Pöörduvad reaktsioonid keemilise tasakaalu mõiste. Pöörduvad ja pöördumatud keemilised reaktsioonid

Mis on pöörduv reaktsioon? See on keemiline protsess, mis kulgeb kahes vastastikku vastandlikus suunas. Mõelge selliste teisenduste peamistele omadustele ja nende eristatavatele parameetritele.

Mis on tasakaalu tähendus

Pöörduvad keemilised reaktsioonid ei too kaasa konkreetseid tooteid. Näiteks kui vääveloksiidi (4) oksüdeeritakse samaaegselt vääveloksiidi (6) tootmisega, moodustuvad uuesti algkomponendid.

Pöördumatute protsessidega kaasneb interakteeruvate ainete täielik muundumine, sellise reaktsiooniga kaasneb ühe või mitme reaktsiooniprodukti teke.

Lagunemisreaktsioonid on pöördumatute vastastikmõjude näited. Näiteks kaaliumpermanganaadi kuumutamisel tekib metallmanganaat, mangaanoksiid (4), samuti eraldub gaasiline hapnik.

Pöörduv reaktsioon ei tähenda sademete teket ega gaaside eraldumist. See on täpselt selle peamine erinevus pöördumatust koostoimest.

Keemiline tasakaal on interakteeruva süsteemi selline olek, milles on võimalik ühe või mitme keemilise reaktsiooni pöörduv toimumine tingimusel, et protsesside kiirused on võrdsed.

Kui süsteem on dünaamilises tasakaalus, ei muutu antud ajaperioodi jooksul temperatuur, reaktiivide kontsentratsioon ega muud parameetrid.

Tasakaalu nihke tingimused

Pöörduva reaktsiooni tasakaalu saab selgitada Le Chatelier' reegli abil. Selle olemus seisneb selles, et kui algselt dünaamilises tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse välist mõju, siis täheldatakse reaktsiooni muutust mõjule vastupidises suunas. Mis tahes pöörduvat reaktsiooni selle põhimõtte abil saab temperatuuri, rõhu ja ka interakteeruvate ainete kontsentratsiooni muutumise korral õiges suunas nihutada.

Le Chatelier põhimõte "töötab" ainult gaasiliste reaktiivide puhul, tahkeid ja vedelaid aineid ei võeta arvesse. Rõhu ja mahu vahel on pöördvõrdeline seos, mis on määratletud Mendelejevi-Clapeyroni võrrandiga. Kui algsete gaasiliste komponentide ruumala on suurem kui reaktsioonisaadused, siis tasakaalu muutmiseks paremale on oluline tõsta segu rõhku.

Näiteks süsinikmonooksiidi (2) muundamisel süsinikdioksiidiks siseneb reaktsiooni 2 mol süsinikmonooksiidi ja 1 mol hapnikku. See tekitab 2 mooli süsinikmonooksiidi (4).

Kui vastavalt probleemi seisundile peaks see pöörduv reaktsioon nihkuma paremale, on vaja rõhku tõsta.

Reagentide kontsentratsioonil on ka oluline mõju protsessi kulgemisele. Le Chatelier printsiibi järgi nihkub algkomponentide kontsentratsiooni suurenemise korral protsessi tasakaal nende vastasmõju produkti poole.

Sel juhul aitab saadud produkti vähenemine (reaktsioonisegust eemaldamine) kaasa otsese protsessi voolule.

Lisaks rõhule, kontsentratsioonile, mõjutab pöörd- või edasisuunalise reaktsiooni kulgu oluliselt ka temperatuurimuutus. Algsegu kuumutamisel nihkub tasakaal endotermilise protsessi suunas.

Näited pöörduvatest reaktsioonidest

Mõelge konkreetsele protsessile, kuidas tasakaalu nihutada reaktsioonisaaduste moodustumise suunas.

2CO + O 2 - 2CO 2

See reaktsioon on homogeenne protsess, kuna kõik ained on samas (gaasilises) olekus.

Võrrandi vasakul küljel on 3 mahtu komponente, pärast interaktsiooni see indikaator vähenes, moodustub 2 mahtu. Otsese protsessi kulgemiseks on vaja reaktsioonisegu rõhku tõsta.

Arvestades, et reaktsioon on eksotermiline, alandatakse temperatuuri süsinikdioksiidi tootmiseks.

Protsessi tasakaal nihkub reaktsioonisaaduse moodustumise suunas, kui ühe lähteaine: hapniku või süsinikmonooksiidi kontsentratsioon suureneb.

Järeldus

Pöörduvad ja pöördumatud reaktsioonid mängivad inimese elus olulist rolli. Meie kehas toimuvad ainevahetusprotsessid on seotud keemilise tasakaalu süstemaatilise nihkega. Keemilises tootmises kasutatakse reaktsiooni õiges suunas suunamiseks optimaalseid tingimusi.

Pöörduvad reaktsioonid on reaktsioonid, mis toimuvad samaaegselt kahes vastassuunas.

