakcija) = k 2 [ NH 3 ] 2

k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ NH 3 ] 2

Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – konstanta ravnoteže.

Hemijska ravnoteža zavisi od koncentracije, pritiska, temperature.

Principodređuje smjer ravnotežnog miješanja:

Ako je na sistem koji je u ravnoteži izvršen vanjski utjecaj, tada će se ravnoteža u sistemu pomjeriti u smjeru suprotnom od ovog utjecaja.

1) Uticaj koncentracije - ako je koncentracija polaznih tvari povećana, tada se ravnoteža pomiče prema stvaranju produkta reakcije.

Na primjer,Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

Kada se doda u reakcionu smjesu, na primjer nitrogen, tj. koncentracija reagensa raste, nazivnik u izrazu za K raste, ali pošto je K konstanta, brojnik se takođe mora povećati da bi se ispunio ovaj uslov. Tako se povećava količina produkta reakcije u reakcijskoj smjesi. U ovom slučaju govorimo o pomaku hemijske ravnoteže udesno, prema proizvodu.

Dakle, povećanje koncentracije reaktanata (tečnih ili plinovitih) pomiče se prema produktima, tj. ka direktnoj reakciji. Povećanje koncentracije proizvoda (tečnih ili gasovitih) pomera ravnotežu prema reaktantima, tj. prema zadnjoj reakciji.

Masovna promjena solidan ne menja ravnotežni položaj.

2) Temperaturni efekat Povećanje temperature pomera ravnotežu prema endotermnoj reakciji.

a)N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (D) + 92,4 kJ (egzotermno - stvaranje toplote)

Kako temperatura raste, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji razgradnje amonijaka (←)

b)N 2 (D) +O 2 (G) ↔ 2NO(G) - 180,8 kJ (endotermno - apsorpcija toplote)

Kako temperatura raste, ravnoteža će se pomjeriti u smjeru reakcije formiranja NO (→)

3) Uticaj pritiska (samo za gasovite materije) - sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera prema formacijii supstance koje zauzimaju manje o b jesti.

N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – NH 3

Kada pritisak poraste ( P): prije reakcije4 V gasovite materije → nakon reakcije2 Vgasovitim supstancama, dakle, ravnoteža se pomera udesno ( → )

S povećanjem tlaka, na primjer, za 2 puta, volumen plinova se smanjuje za isti broj puta, pa će se koncentracije svih plinovitih tvari povećati za 2 puta. Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

U ovom slučaju, brojilac izraza za K će se povećati za 4 puta, a imenilac je 16 puta, tj. jednakost će biti narušena. Da biste ga obnovili, koncentracija se mora povećati amonijaki smanjiti koncentraciju nitrogenivodevrsta. Ravnoteža će se pomjeriti udesno.

Dakle, kada se pritisak poveća, ravnoteža se pomera prema smanjenju zapremine, a kada se pritisak smanji, pomera se prema povećanju zapremine.

Promjena tlaka praktički nema utjecaja na volumen čvrste tvari i tečne supstance, tj. ne mijenja njihovu koncentraciju. Shodno tome, ravnoteža reakcija u kojima gasovi ne učestvuju praktično je nezavisna od pritiska.

! Supstance koje utiču na tok hemijske reakcije katalizatori. Ali kada se koristi katalizator, energija aktivacije i prednje i reverzne reakcije smanjuje se za istu količinu, pa stoga ravnoteža se ne mijenja.

Riješiti probleme:

br. 1. Početne koncentracije CO i O 2 u reverzibilnoj reakciji

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g)

Jednako 6 i 4 mol/L, respektivno. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je koncentracija CO 2 u trenutku ravnoteže 2 mol/L.

br. 2. Reakcija se odvija prema jednačini

2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g) + Q

Navedite gdje će se ravnoteža pomjeriti ako

a) povećati pritisak

b) podići temperaturu

c) povećati koncentraciju kiseonika

d) uvođenje katalizatora?