Mõju keemilise tasakaalu nihkele. Keemiline tasakaal

Süsteemi parameetrite, sealhulgas lähteainete ja reaktsioonisaaduste uurimine võimaldab välja selgitada, millised tegurid nihutavad keemilist tasakaalu ja viivad soovitud muutusteni. Tuginedes Le Chatelier', Browni ja teiste teadlaste järeldustele pöörduvate reaktsioonide läbiviimise meetodite kohta, põhinevad tööstuslikud tehnoloogiad, mis võimaldavad läbi viia protsesse, mis varem tundusid võimatud, ja saada majanduslikku kasu.

Erinevad keemilised protsessid

Omaduste järgi termiline efekt paljud reaktsioonid klassifitseeritakse eksotermilisteks või endotermilisteks. Esimesed käivad koos soojuse moodustumisega, näiteks süsiniku oksüdeerumisega, kontsentreeritud väävelhappe hüdratatsiooniga. Teist tüüpi muutused on seotud soojusenergia neeldumisega. Endotermiliste reaktsioonide näited: kaltsiumkarbonaadi lagunemine kustutatud lubja ja süsinikdioksiidi moodustumisega, vesiniku ja süsiniku moodustumine termiline lagunemine metaan. Ekso- ja endotermiliste protsesside võrrandites on vaja märkida termiline efekt. Elektronide ümberjaotumine reageerivate ainete aatomite vahel toimub redoksreaktsioonides. Reaktiivide ja toodete omaduste järgi eristatakse nelja tüüpi keemilisi protsesse:

Protsesside iseloomustamiseks on oluline reageerivate ühendite interaktsiooni täielikkus. See omadus on aluseks reaktsioonide jagunemisele pöörduvateks ja pöördumatuteks.

Reaktsioonide pöörduvus

Suurema osa moodustavad pöörduvad protsessid keemilised nähtused. Lõppsaaduste moodustumine reagentidest on otsene reaktsioon. Vastupidi, lähteained saadakse nende lagunemise või sünteesi saadustest. Reageerivas segus tekib keemiline tasakaal, milles saadakse nii palju ühendeid kui algmolekulid lagunevad. Pööratavates protsessides kasutatakse reagentide ja toodete vahelise märgi "=" asemel sümboleid "↔" või "⇌". Nooled võivad olla ebavõrdse pikkusega, mis on seotud ühe reaktsiooni domineerimisega. IN keemilised võrrandid saab näidata ainete koondomadusi (g - gaasid, w - vedelikud, m - tahked ained). Tohutu praktiline väärtus omavad teaduslikult põhjendatud mõjutamismeetodeid pöörduvad protsessid. Seega muutus ammoniaagi tootmine tulusaks pärast tingimuste loomist, mis nihutavad tasakaalu sihtprodukti moodustumise suunas: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Pöördumatud nähtused toovad kaasa lahustumatu või vähelahustuva ühendi ilmumise, reaktsioonisfäärist väljuva gaasi moodustumise. Sellised protsessid hõlmavad ioonivahetus, ainete lagunemine.

Keemiline tasakaal ja selle nihkumise tingimused

Edasi- ja tagasisuunamisprotsesside omadusi mõjutavad mitmed tegurid. Üks neist on aeg. Reaktsiooniks võetud aine kontsentratsioon väheneb järk-järgult ja lõppühend suureneb. Edasisuuna reaktsioon on aina aeglasem, vastupidine protsess kogub hoogu. Teatud intervalli jooksul kulgevad sünkroonselt kaks vastandlikku protsessi. Ainete vastastikmõju tekib, kuid kontsentratsioonid ei muutu. Põhjuseks on süsteemis tekkinud dünaamiline keemiline tasakaal. Selle säilitamine või muutmine sõltub:

• temperatuuritingimused;
• ühendite kontsentratsioonid;
• rõhk (gaaside puhul).

Nihe keemilises tasakaalus

Aastal 1884 pakkus väljapaistev teadlane Prantsusmaalt A. L. Le Chatelier välja kirjelduse viisidest, kuidas süsteem dünaamilise tasakaalu seisundist välja tuua. Meetod põhineb tasandustegevuse põhimõttel välised tegurid. Le Chatelier juhtis tähelepanu asjaolule, et reageerivas segus tekivad protsessid, mis kompenseerivad kõrvaliste jõudude mõju. Prantsuse teadlase sõnastatud põhimõte väidab, et tingimuste muutumine tasakaaluseisundis soosib kõrvalist mõju nõrgendava reaktsiooni kulgu. Tasakaalu nihe järgib seda reeglit, seda täheldatakse koostise, temperatuuritingimuste ja rõhu muutumisel. Tööstuses kasutatakse teadlaste leidudel põhinevaid tehnoloogiaid. Paljud keemilised protsessid, mida peeti teostamatuks, viiakse läbi tasakaalu nihutamise meetodite abil.