Pöördumatud reaktsioonid – reaktsioonid, mille käigus võetud ained muudetakse täielikult reaktsiooniproduktideks, mis antud tingimustes omavahel ei reageeri, näiteks lõhkeainete lagunemine, süsivesinike põlemine, vähedissotsieeruvate ühendite moodustumine, sadestumine, gaasiliste ainete moodustumine.

32. Keemiline tasakaal. Le Chatelier’ põhimõte.

Keemiline tasakaal on keemilise süsteemi olek, milles üks või mitu keemilist reaktsiooni kulgevad pöörduvalt ja kiirused igas edasi-tagasi reaktsioonide paaris on üksteisega võrdsed. Keemilises tasakaalus oleva süsteemi korral ei muutu reaktiivide kontsentratsioon, temperatuur ja muud süsteemi parameetrid aja jooksul.

33. Le Chatelier’ põhimõte. Keemilise tasakaalu nihutamise tingimused.

Le Chatelier’ põhimõte: kui tasakaaluseisundis süsteemile avaldatakse väline mõju, siis tasakaal nihkub välismõju nõrgenemise suunas.

Keemilist tasakaalu mõjutavad tegurid:

1) temperatuur

Temperatuuri tõustes nihkub keemiline tasakaal endotermilise (absorptsioon)reaktsiooni suunas ja vähenedes eksotermilise (isolatsiooni) reaktsiooni suunas.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH3 +Q t ←, t↓ →

2) surve

Rõhu tõustes nihkub keemiline tasakaal ainete väiksema mahu ja vähenedes suurema mahu suunas. See põhimõte kehtib ainult gaaside, s.t. kui reaktsioonis osalevad tahked ained, siis neid arvesse ei võeta.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 P ←, P↓ →

1 mol = 1 mol + 1 mol

3) lähteainete ja reaktsioonisaaduste kontsentratsioon

Ühe lähteaine kontsentratsiooni suurenemisega nihkub keemiline tasakaal reaktsioonisaaduste ja reaktsioonisaaduste kontsentratsiooni vähenemisega lähteainete suunas.

S 2 +2O 2 \u003d 2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalüsaatorid ei mõjuta keemilise tasakaalu nihkumist!

Töö lõpp -

See teema kuulub:

Keemia põhimõisted

Keemia on teadus ainetest ja nende muundumisseadustest, keemia uurimisobjektiks on keemilised elemendid ja nende ühendid, keemiline element, nimetades aatomite tüüpi .. seadus .. orbitaalide elektronidega täitumise järjekord. ..

Kui vajate sellel teemal lisamaterjali või te ei leidnud seda, mida otsisite, soovitame kasutada otsingut meie tööde andmebaasis:

Mida teeme saadud materjaliga:

Kui see materjal osutus teile kasulikuks, saate selle sotsiaalvõrgustikes oma lehele salvestada:

säutsuma

Kõik selle jaotise teemad:

Ekvivalentide seadus
Ained interakteeruvad üksteisega kogustes, mis on võrdelised nende ekvivalentidega. m(a)/m(b)=E(a)/E(b). Ekvivalent on aine tegelik või tingimuslik osake, mis on ekvivalentne ühe iooniga

elektroodide pilv. kvantarvud
Elektronipilv on visuaalne mudel, mis peegeldab elektrontiheduse jaotust aatomis või molekulis. Elektroni käitumise iseloomustamiseks aatomis võetakse kasutusele kvantarvud: ptk.

Aatomi ehituse kvantmehaaniline mudel
QMM põhineb aatomi kvantteoorial, mille kohaselt on elektronil nii osakese kui laine omadused. Teisisõnu võib elektroni asukoht teatud punktis

Perioodiline seadus ja perioodilisussüsteem D.I. Mendelejev
Perioodilise seaduse avastamine D.I. Mendelejev Perioodilise seaduse avastas D.I. Mendelejev õpiku "Keemia alused" teksti kallal töötades, kui tal tekkisid raskused

anorgaanilised ühendid
Happed on keerulised kemikaalid. H-ioonidest ja happejäägist koosnevad ühendid. Need jagunevad ühekomponentseteks ja mitmekomponentseteks, hapnikku sisaldavateks ja hapnikuvabadeks. Alused on

Soolad ja nende keemia. omadused
Soolad on keemiliste ühendite klass, mis koosneb katioonidest ja anioonidest. Keemilised omadused on määratud nende koostise moodustavate katioonide ja anioonide omadustega. Soolad suhtlevad

kovalentne side. Küllastus ja suund
Kovalentne side on kemikaal aatomitevaheline side, mida teostavad sotsialiseeritud elektronid. Kov. Side on kas polaarne või mittepolaarne. Mittepolaarne cov. ühendus n. molekulides, kus iga aatomituum koos

VS-i teooria põhisätted. Hübridiseerimine
VS-i teooria põhisätted: A) keemiline side kahe aatomi vahel tekib AO kattumisel kujutisega. elektroonilised paarid. B) aatomite sisenemine kemikaali. suhtlemine, vahetus

vesinikside
Vesinikside on elektronegatiivse aatomi ja teise elektronegatiivse aatomiga kovalentselt seotud H vesinikuaatomi vaheline assotsiatsioonivorm. Elektronegatiivsete aatomitena saate

Doonori-aktseptori side. Komplekssed ühendid
Mehhanismi pilt. kovalentne side ühe aatomi (doonori) kahe elektroni ja teise aatomi vaba orbitaali (aktseptori) tõttu, mida nimetatakse. doonor-aktsepteerija. Kompleksühendid on ühendid

komplekssed ühendid. Keemiline side kompleksühendis
Kompleksühend on keemiline aine, mis sisaldab keerulisi osakesi. Chem. side-Sisse kristallilised kompleksühendid laetud kompleksidega, side kompleksi ja sisse

Kompleksühendite dissotsiatsioon. Komplekssete ioonide stabiilsuskonstandid
Kompleksühendi dissotsiatsioon toimub kahes etapis: a) dissotsieerumine keerukateks ja lihtsateks ioonideks koos kompleksi sisesfääri säilimisega ja b) sisesfääri dissotsiatsioon, tõukejõud.

Termodünaamika esimene seadus. Hessi seadus
1. start t/d: mis tahes protsessis võrdub süsteemi siseenergia U muutus ülekantud soojushulga ja tehtud töö summaga. ΔU=Q – W Kui süsteem on sees

Termodünaamika 1 ja 2 seadus. Keemiliste reaktsioonide soojusmõjude arvutamine
T / d I seaduse sõnastus: energiat ei teki ega hävitata, vaid see liigub ainult ühest vormist teise samaväärses vahekorras. t/d teise seaduse formuleerimine: isoleeritud süsteemis

Hessi seadus ja tagajärjed sellest
Hessi seadus: keemilise reaktsiooni soojus on võrdne samade algainete ja lõppsaadustega toimuvate järjestikuste reaktsioonide soojuste summaga. Arvutustes kasutatakse seaduse tagajärgi

Standardseisundi ja standardmoodustissoojuste mõiste. Keemiliste reaktsioonide soojusmõjude arvutamine
Standardseisundid - keemilises termodünaamikas üksikute ainete ja lahuste komponentide tinglikult aktsepteeritud olekud termodünaamiliste suuruste hindamisel. standardse kuumuse all

Gibbsi vaba energia. Keemilise reaktsiooni suund
Gibbsi vaba energia (või lihtsalt Gibbsi energia ehk Gibbsi potentsiaal ehk kitsas tähenduses termodünaamiline potentsiaal) on suurus, mis näitab energia muutumist keemilise reaktsiooni käigus.

Keemilise reaktsiooni kiirus. Toimivate masside seadus
Keemiline kineetika on keemia haru, mis uurib keemiliste reaktsioonide kiirust ja keemiliste reaktsioonide mehhanisme. Keemilise reaktsiooni kiirus on soodsate kokkupõrgete arv

Arrheniuse võrrand. Aktiveerimisenergia mõiste
lnk=lnA-Ea/2.3RT Aktiveerimisenergia on minimaalne energia, mis osakestel peab olema keemilise interaktsiooni astumiseks.

Katalüsaatorid. Homogeenne ja heterogeenne katalüüs
Katalüsaator - aine, mis muudab keemilise reaktsiooni kiirust, kuid ei astu keemilisse interaktsiooni ja eritub reaktsiooni lõpus puhtal kujul. Reaktsiooni kiirendamise protsess juuresolekul

Lahuste kolligatiivsed omadused
Lahuste kolligatiivsed omadused on need omadused, mis antud tingimustes osutuvad võrdseks ja ei sõltu lahustunud aine keemilisest olemusest; sõltuvad lahenduste omadused

Raoult' seadused. Lahuste keemis- ja külmumispunktid
Vedelikuga tasakaalus olevat auru nimetatakse küllastunud. Sellise auru rõhku puhta lahusti kohal (p0) nimetatakse puhta pa küllastunud auru rõhuks või elastsuseks.

Osmoos ja osmootne rõhk
Difusioon on molekulide vastastikuse läbitungimise protsess. Osmoos on ühesuunaline difusiooniprotsess läbi lahustimolekulide poolläbilaskva membraani lahuse suurema kontsentratsiooni suunas.