Kontsentratsiooni mõju

Tasakaalu nihe toimub siis, kui teatud komponendid eemaldatakse interaktsioonitsoonist või lisatakse aine täiendavaid osi. Toodete eemaldamine reaktsioonisegust põhjustab tavaliselt nende moodustumise kiiruse tõusu, samas kui ainete lisamine, vastupidi, viib nende valdava lagunemiseni. Esterdamisprotsessis kasutatakse dehüdratsiooniks väävelhapet. Kui see viiakse reaktsioonisfääri, suureneb metüülatsetaadi saagis: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Kui lisada hapnikku, mis interakteerub vääveldioksiidiga, nihkub keemiline tasakaal vääveltrioksiidi moodustumise otsene reaktsioon. Hapnik seondub SO 3 molekulidega, selle kontsentratsioon väheneb, mis on kooskõlas Le Chatelier' pöörduvate protsesside reegliga.

Temperatuuri muutus

Protsessid, mis käivad koos soojuse neeldumise või eraldumisega, on endo- ja eksotermilised. Tasakaalu nihutamiseks kasutatakse kuumutamist või soojuse eemaldamist reageerivast segust. Temperatuuri tõusuga kaasneb endotermiliste nähtuste kiiruse tõus, mille käigus neeldub lisaenergiat. Jahutamisel on eeliseks eksotermilised protsessid, mis eraldavad soojust. Süsinikdioksiidi interaktsiooni ajal kivisöega kaasneb kuumutamisega monooksiidi kontsentratsiooni suurenemine ja jahutamine põhjustab valdavalt tahma moodustumist: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Rõhu mõju

Rõhu muutus - oluline tegur segude, sealhulgas gaasiliste ühendite reageerimiseks. Samuti peaksite pöörama tähelepanu algsete ja saadud ainete mahtude erinevusele. Rõhu langus põhjustab valdavalt nähtuste esinemist, mille puhul kõigi komponentide kogumaht suureneb. Rõhu tõus suunab protsessi kogu süsteemi mahu vähendamise suunas. Seda mustrit täheldatakse ammoniaagi moodustumise reaktsioonis: 0,5N2 (g) + 1,5H2 (g) ⇌ NH3 (g). Rõhu muutus ei mõjuta konstantse mahu juures toimuvate reaktsioonide keemilist tasakaalu.

Optimaalsed tingimused keemilise protsessi rakendamiseks

Tasakaalu nihutamiseks tingimuste loomine määrab suuresti kaasaegse arengu keemilised tehnoloogiad. Praktiline kasutamine teaduslik teooria aitab kaasa optimaalsete tootmistulemuste saavutamisele. Enamik ehe näide- ammoniaagi saamine: 0,5N2 (g) + 1,5H2 (g) ⇌ NH3 (g). N 2 ja H 2 molekulide sisalduse suurenemine süsteemis on sünteesiks soodne kompleksne aine lihtsatest. Reaktsiooniga kaasneb soojuse eraldumine, seega põhjustab temperatuuri langus NH3 kontsentratsiooni tõusu. Algkomponentide maht on suurem kui sihttoote maht. Rõhu tõus suurendab NH3 saagist.

Tootmistingimustes valitakse kõigi parameetrite (temperatuur, kontsentratsioon, rõhk) optimaalne suhe. Lisaks on sellel suur tähtsus reagentide kokkupuuteala. Tahketes heterogeensetes süsteemides põhjustab pinna suurenemine reaktsioonikiiruse suurenemist. Katalüsaatorid suurendavad edasiliikumise kiirust ja tagasi reaktsioon. Selliste omadustega ainete kasutamine ei too kaasa nihkumist keemiline tasakaal, kuid kiirendab selle algust.

Kui süsteem on tasakaaluseisundis, siis see püsib selles seni, kuni välistingimused püsivad konstantsena. Kui tingimused muutuvad, läheb süsteem tasakaalust välja - otse- ja pöördprotsesside kiirused muutuvad erinevalt - reaktsioon jätkub. Kõrgeim väärtus esineb tasakaaluhäireid, mis on tingitud mõne tasakaalu, rõhu või temperatuuriga seotud aine kontsentratsiooni muutusest.

Vaatleme kõiki neid juhtumeid.

Tasakaalustamatus, mis on tingitud reaktsioonis osalevate ainete kontsentratsiooni muutumisest. Vesinik, vesinikjodiid ja joodiaur olgu teatud temperatuuril ja rõhul üksteisega tasakaalus. Sisestame süsteemi täiendava koguse vesinikku. Massi toime seaduse kohaselt toob vesiniku kontsentratsiooni suurenemine kaasa edasisuunalise reaktsiooni - HI sünteesireaktsiooni - kiiruse suurenemise, samas kui pöördreaktsiooni kiirus ei muutu. Edasisuunas kulgeb reaktsioon nüüd kiiremini kui vastupidises suunas. Selle tulemusena vähenevad vesiniku ja joodi aurude kontsentratsioonid, mis toob kaasa edasisuunalise reaktsiooni aeglustumise, ja HI kontsentratsioon suureneb, mis põhjustab pöördreaktsiooni kiirenemist. Mõne aja pärast muutuvad edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused taas võrdseks - tekib uus tasakaal. Kuid samal ajal on HI kontsentratsioon nüüd suurem kui enne lisamist ja kontsentratsioon on madalam.