Gaaside lahustumine vedelikes. Henry seadus
Ainete lahustuvust mõjutavad temperatuur ja rõhk. Nende mõju lahuse tasakaalule järgib Le Chatelier' põhimõtet. Gaaside lahustuvusega kaasneb: A) soojuse eraldumine

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste ja konstant. Ostwaldi aretusseadus
Elektrolüütiline dissotsiatsioon on molekuli lagunemine ioonideks polaarsete lahustimolekulide toimel. E.d. tähendab lahuse ioonjuhtivust. Kraad ed. - suhtega võrdne väärtus

Vee ioonne saadus. Keskkonna vesiniku indeks
Vee ioonprodukt - väärtus, mis on võrdne vesiniku katioonide ja hüdroksiidioonide korrutisega, on konstantne väärtus antud temperatuuril (25 ° C) ja võrdub 10-14. kw=

Vee elektrolüütiline dissotsiatsioon. Keskkonna vesiniku indeks
Vesi on nõrk amfoteerne elektrolüüt. Veemolekulid võivad nii annetada kui ka lisada H+ katioone. Vesilahustes molekulide omavahelise interaktsiooni tulemusena on alati ja

Soolade hüdrolüüsi aste ja konstant
Hüdrolüüsiaste viitab hüdrolüüsitava soola osa suhtele selle ioonide kogukontsentratsiooni lahuses. Tähistatakse α (või hhüdr); α = (khüdr

Lahuste aktiivsus ja ioontugevus. Aktiivsusteguri ja lahuse ioontugevuse seos
Lahuse komponentide aktiivsus on komponentide efektiivne (nähtav) kontsentratsioon, võttes arvesse nende vahelisi erinevaid interaktsioone lahuses. a=f*c Lahuse ioontugevus - intensiivsuse mõõt

Elektroodipotentsiaali mõiste
Elektroodi potentsiaal - elektriliste potentsiaalide erinevus elektroodi ja sellega kokkupuutes oleva elektrolüüdi vahel (kõige sagedamini metalli ja elektrolüüdi lahuse vahel). WHO

Elektroodi potentsiaal. Nernsti võrrand
Elektroodi potentsiaal - elektriliste potentsiaalide erinevus elektroodi ja sellega kokkupuutes oleva elektrolüüdi vahel (kõige sagedamini metalli ja elektrolüüdi lahuse vahel). Pin

gaasielektroodid. Nernsti võrrand gaasielektroodide potentsiaalide arvutamiseks
Gaasielektroodid koosnevad 1. tüüpi juhist, mis on samaaegselt kontaktis gaasi ja selle gaasi ioone sisaldava lahusega. 1. tüüpi juht on mõeldud elektronide varustamiseks ja eemaldamiseks ning lisaks

Galvaaniline element. Galvaanielemendi EMF arvutamine
GALVANIC CELL - keemiline vooluallikas, milles elektrienergia tekib keemilise energia otsesel muundamisel redoksreaktsiooni teel. Koostöös

Kontsentratsioon ja elektrokeemiline polarisatsioon
kontsentratsiooni polarisatsioon. Elektroodi potentsiaali muutust, mis on tingitud reaktiivide kontsentratsiooni muutumisest elektroodilähedases kihis voolu läbimise ajal, nimetatakse kontsentratsiooni polarisatsiooniks. Minu

Elektrolüüs. Faraday seadused

Elektrolüüs. voolu väljund. Elektrolüüs lahustumatute ja lahustuvate anoodidega
Elektrolüüs on füüsikaline ja keemiline protsess, mis seisneb lahustunud ainete koostisosade või muude ainete vabanemises elektroodidele, mis on elektroodidel toimuvate sekundaarsete reaktsioonide tulemus,

Peamised korrosiooni tüübid. Meetodid metallide kaitsmiseks korrosiooni eest
Korrosioon on metallide hävimise protsess elektrokeemiliste või keemiliste keskkonnategurite mõjul. Vastavalt sellele eristatakse sõltuvalt interaktsiooni meetodist kahte tüüpi korrosiooni

keemiline korrosioon. Keemilise korrosiooni kiirus
Keemiline korrosioon – korrosioon, mis on põhjustatud Me vastasmõjust kuivade gaaside või vedelikega, mis ei juhi elektrivoolu. Keemilise korrosiooni kiirus sõltub paljudest teguritest.

Hajuvoolu korrosioon
Alalisvoolul töötavatelt elektripaigaldistelt, trammidelt, metroodelt, elektriraudteel tekkivad hajuvad voolud põhjustavad metallesemetele (kaablid, rööpad) plaastri tekkimist.

Keemiliselt pöördumatud reaktsioonid nendes tingimustes lähevad nad peaaegu lõpuni, kuni ühe reageeriva aine (NH4NO3 → 2H2O + N2O) täieliku äratarbimiseni (NH4NO3 → 2H2O + N2O - ükski katse H2O-st ja N2O-st nitraate saada ei anna positiivset tulemust).

Keemiliselt pöörduvad reaktsioonid voolavad etteantud tingimustel samaaegselt nii edasi- kui ka vastupidises suunas. Pöördumatuid reaktsioone on vähem kui pöörduvaid. Pöörduva reaktsiooni näide on vesiniku koostoime joodiga.

Mõne aja pärast muutub HI moodustumise kiirus võrdseks selle lagunemise kiirusega.

Teisisõnu tekib keemiline tasakaal.

keemiline tasakaal nimetatakse süsteemi olekuks, milles reaktsiooniproduktide moodustumise kiirus on võrdne nende muundumiskiirusega algseteks reaktiivideks.

Keemiline tasakaal on dünaamiline, see tähendab, et selle saavutamine ei tähenda reaktsiooni lõppemist.

Toimivate masside seadus:

Reaktsioonis osalevate ainete mass on võrdne kõigi reaktsioonisaaduste massiga.

Toimivate masside seadus määrab tasakaalus olevate keemiliste reaktsioonide reagentide masside suhte, samuti keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvuse lähteainete kontsentratsioonist.

Tõelise keemilise tasakaalu märgid:

1. süsteemi seisund jääb välismõjude puudumisel ajas muutumatuks;

2. süsteemi seisund muutub välismõjude mõjul, ükskõik kui väikesed need ka poleks;

3. Süsteemi olek ei sõltu sellest, kummalt poolt ta tasakaalule läheneb.

Püsiseisundis on reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutis, mis on jagatud lähteainete kontsentratsioonide korrutisega, astmetes, mis on võrdsed vastavate stöhhiomeetriliste koefitsientidega, antud reaktsiooni korral antud temperatuuril konstantne väärtus, mida nimetatakse tasakaaluks. konstantne.

Reagentide kontsentratsioone püsiseisundi tasakaalu tingimustes nimetatakse tasakaalukontsentratsioonideks.

Heterogeensete pöörduvate reaktsioonide korral hõlmab Kc avaldis ainult gaasiliste ja lahustunud ainete tasakaalukontsentratsioone. Niisiis, reaktsiooni jaoks CaCO3 ↔ CaO + CO2

Konstantsetes välistingimustes säilib tasakaaluasend meelevaldselt pikka aega. Kui välistingimused muutuvad, võib tasakaaluasend muutuda. Temperatuuri muutus, reaktiivide kontsentratsioon (gaasiliste ainete rõhk) põhjustab edasi- ja tagasireaktsioonide kiiruste võrdsuse rikkumist ja sellest tulenevalt tasakaalustamatust. Mõne aja pärast kiiruste võrdsus taastub. Kuid reaktiivide tasakaalukontsentratsioonid uutes tingimustes on erinevad. Süsteemi üleminekut ühest tasakaaluolekust teise nimetatakse nihe või tasakaalu nihe . Keemilist tasakaalu võib võrrelda tasakaalukimbu asendiga. Nii nagu see muutub ühele tassile avaldatava koormuse rõhuga, võib keemiline tasakaal sõltuvalt protsessi tingimustest nihkuda edasi- või vastupidise reaktsiooni suunas. Iga kord, kui luuakse uus tasakaal, mis vastab uutele tingimustele.

Konstandi arvväärtus muutub tavaliselt temperatuuriga. Konstantsel temperatuuril ei sõltu Kc väärtused rõhust, mahust ega ainete kontsentratsioonist.

Teades Kc arvulist väärtust, on võimalik arvutada iga reaktsioonis osaleja tasakaalukontsentratsiooni või -rõhkude väärtused.

Suund keemilise tasakaalu asendi nihkumine välistingimuste muutumise tulemusena määratakse Le Chatelier' põhimõte:

Kui tasakaalusüsteemile avaldatakse välist mõju, nihkub tasakaal selles suunas, mis sellele mõjule neutraliseerib.

Lahustumine kui füüsikaline ja keemiline protsess. lahendamine. Solvaadid. Vee kui lahusti eriomadused. Niisutab. Kristallhüdraadid. Ainete lahustuvus. Tahkete, vedelate ja gaasiliste ainete lahustamine. Temperatuuri, rõhu ja ainete olemuse mõju lahustuvusele. Meetodid lahuste koostise väljendamiseks: massifraktsioon-la, molaarkontsentratsioon, ekvivalentkontsentratsioon ja moolifraktsioon.

On kaks peamist lahendusteooriat: füüsikaline ja keemiline.

Lahenduste füüsikaline teooria pakkusid välja Nobeli preemia laureaadid hollandlane J. Van't Hoff (1885) ja rootsi füüsikaline keemik S. Arrhenius (1883). Lahustit peetakse keemiliselt inertseks keskkonnaks, milles lahustunud aine osakesed (molekulid, ioonid) on ühtlaselt jaotunud. Eeldatakse, et molekulidevaheline interaktsioon puudub nii lahustunud aine osakeste vahel kui ka lahusti molekulide ja lahustunud aine osakeste vahel. Lahusti ja lahustunud aine osakesed jaotuvad difusiooni tõttu lahuse mahus ühtlaselt. Järgnevalt selgus, et füüsikateooria kirjeldab rahuldavalt vaid väikese rühma lahuste, nn ideaallahenduste olemust, milles lahusti ja lahustunud aine osakesed omavahel tegelikult ei interakteeru. Paljud gaasilahendused on ideaalsete lahenduste näited.

Lahuste keemiline (või solvaadi) teooria pakutud D.I. Mendelejev (1887). Esimest korda näitas ta tohutul katsematerjalil, et lahustunud aine osakeste ja lahusti molekulide vahel tekib keemiline interaktsioon, mille tulemusena tekivad ebastabiilsed muutuva koostisega ühendid, nn. solvaadid või hüdraadid ( kui lahustiks on vesi). DI. Mendelejev määratles lahuse kui keemilist süsteemi, milles kõik interaktsiooni vormid on seotud lahusti ja lahustunud ainete keemilise olemusega. Juhtiv roll hariduses solvaadid ebastabiilsed molekulidevahelised jõud ja vesiniksidemete mäng.