Tasakaalustamatusest põhjustatud kontsentratsioonide muutumise protsessi nimetatakse nihkeks või tasakaalunihkeks. Kui sel juhul on võrrandi paremal poolel ainete kontsentratsioonide tõus (ja loomulikult ka vasakpoolsete ainete kontsentratsioonide vähenemine), siis öeldakse, et tasakaal nihkub paremale, st otsereaktsiooni voolu suunas; kontsentratsioonide vastupidise muutumisega räägivad nad tasakaalu nihkumisest vasakule - pöördreaktsiooni suunas. Selles näites on tasakaal nihkunud paremale. Samal ajal läks aine, mille kontsentratsiooni suurenemine põhjustas tasakaaluhäireid, reaktsiooni - selle kontsentratsioon vähenes.

Seega nihkub tasakaal ükskõik millise tasakaalus osaleva aine kontsentratsiooni suurenemisega selle aine tarbimise suunas; kui mõne aine kontsentratsioon väheneb, nihkub tasakaal selle aine moodustumise suunas.

Tasakaalustamatus rõhu muutusest (süsteemi mahu vähendamise või suurendamise tõttu). Kui reaktsioonis osalevad gaasid, võib tasakaalu häirida süsteemi ruumala muutus.

Mõelge rõhu mõjule lämmastikmonooksiidi ja hapniku vahelisele reaktsioonile:

Laske gaaside segul olla teatud temperatuuril ja rõhul keemilises tasakaalus. Ilma temperatuuri muutmata suurendame rõhku nii, et süsteemi maht väheneb 2 korda. Esimesel hetkel osalised rõhud ja kõigi gaaside kontsentratsioonid kahekordistuvad, kuid edasi- ja vastupidiste reaktsioonide kiiruste suhe muutub - tasakaal häirub.

Tõepoolest, enne rõhu tõstmist olid gaasikontsentratsioonidel tasakaaluväärtused ja , ning edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused olid samad ja määrati võrranditega:

Esimesel hetkel pärast kokkusurumist kahekordistuvad gaaside kontsentratsioonid võrreldes nende algväärtustega ja on vastavalt , ja . Sel juhul määratakse edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused võrranditega:

Seega suurenes rõhu suurenemise tagajärjel edasisuunalise reaktsiooni kiirus 8 korda ja vastupidise reaktsiooni kiirus ainult 4 korda. Süsteemi tasakaal on häiritud - otsene reaktsioon domineerib vastupidise suhtes. Kui kiirused muutuvad võrdseks, tekib tasakaal uuesti, kuid kogus süsteemis suureneb, tasakaal nihkub paremale.

On lihtne näha, et edasi- ja tagasireaktsiooni kiiruste ebavõrdne muutus tuleneb sellest, et vasakul ja õiged osad vaadeldava reaktsiooni võrrandis on gaasimolekulide arv erinev: üks hapniku molekul ja kaks lämmastikmonooksiidi molekuli (ainult kolm molekuli gaase) muudetakse kaheks gaasimolekuliks - lämmastikdioksiidiks. Gaasi rõhk tuleneb selle molekulide mõjust anuma seintele; muud võrdsed tingimused gaasi rõhk on kõrgem, mida rohkem molekule on ümbritsetud antud maht gaas. Seetõttu põhjustab gaasimolekulide arvu suurenemisega kulgev reaktsioon rõhu tõusu ja reaktsioon, mis kulgeb gaasimolekulide arvu vähenemisega, selle vähenemise.

Seda silmas pidades võib järelduse rõhu mõju kohta keemilisele tasakaalule sõnastada järgmiselt:

Süsteemi kokkusurumisel rõhu suurenemisel nihkub tasakaal gaasimolekulide arvu vähenemise suunas, s.t rõhu languse suunas; rõhu langusega nihkub tasakaal gaasimolekulide arvu suurenemise suunas, st rõhu tõusu suunas.

Juhul, kui reaktsioon kulgeb gaasimolekulide arvu muutmata, ei häirita tasakaalu süsteemi kokkusurumisel ega paisumisel. Näiteks süsteemis

tasakaalu ei häiri mahu muutus; HI väljund ei sõltu rõhust.

Tasakaalustamatus temperatuurimuutuse tõttu. Enamiku keemiliste reaktsioonide tasakaal nihkub koos temperatuuriga. Tegur, mis määrab tasakaalu nihke suuna, on reaktsiooni termilise efekti märk. Saab näidata, et temperatuuri tõustes nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas, langedes aga eksotermilise reaktsiooni suunas.

Seega on ammoniaagi süntees eksotermiline reaktsioon

Seetõttu nihkub temperatuuri tõusuga tasakaal süsteemis vasakule - ammoniaagi lagunemise suunas, kuna see protsess toimub soojuse neeldumisega.