Lahustumisprotsess ei saa esitada lihtsa füüsikalise mudeliga, nagu lahustunud aine statistiline jaotus lahustis difusiooni tulemusena. Tavaliselt kaasneb sellega märgatav termiline efekt ja lahuse ruumala muutus, mis on tingitud lahustunud aine struktuuri hävimisest ja lahustiosakeste interaktsioonist lahustunud aine osakestega. Mõlema protsessiga kaasnevad energiamõjud. Lahustunud aine struktuuri hävitamiseks on see vajalik energiatarbimist , samal ajal kui lahusti ja lahustunud aine osakeste vastasmõju vabastab energiat. Sõltuvalt nende mõjude vahekorrast võib lahustumisprotsess olla endotermiline või eksotermiline.

Kui vasksulfaat on lahustunud, on hüdraatide olemasolu kergesti tuvastatav värvimuutusega: vees lahustuv veevaba valge sool moodustab sinise lahuse. Mõnikord hüdratatsioonivesi See seostub tugevalt lahustunud ainega ja lahusest eraldatuna siseneb selle kristallide koostisesse. Vett sisaldavad kristalsed ained nimetatakse kristallilisteks hüdraatideks , ja selliste kristallide struktuuris sisalduvat vett nimetatakse kristallisatsiooniveeks. Kristalliliste hüdraatide koostis määratakse aine valemiga, mis näitab kristallisatsioonivee molekulide arvu ühe selle molekuli kohta. Niisiis, kristallilise vasksulfaadi (vasksulfaadi) valem CuSO4 × 5H2O. Vastavatele lahustele iseloomuliku värvuse säilimine kristalsete hüdraatide poolt on otsene tõend sarnaste hüdraadikomplekside olemasolust lahustes. Kristallilise hüdraadi värvus sõltub kristallisatsioonivee molekulide arvust.

Lahenduse koostise väljendamiseks on erinevaid viise.. Kõige sagedamini kasutatav massiosa lahustunud aine, molaarne ja normaalne kontsentratsioon.

Üldiselt võib kontsentratsiooni väljendada osakeste arvuna ruumalaühiku kohta või teatud tüüpi osakeste arvu ja lahuses olevate osakeste koguarvu suhtena. Lahustunud aine ja lahusti kogust mõõdetakse massi-, mahu- või mooliühikutes. Üldiselt lahuse kontsentratsioon - see on lahustunud aine kogus kondenseerunud süsteemis (segu, sulam või teatud mahus lahust). Lahuste kontsentratsiooni väljendamiseks on erinevaid viise, millest igaühel on valdav rakendus teatud teaduse ja tehnoloogia valdkonnas. Tavaliselt väljendatakse lahuste koostist mõõtmeteta (massi- ja moolifraktsioonid) ja dimensiooniliste suuruste (aine molaarne kontsentratsioon, aine molaarne kontsentratsioon - ekvivalent ja molaarsus) abil.

Massiosa- väärtus, mis võrdub lahustunud aine massi (m1) ja lahuse kogumassi (m) suhtega.

Kodifitseerija teemad: pöörduvad ja pöördumatud reaktsioonid. keemiline tasakaal. Keemilise tasakaalu nihkumine erinevate tegurite mõjul.

Vastavalt pöördreaktsiooni võimalusele jagunevad keemilised reaktsioonid pöörduvateks ja pöördumatuteks.

Pöörduvad keemilised reaktsioonid on reaktsioonid, mille produktid võivad antud tingimustes üksteisega interakteeruda.

Näiteks, ammoniaagi süntees on pöörduv reaktsioon:

N2 + 3H2 \u003d 2NH3

Protsess toimub kõrgel temperatuuril, rõhu all ja katalüsaatori (raud) juuresolekul. Sellised protsessid on tavaliselt pöörduvad.

pöördumatud reaktsioonid on reaktsioonid, mille tooted ei saa antud tingimustes üksteisega interakteeruda.

Näiteks, põlemisreaktsioonid või plahvatusreaktsioonid – enamasti pöördumatud. Süsiniku põletamine jätkub pöördumatult:

C + O 2 = CO 2

Lisateavet selle kohta keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon saab lugeda.

Toote koostoime tõenäosus sõltub protsessi tingimustest.

Nii et kui süsteem avatud, st. vahetab keskkonnaga nii ainet kui energiat, siis on keemilised reaktsioonid, mille käigus tekivad näiteks gaasid, pöördumatud.

Näiteks , tahke naatriumvesinikkarbonaadi kaltsineerimisel:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

reaktsioonitsoonist eraldub ja lendub gaasiline süsihappegaas. Seetõttu on selline reaktsioon pöördumatu nendel tingimustel.

Kui arvestada suletud süsteem , mis ei saa vahetab ainet keskkonnaga (näiteks suletud kasti, milles reaktsioon toimub), siis ei pääse süsinikdioksiid reaktsioonitsoonist välja ning interakteerub vee ja naatriumkarbonaadiga, siis on reaktsioon pöörduv need tingimused:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Kaaluge pöörduvad reaktsioonid. Laske pöörduval reaktsioonil kulgeda vastavalt skeemile:

aA + bB ⇔ cC + dD

Otsese reaktsiooni kiirus vastavalt massimõju seadusele määratakse avaldisega:

v 1 \u003d k 1 C A a C B b

Tagasiside määr:

v 2 \u003d k 2 C C C C D d

Siin k 1 ja k2 on vastavalt edasi- ja tagurpidi reaktsiooni kiiruskonstandid, C A , C B , C C , C D on vastavalt ainete A, B, C ja D kontsentratsioonid.

Kui reaktsiooni alghetkel ei ole süsteemis aineid C ja D, siis osakesed A ja B valdavalt põrkuvad ja interakteeruvad ning toimub valdavalt otsene reaktsioon.

Järk-järgult hakkab suurenema ka osakeste C ja D kontsentratsioon, mistõttu pöördreaktsiooni kiirus suureneb. Mingil hetkel edasisuunalise reaktsiooni kiirus võrdub pöördreaktsiooni kiirusega. Seda seisundit nimetatakse keemiline tasakaal .

Sellel viisil, keemiline tasakaal on süsteemi olek, milles edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused on võrdsed .

Kuna edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused on võrdsed, on reaktiivide moodustumise kiirus võrdne nende kulumiskiirusega ja voolutugevus ainete kontsentratsioonid ei muutu . Selliseid kontsentratsioone nimetatakse tasakaalustatud .

Pange tähele, et tasakaalus toimuvad nii edasi- kui ka vastupidised reaktsioonid, see tähendab, et reagendid interakteeruvad üksteisega, kuid tooted suhtlevad üksteisega sama kiirusega. Samal ajal võivad välised tegurid mõjutada vahetus keemiline tasakaal ühes või teises suunas. Seetõttu nimetatakse keemilist tasakaalu mobiilne, või dünaamiline .

Uurimine liikuva tasakaalu vallas algas 19. sajandil. Henri Le Chatelier' kirjutistes pandi paika teooria alused, mida teadlane Karl Brown hiljem üldistas. Liikuva tasakaalu põhimõte ehk Le Chatelier-Browni põhimõte ütleb:

Kui tasakaaluseisundis süsteemi mõjutab väline tegur, mis muudab mõnda tasakaalutingimustest, siis süsteemis tõhustatakse välismõjude kompenseerimisele suunatud protsesse.

Teisisõnu: Kui süsteemile rakendatakse välist jõudu, nihkub tasakaal selliselt, et see välisjõud kompenseerub.

See põhimõte, mis on väga oluline, töötab kõigi tasakaalunähtuste (mitte ainult keemiliste reaktsioonide) puhul. Siiski käsitleme seda nüüd seoses keemiliste interaktsioonidega. Keemiliste reaktsioonide korral viib välistegevus ainete tasakaalukontsentratsioonide muutumiseni.

Tasakaaluseisundis võivad keemilisi reaktsioone mõjutada kolm peamist tegurit temperatuur, rõhk ja reagentide või toodete kontsentratsioonid.

1. Nagu teate, kaasneb keemiliste reaktsioonidega termiline efekt. Kui otsene reaktsioon kulgeb soojuse eraldumisega (eksotermiline või + Q), siis pöördreaktsioon toimub soojuse neeldumisega (endotermiline või -Q) ja vastupidi. Kui tõstad temperatuuri süsteemis nihkub tasakaal selle kasvu kompenseerimiseks. On loogiline, et eksotermilise reaktsiooniga ei saa temperatuuri tõusu kompenseerida. Seega temperatuuri tõustes nihkub tasakaal süsteemis soojuse neeldumise suunas, s.t. endotermiliste reaktsioonide suunas (-Q); temperatuuri langusega - eksotermilise reaktsiooni suunas (+ Q).

2. Tasakaalureaktsioonide korral, kui vähemalt üks ainetest on gaasifaasis, mõjutab muutus oluliselt ka tasakaalu. survet süsteemis. Rõhu tõstmisel püüab keemiline süsteem seda mõju kompenseerida ja suurendab reaktsiooni kiirust, mille käigus gaasiliste ainete hulk väheneb. Rõhu vähendamisel suurendab süsteem reaktsiooni kiirust, mille käigus moodustub rohkem gaasiliste ainete molekule. Seega: rõhu suurenemisega nihkub tasakaal gaasimolekulide arvu vähenemise suunas, rõhu langusega - gaasimolekulide arvu suurenemise suunas.

Märge! Süsteeme, kus reageerivate gaaside ja produktide molekulide arv on sama, rõhk ei mõjuta! Samuti ei mõjuta rõhu muutus praktiliselt lahuste tasakaalu, s.t. reaktsioonides, kus gaase ei esine.