Seevastu lämmastikoksiidi (II) süntees on endotermiline reaktsioon:

Seetõttu nihkub temperatuuri tõustes tasakaal süsteemis paremale – tekke suunas.

Keemilise tasakaalu rikkumise vaadeldavates näidetes ilmnevad seaduspärasused on erijuhud üldpõhimõte, mis määrab mõju erinevaid tegureid tasakaalustatud süsteemidele. Seda põhimõtet, mida nimetatakse Le Chatelier' printsiibiks, saab keemilise tasakaalu suhtes kohaldades formuleerida järgmiselt:

Kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse mingit mõju, siis selles toimuvate protsesside tulemusena nihkub tasakaal sellises suunas, et mõju väheneb.

Tõepoolest, kui üks reaktsioonis osalevatest ainetest sisestatakse süsteemi, nihkub tasakaal selle aine tarbimise suunas. „Kui rõhk tõuseb, siis see nihkub nii, et rõhk süsteemis väheneb, temperatuuri tõustes nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas – temperatuur süsteemis langeb.

Le Chatelier’ põhimõte ei kehti mitte ainult keemiliste, vaid ka erinevate füüsikalis-keemiliste tasakaalude puhul. Tasakaalu nihe selliste protsesside tingimuste muutmisel nagu keemine, kristalliseerumine, lahustumine toimub vastavalt Le Chatelier' põhimõttele.

Kui välised tingimused keemiline protsess ei muutu, siis saab keemilise tasakaalu seisundit säilitada meelevaldselt kaua. Reaktsioonitingimuste (temperatuur, rõhk, kontsentratsioon) muutmisega on võimalik saavutada keemilise tasakaalu nihkumine või nihe vajalikus suunas.

Tasakaalu nihkumine paremale toob kaasa ainete kontsentratsiooni suurenemise, mille valemid on võrrandi paremal küljel. Tasakaalu nihkumine vasakule toob kaasa nende ainete kontsentratsiooni suurenemise, mille valemid on vasakul. Sel juhul liigub süsteem uude tasakaaluolekusse, mida iseloomustab muud reaktsioonis osalejate tasakaalukontsentratsioonide väärtused.

Muutuvatest tingimustest põhjustatud keemilise tasakaalu nihe allub reeglile, mille sõnastas 1884. aastal prantsuse füüsik A. Le Chatelier (Le Chatelier' printsiip).

Le Chatelier' põhimõte:kui keemilises tasakaalus olev süsteem on mingil viisil mõjutatud, näiteks temperatuuri, rõhu või reaktiivide kontsentratsiooni muutmisega, siis tasakaal nihkub reaktsiooni suunas, mis nõrgendab mõju. .

Kontsentratsiooni muutuse mõju keemilise tasakaalu nihkele.

Le Chatelier’ põhimõtte järgi mis tahes reaktsioonis osaleja kontsentratsiooni suurenemine põhjustab tasakaalu nihke reaktsiooni suunas, mis viib selle aine kontsentratsiooni vähenemiseni.

Kontsentratsiooni mõju tasakaaluseisundile järgib järgmisi reegleid:

Ühe lähteaine kontsentratsiooni suurenemisega suureneb otsese reaktsiooni kiirus ja tasakaal nihkub reaktsioonisaaduste moodustumise suunas ja vastupidi;

Ühe reaktsiooniprodukti kontsentratsiooni suurenemisega suureneb pöördreaktsiooni kiirus, mis viib tasakaalu nihkumiseni lähteainete moodustumise suunas ja vastupidi.

Näiteks kui tasakaalusüsteemis:

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

suurendada SO 2 või NO 2 kontsentratsiooni, siis vastavalt seadusele tegutsevad massid, siis edasisuunalise reaktsiooni kiirus suureneb. See nihutab tasakaalu paremale, mis põhjustab lähteainete kulu ja reaktsioonisaaduste kontsentratsiooni tõusu. Uus tasakaaluseisund luuakse lähteainete ja reaktsioonisaaduste uute tasakaalukontsentratsioonidega. Kui näiteks ühe reaktsiooniprodukti kontsentratsioon väheneb, siis süsteem reageerib nii, et produkti kontsentratsioon suureneb. Eelis antakse otsesele reaktsioonile, mis toob kaasa reaktsioonisaaduste kontsentratsiooni suurenemise.

Rõhu muutuse mõju keemilise tasakaalu nihkele.

Le Chatelier’ põhimõtte järgi rõhu tõus toob kaasa tasakaalu nihke väiksema koguse gaasiliste osakeste tekke suunas, s.t. väiksema mahu suunas.

Näiteks pöörduvas reaktsioonis:

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

2 mol NO 2-st moodustub 2 mol NO ja 1 mol O 2. Stöhhiomeetrilised koefitsiendid gaasiliste ainete valemite ees näitavad, et otsereaktsiooni vool põhjustab gaasimoolide arvu suurenemist ja pöördreaktsiooni vool, vastupidi, vähendab gaasimoolide arvu. gaasiline aine. Kui selline süsteem on antud välismõju näiteks rõhku suurendades reageerib süsteem nii, et see mõju nõrgeneb. Rõhk võib väheneda, kui selle reaktsiooni tasakaal nihkub poole vähem gaasilise aine moolid ja seega väiksem maht.