3. Samuti mõjutab muutus keemiliste süsteemide tasakaalu kontsentratsioon reagendid ja tooted. Reagentide kontsentratsiooni suurenedes püüab süsteem neid ära kasutada ja suurendab edasisuunalise reaktsiooni kiirust. Reaktiivide kontsentratsiooni vähenemisega püüab süsteem neid koguda ja pöördreaktsiooni kiirus suureneb. Toodete kontsentratsiooni suurenemisega püüab süsteem neid ka ära kasutada ja suurendab pöördreaktsiooni kiirust. Toodete kontsentratsiooni vähenemisega suurendab keemiline süsteem nende moodustumise kiirust, s.t. edasisuunalise reaktsiooni kiirus.

Kui keemilises süsteemis edasisuunalise reaktsiooni kiirus suureneb õige , toodete moodustamise suunas ja reaktiivi tarbimine . Kui a pöördreaktsiooni kiirus suureneb, ütleme, et tasakaal on nihkunud vasakule , toidu tarbimise suunas ja reaktiivide kontsentratsiooni suurendamine .

Näiteks, ammoniaagi sünteesi reaktsioonis:

N2 + 3H2 \u003d 2NH3 + Q

rõhu tõus toob kaasa reaktsioonikiiruse tõusu, mille käigus tekib väiksem arv gaasimolekule, s.t. otsereaktsioon (reageerivate gaasimolekulide arv on 4, gaasimolekulide arv toodetes on 2). Rõhu tõustes nihkub tasakaal paremale, toodete poole. Kell temperatuuri tõus tasakaal nihkub endotermilise reaktsiooni suunas, st. vasakule, reaktiivide poole. Lämmastiku või vesiniku kontsentratsiooni tõus nihutab tasakaalu nende tarbimise suunas, s.t. paremale, toodete poole.

Katalüsaator ei mõjuta tasakaalu, sest kiirendab nii edasi- kui ka tagurpidi reaktsiooni.

pööratav Keemilises kineetikas nimetatakse selliseid reaktsioone, mis kulgevad samaaegselt ja iseseisvalt kahes suunas - edasi ja tagasi, kuid erineva kiirusega. Pöörduvatele reaktsioonidele on iseloomulik, et mõni aeg pärast nende algust muutuvad edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused võrdseks ning tekib keemiline tasakaal.

Kõik keemilised reaktsioonid on pöörduvad, kuid teatud tingimustel võivad mõned neist kulgeda ainult ühes suunas, kuni algproduktid peaaegu täielikult kaovad. Selliseid reaktsioone nimetatakse pöördumatu. Tavaliselt on pöördumatud reaktsioonid, kus reaktsioonipiirkonnast eemaldatakse vähemalt üks reaktsiooniprodukt (lahustes toimuva reaktsiooni korral see sadestub või vabaneb gaasi kujul), või reaktsioonid, millega kaasneb suur positiivne termiline efekt. Ioonreaktsioonide puhul on reaktsioon praktiliselt pöördumatu, kui selle tulemusena tekib väga vähelahustuv või vähe dissotsieerunud aine.

Siin käsitletav reaktsiooni pöörduvuse mõiste ei lange kokku termodünaamilise pöörduvuse mõistega. Termodünaamilises mõttes kineetiliselt pöörduv reaktsioon võib kulgeda pöördumatult. Selleks, et reaktsiooni saaks nimetada termodünaamilises mõttes pöörduvaks, peab otsese protsessi kiirus lõpmatult vähe erinema pöördprotsessi kiirusest ja järelikult peab protsess tervikuna kulgema lõpmatult aeglaselt.

Ideaalsetes gaasisegudes ja ideaalsetes vedellahustes järgivad lihtsate (üheastmeliste) reaktsioonide kiirused massilise tegevuse seadus. Keemilise reaktsiooni kiirust (1.1) kirjeldatakse võrrandiga (1.2) ja otsese reaktsiooni korral võib seda esitada järgmiselt:

kus on otsereaktsiooni kiiruskonstant.

Nii on pöördreaktsiooni kiirus:

Seega tasakaalus:

See võrrand väljendab massi mõju seadust keemilise tasakaalu saavutamiseks ideaalsüsteemides; K - c o n s t a n t a r a v n o v e s ja i.

Reaktsioonikonstant võimaldab leida reaktsioonisegu tasakaalukompositsiooni antud tingimustes.

Reaktsioonikiiruste massimõju seadust saab seletada järgmiselt.

Reaktsiooniakti toimumiseks on vajalik lähteainete molekulide kokkupõrge, s.o. Molekulid peaksid lähenema üksteisele aatomimõõtmete suurusjärgu kaugusel. Tõenäosus leida antud hetkel mingis väikeses mahus l aine L molekulid, m aine M molekulid jne. võrdeline ..... , seega on kokkupõrgete arv ruumalaühikus ajaühikus võrdeline selle väärtusega; see tähendab võrrandit (1.4).