Vastupidi, rõhu tõus selles süsteemis on seotud tasakaalu nihkega paremale - NO 2 lagunemise suunas, mis suurendab gaasilise aine hulka.

Kui gaasiliste ainete moolide arv jääb konstantseks enne ja pärast reaktsiooni, s.o. süsteemi maht reaktsiooni käigus ei muutu, siis rõhu muutus muudab võrdselt nii edasi- kui ka vastupidise reaktsiooni kiirust ega mõjuta keemilise tasakaalu seisundit.

Näiteks reageerides:

H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g),

kokku gaasiliste ainete mool enne ja pärast reaktsiooni jääb konstantseks ja rõhk süsteemis ei muutu. Tasakaal selles süsteemis ei muutu rõhuga.

Temperatuurimuutuse mõju keemilise tasakaalu nihkele.

Igas pöörduvas reaktsioonis vastab üks suundadest eksotermilisele protsessile ja teine ​​endotermilisele protsessile. Nii et ammoniaagi sünteesi reaktsioonis on pärireaktsioon eksotermiline ja pöördreaktsioon endotermiline.

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-ΔH).

Temperatuuri muutumisel muutuvad nii edasi- kui ka vastupidise reaktsiooni kiirused, kuid kiiruste muutus ei toimu samal määral. Vastavalt Arrheniuse võrrandile aastal rohkem endotermiline reaktsioon, mis reageerib temperatuurimuutustele suur väärtus aktiveerimise energia.

Seega selleks, et hinnata temperatuuri mõju keemilise tasakaalu nihke suunale, on vaja teada protsessi termilist efekti. Seda saab määrata eksperimentaalselt, näiteks kalorimeetri abil, või arvutada G. Hessi seaduse alusel. Tuleb märkida, et temperatuuri muutus toob kaasa keemilise tasakaalu konstandi (K p) väärtuse muutumise.

Le Chatelier’ põhimõtte järgi Temperatuuri tõus nihutab tasakaalu endotermilise reaktsiooni suunas. Temperatuuri langedes nihkub tasakaal eksotermilise reaktsiooni suunas.

Seega temperatuuri tõus ammoniaagi sünteesi reaktsioon viib tasakaalunihkeni endotermilise poole reaktsioonid, st. vasakule. Eelis saavutatakse pöördreaktsiooniga, mis toimub soojuse neeldumisega.

Olukorda, milles edasi- ja tagasireaktsiooni kiirus on võrdne, nimetatakse keemiliseks tasakaaluks. Pööratava reaktsiooni võrrand sisse üldine vaade:

Reaktsiooni kiirus edasi v 1 =k 1 [A] m [B] n , pöördreaktsiooni kiirus v 2 =k 2 [C] p [D] q , kus sisse nurksulud on tasakaalukontsentratsioonid. Definitsiooni järgi keemilises tasakaalus v 1 =v 2, kust

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

kus K c on keemilise tasakaalu konstant, väljendatuna molaarsetes kontsentratsioonides. Ülaltoodud matemaatilist avaldist nimetatakse sageli pöörduva keemilise reaktsiooni massimõju seaduseks: reaktsioonisaaduste tasakaalukontsentratsioonide korrutise ja lähteainete tasakaalukontsentratsioonide korrutise suhe.

Keemilise tasakaalu asend sõltub järgmised parameetrid reaktsioonid: temperatuur, rõhk ja kontsentratsioon. Nende tegurite mõju keemilisele reaktsioonile sõltub mustrist, mida väljendas üldiselt 1884. aastal prantsuse teadlane Le Chatelier. Le Chatelier' põhimõtte kaasaegne sõnastus on järgmine:

Kui tasakaaluseisundis olevale süsteemile avaldatakse väline mõju, siis süsteem liigub teise olekusse selliselt, et välismõju mõju väheneb.

Keemilist tasakaalu mõjutavad tegurid.

1. Temperatuuri mõju. Igas pöörduvas reaktsioonis vastab üks suundadest eksotermilisele protsessile ja teine ​​endotermilisele protsessile.

Temperatuuri tõustes nihkub keemiline tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas ja temperatuuri langedes eksotermilise reaktsiooni suunas.

2. Surve mõju. Kõigis gaasilisi aineid hõlmavates reaktsioonides, millega kaasneb ruumala muutus, mis on tingitud aine koguse muutumisest üleminekul lähteainetelt saadustele, mõjutab tasakaaluasendit rõhk süsteemis.
Rõhu mõju tasakaaluasendile järgib järgmisi reegleid:

Rõhu suurenedes nihkub tasakaal väiksema mahuga ainete (esialgsete või saaduste) tekke suunas.

3. Kontsentratsiooni mõju. Kontsentratsiooni mõju tasakaaluseisundile järgib järgmisi reegleid:

Ühe lähteaine kontsentratsiooni suurenemisega nihkub tasakaal reaktsioonisaaduste moodustumise suunas;
ühe reaktsiooniprodukti kontsentratsiooni suurenemisega nihkub tasakaal lähteainete tekke suunas.

Küsimused enesekontrolliks:

1. Mis on keemilise reaktsiooni kiirus ja millistest teguritest see sõltub? Millistest teguritest sõltub kiiruskonstant?

2. Kirjutage vesinikust ja hapnikust vee moodustumise reaktsioonikiiruse võrrand ja näidake, kuidas muutub kiirus vesiniku kontsentratsiooni kolmekordistamisel.

3. Kuidas reaktsioonikiirus ajas muutub? Milliseid reaktsioone nimetatakse pöörduvateks? Mis on keemilise tasakaalu seisund? Mida nimetatakse tasakaalukonstandiks, millistest teguritest see sõltub?

4. Millised välismõjud võivad keemilist tasakaalu häirida? Millises suunas tasakaal temperatuuri muutudes nihkub? Surve?

5. Kuidas saab pööratavat reaktsiooni teatud suunas nihutada ja lõpule viia?

Loeng nr 12 (probleem)

Lahendused

Sihtmärk: Andke kvalitatiivsed järeldused ainete lahustuvuse kohta ja kvantitatiivne hinnang lahustuvusele.

Märksõnad: Lahendused - homogeensed ja heterogeensed; tõesed ja kolloidsed; ainete lahustuvus; lahuste kontsentratsioon; mitteelektroüülide lahused; Raoult' ja van't Hoffi seadused.

Plaan.

1. Lahenduste klassifikatsioon.

2. Lahuste kontsentratsioon.

3. Mitteelektrolüütide lahused. Raoult' seadused.

Lahenduste klassifikatsioon

Lahused on homogeensed (ühefaasilised) muutuva koostisega süsteemid, mis koosnevad kahest või enamast ainest (komponendist).

Loodus agregatsiooni olek lahused võivad olla gaasilised, vedelad ja tahked. Tavaliselt loetakse lahustiks komponenti, mis antud tingimustes on saadud lahusega samas agregatsiooniseisundis, ülejäänud lahuse komponendid on lahustunud ained. Komponentide sama agregatsiooni oleku korral on lahustiks see komponent, mis lahuses domineerib.

Sõltuvalt osakeste suurusest jagatakse lahused tõelisteks ja kolloidseteks. Tõelistes lahustes (mida sageli nimetatakse lihtsalt lahusteks) dispergeeritakse lahustunud aine aatomiks või molekulaarne tase, lahustunud aineosakesed ei ole nähtavad ei visuaalselt ega mikroskoobi all, need liiguvad lahustikeskkonnas vabalt. Tõelised lahendused on termodünaamiliselt stabiilsed süsteemid, mis on aja jooksul lõpmatult stabiilsed.

edasiviiv jõud Lahuste moodustumine on entroopia ja entalpia tegurid. Gaaside lahustamisel vedelikus väheneb entroopia alati ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Mida tugevam on lahustunud aine ja lahusti interaktsioon, seda suurem on entalpiafaktori roll lahuste moodustumisel. Lahustumisentalpia muutumise märgi määrab lahustumisega kaasnevate protsesside kõigi termiliste mõjude summa märk, millest põhilise panuse annab hävitamine kristallvõre vabadeks ioonideks (ΔH > 0) ja moodustunud ioonide interaktsiooni lahusti molekulidega (solvatimine, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно lahustumatud ained ei) alati ΔG = ΔH – T ΔS< 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для vedelad lahused(sulab) lahustumisprotsess on spontaanne (ΔG< 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Küllastunud lahuse kontsentratsiooni määrab aine lahustuvus antud temperatuuril. Madalama kontsentratsiooniga lahuseid nimetatakse küllastumata.

Lahustuvus jaoks erinevaid aineid varieerub oluliselt ja sõltub nende olemusest, lahustunud aine osakeste vastastikmõjust üksteisega ja lahusti molekulidega, samuti välistingimustest (rõhk, temperatuur jne).

Keemiapraktikas on kõige olulisemad vedela lahusti baasil valmistatud lahused. Keemias nimetatakse vedelaid segusid lihtsalt lahusteks. Kõige laialdasemalt kasutatav anorgaaniline lahusti on vesi. Teiste lahustitega lahuseid nimetatakse mittevesilahusteks.

Lahendustel on äärmiselt suur praktiline tähtsus, neis toimub palju keemilisi reaktsioone, sealhulgas elusorganismide ainevahetuse aluseks olevaid reaktsioone.

Lahuse kontsentratsioon

Oluline omadus lahused on nende kontsentratsioon, mis väljendab komponentide suhtelist kogust lahuses. On olemas massi- ja ruumalakontsentratsioonid, mõõtmeteta ja mõõtmeteta.

TO mõõtmeteta kontsentratsioonid (aktsiad) hõlmavad järgmisi kontsentratsioone:

Lahustunud aine massiosa W(B) väljendatud ühiku murdosa või protsentides:

kus m(B) ja m(A) on lahustunud aine B mass ja lahusti A mass.

Lahustunud aine mahuosa σ(B) väljendatakse ühiku murdosades või mahuprotsendina:

kus V i on lahuse komponendi ruumala, V(B) on lahustunud aine ruumala B. Mahuprotsente nimetatakse kraadideks *) .

*) Mõnikord väljendatakse mahukontsentratsiooni tuhandikes (ppm, ‰) või osades miljoni kohta (ppm), ppm.

Lahustunud aine χ(B) mooliosa väljendatakse seosega

Lahuse χ i k komponendi mooliosade summa on võrdne ühega

TO mõõtmetega kontsentratsioonid hõlmavad järgmisi kontsentratsioone:

Lahustunud aine molaarsus C m (B) määratakse aine n(B) koguse järgi 1 kg (1000 g) lahustis, ühikuks on mol/kg.

Molaarne kontsentratsioon aine B lahuses C(B) - lahustunud aine B sisaldus lahuse ruumalaühiku kohta, mol/m 3 või sagedamini mol/l:

kus μ(B) on molaarmass B, V – lahuse maht.

Aine B molaarkontsentratsiooni ekvivalendid C E (B) (normaalsus - vananenud.) määratakse lahustunud aine ekvivalentide arvuga lahuse mahuühiku kohta, mol / l:

kus n E (B) on aine ekvivalentide hulk, μ E on ekvivalendi molaarmass.

Aine B lahuse tiiter ( T B) määratakse 1 ml lahuses sisalduva lahustunud aine massi järgi grammides:

g/ml või g/ml.

Massikontsentratsioonid ( massiosa, protsent, molaal) ei sõltu temperatuurist; mahulised kontsentratsioonid viitavad konkreetsele temperatuurile.

Kõik ained on mingil määral lahustuvad ja neid iseloomustab lahustuvus. Mõned ained lahustuvad üksteises piiritult (vesi-atsetoon, benseen-tolueen, vedel naatrium-kaalium). Enamik ühendeid on halvasti lahustuvad (vesi-benseen, vesi-butüülalkohol, vesi-lauasool) ja paljud on vähelahustuvad või praktiliselt lahustumatud (vesi-BaSO 4, vesi-bensiin).

Aine lahustuvus antud tingimustes on selle kontsentratsioon küllastunud lahus. Sellises lahuses saavutatakse tasakaal lahustunud aine ja lahuse vahel. Tasakaalu puudumisel jääb lahus stabiilseks, kui lahustunud aine kontsentratsioon on väiksem selle lahustuvusest (küllastumata lahus), või ebastabiilseks, kui lahus sisaldab aineid, mis on suuremad kui lahustuvus (üleküllastunud lahus).

1. Kõigist teadaolevatest reaktsioonidest eristatakse pöörduvaid ja pöördumatuid reaktsioone. Ioonivahetusreaktsioonide uurimisel loetleti tingimused, mille korral need lõppevad. ().

Samuti on teada reaktsioone, mis antud tingimustes ei lõpe. Näiteks kui vääveldioksiid lahustatakse vees, toimub reaktsioon: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Kuid tuleb välja, et sisse vesilahus võib tekkida vaid teatud kogus väävelhapet. See on tingitud asjaolust, et väävelhape on habras ja toimub vastupidine reaktsioon, s.t. lagunemine vääveloksiidiks ja veeks. Seetõttu ei lõpe see reaktsioon lõpuni, kuna kaks reaktsiooni toimuvad samaaegselt - sirge(vääveloksiidi ja vee vahel) ja tagurpidi(väävelhappe lagunemine). SO2 + H2O↔H2SO3.

Keemilisi reaktsioone, mis toimuvad antud tingimustes vastastikku vastassuunas, nimetatakse pöörduvateks.

2. Kuna keemiliste reaktsioonide kiirus sõltub reagentide kontsentratsioonist, siis algul otsereaktsiooni kiirus ( υ pr) peab olema maksimum ja kiirus selja reaktsioon ( υ arr) võrdub nulliga. Reagentide kontsentratsioon aja jooksul väheneb ja reaktsioonisaaduste kontsentratsioon suureneb. Seetõttu edasisuunalise reaktsiooni kiirus väheneb ja vastupidise reaktsiooni kiirus suureneb. Teatud ajahetkel muutuvad edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused võrdseks:

Kõik pöörduvad reaktsioonid edasisuunalise reaktsiooni kiirus väheneb, pöördreaktsiooni kiirus suureneb, kuni mõlemad kiirused muutuvad võrdseks ja tasakaal:

υ pr =υ arr

Süsteemi olekut, milles edasisuunalise reaktsiooni kiirus on võrdne pöördreaktsiooni kiirusega, nimetatakse keemiliseks tasakaaluks.

Keemilise tasakaalu seisundis jääb reageerivate ainete ja reaktsioonisaaduste kvantitatiivne suhe muutumatuks: mitu reaktsiooniprodukti molekuli moodustub ajaühikus, nii palju neist laguneb. Kuid keemilise tasakaalu seisund säilib seni, kuni reaktsioonitingimused jäävad muutumatuks: kontsentratsioon, temperatuur ja rõhk.

Kvantitatiivselt kirjeldatakse keemilise tasakaalu seisundit massilise tegevuse seadus.

Tasakaaluseisundis on reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide (nende koefitsientide astmetes) korrutise suhe reagentide kontsentratsioonide korrutisesse (ka nende koefitsientide astmetes) konstantne väärtus, mis ei sõltu algkontsentratsioonidest. ainete sisaldust reaktsioonisegus.

See konstantne helistas tasakaalukonstant - k

Seega reaktsiooni jaoks: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (D) + 92,4 kJ, väljendatakse tasakaalukonstant järgmiselt:

υ 1 =υ 2

υ 1 (otsene reaktsioon) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , kus– molaarsed tasakaalukontsentratsioonid, = mol/l

υ 2 (vastupidine reaktsioon) = 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 – tasakaalukonstant.

Keemiline tasakaal sõltub kontsentratsioonist, rõhust, temperatuurist.

Põhimõtemäärab tasakaalulise segamise suuna:

Kui süsteemile, mis on tasakaalus, avaldati väline mõju, nihkub tasakaal süsteemis sellele mõjule vastupidises suunas.

1) Kontsentratsiooni mõju - kui lähteainete kontsentratsiooni suurendada, siis tasakaal nihkub reaktsioonisaaduste tekke suunas.

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

Reaktsioonisegule lisamisel näiteks lämmastik, st. reaktiivi kontsentratsioon suureneb, K avaldises olev nimetaja suureneb, kuid kuna K on konstant, peab selle tingimuse täitmiseks ka lugeja suurenema. Seega suureneb reaktsioonisaaduse kogus reaktsioonisegus. Sel juhul räägime keemilise tasakaalu nihkest paremale, toote poole.

Seega nihkub reagentide (vedelate või gaasiliste) kontsentratsiooni suurenemine toodete poole, s.t. otsese reaktsiooni suunas. Toodete (vedelate või gaasiliste) kontsentratsiooni suurenemine nihutab tasakaalu reagentide suunas, s.t. tagumise reaktsiooni suunas.

Massimuutus tahke ei muuda tasakaaluasendit.

2) Temperatuuri mõju Temperatuuri tõus nihutab tasakaalu endotermilise reaktsiooni suunas.

A)N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (D) + 92,4 kJ (eksotermiline – soojuseraldus)

Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal ammoniaagi lagunemisreaktsiooni suunas (←)

b)N 2 (D) +O 2 (G) ↔ 2EI(G) – 180,8 kJ (endotermiline – soojusneeldumine)

Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal moodustumise reaktsiooni suunas EI (→)

3) Rõhu mõju (ainult gaasiliste ainete puhul) - rõhu suurenemisel nihkub tasakaal moodustise poolei ained, mis hõivavad vähem umbes rütm.

N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – NH 3

Kui rõhk tõuseb ( P): enne reaktsiooni4 V gaasilised ained → pärast reaktsiooni2 Vgaasilised ained, mistõttu tasakaal nihkub paremale ( → )

Rõhu suurenemisega näiteks 2 korda väheneb gaaside maht sama palju kordi ja seetõttu suurenevad kõigi gaasiliste ainete kontsentratsioonid 2 korda. Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

Sel juhul suureneb K avaldise lugeja 4 võrra korda ja nimetaja on 16 korda, s.o. võrdsus rikutakse. Selle taastamiseks peab kontsentratsioon suurenema ammoniaakja vähendada kontsentratsiooni lämmastikJavesilahke. Tasakaal nihkub paremale.

Seega, kui rõhk suureneb, nihkub tasakaal ruumala vähenemise suunas ja rõhu vähenemisel nihkub see mahu suurenemise suunas.

Rõhu muutus praktiliselt ei mõjuta tahke aine mahtu ja vedelad ained, st. ei muuda nende kontsentratsiooni. Järelikult on reaktsioonide tasakaal, milles gaasid ei osale, rõhust praktiliselt sõltumatu.

! Ained, mis mõjutavad keemilise reaktsiooni kulgu katalüsaatorid. Kuid katalüsaatori kasutamisel väheneb nii edasi- kui ka vastupidise reaktsiooni aktiveerimisenergia sama palju ja seetõttu tasakaal ei muutu.

Probleeme lahendama:

nr 1. CO ja O 2 algkontsentratsioonid pöörduvas reaktsioonis

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g)

Võrdub vastavalt 6 ja 4 mol/L. Arvutage tasakaalukonstant, kui CO 2 kontsentratsioon tasakaaluhetkel on 2 mol/L.

nr 2. Reaktsioon kulgeb vastavalt võrrandile

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

Märkige, kuhu tasakaal nihkub, kui

a) suurendage rõhku

b) tõsta temperatuuri

c) suurendada hapniku kontsentratsiooni

d) katalüsaatori kasutuselevõtt?