Utjecaj na pomak kemijske ravnoteže. Kemijska ravnoteža

Proučavanje parametara sustava, uključujući početne tvari i produkte reakcije, omogućuje nam da saznamo koji čimbenici pomiču kemijsku ravnotežu i dovode do željenih promjena. Na zaključcima Le Chateliera, Browna i drugih znanstvenika o metodama izvođenja reverzibilnih reakcija temelje se industrijske tehnologije koje omogućuju izvođenje procesa koji su se prije činili nemogućima i dobivanje ekonomske koristi.

Raznolikost kemijskih procesa

Po značajkama toplinski učinak mnoge reakcije se klasificiraju kao egzotermne ili endotermne. Prvi idu uz stvaranje topline, na primjer, oksidacija ugljika, hidratacija koncentrirane sumporne kiseline. Druga vrsta promjena povezana je s apsorpcijom toplinske energije. Primjeri endotermnih reakcija: razgradnja kalcijevog karbonata uz nastajanje gašenog vapna i ugljičnog dioksida, nastajanje vodika i ugljika tijekom termalno raspadanje metan. U jednadžbama egzo- i endotermnih procesa potrebno je navesti toplinski učinak. Preraspodjela elektrona između atoma tvari koje reagiraju događa se u redoks reakcijama. Prema karakteristikama reaktanata i proizvoda razlikuju se četiri vrste kemijskih procesa:

Za karakterizaciju procesa važna je cjelovitost međudjelovanja spojeva koji reagiraju. Ova značajka je temelj podjele reakcija na reverzibilne i ireverzibilne.

Reverzibilnost reakcija

Reverzibilni procesi čine većinu kemijske pojave. Stvaranje krajnjih proizvoda iz reaktanata je izravna reakcija. U obrnutom slučaju, početne tvari dobivaju se iz proizvoda njihove razgradnje ili sinteze. U reakcijskoj smjesi nastaje kemijska ravnoteža u kojoj se dobiva onoliko spojeva koliko se početnih molekula raspada. U reverzibilnim procesima umjesto znaka "=" između reaktanata i proizvoda koriste se simboli "↔" ili "⇌". Strelice mogu biti nejednake duljine, što je povezano s dominacijom jedne od reakcija. NA kemijske jednadžbe mogu se naznačiti agregatne karakteristike tvari (g - plinovi, w - tekućine, m - krutine). Ogroman praktična vrijednost imaju znanstveno utemeljene metode utjecaja reverzibilni procesi. Dakle, proizvodnja amonijaka postala je isplativa nakon stvaranja uvjeta koji pomiču ravnotežu prema stvaranju ciljnog produkta: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Nepovratni fenomeni dovode do pojave netopljivog ili slabo topljivog spoja, stvaranja plina koji napušta reakcijsku sferu. Takvi procesi uključuju ionska izmjena, razgradnja tvari.

Kemijska ravnoteža i uvjeti za njezino pomicanje

Nekoliko čimbenika utječe na karakteristike procesa naprijed i natrag. Jedan od njih je vrijeme. Koncentracija tvari koja se uzima za reakciju postupno se smanjuje, a konačni spoj raste. Reakcija prednjeg smjera je sve sporija, obrnuti proces dobiva na brzini. U određenom intervalu dva suprotna procesa teku sinkrono. Dolazi do interakcije između tvari, ali se koncentracije ne mijenjaju. Razlog je dinamička kemijska ravnoteža uspostavljena u sustavu. Njegovo zadržavanje ili izmjena ovisi o:

• temperaturni uvjeti;
• koncentracije spojeva;
• tlak (za plinove).

Pomak u kemijskoj ravnoteži

Godine 1884. A. L. Le Chatelier, izvanredni francuski znanstvenik, predložio je opis načina da se sustav izvede iz stanja dinamičke ravnoteže. Metoda se temelji na principu djelovanja izravnavanja vanjski faktori. Le Chatelier je skrenuo pozornost na činjenicu da se u reakcijskoj smjesi javljaju procesi koji kompenziraju utjecaj stranih sila. Načelo koje je formulirao francuski istraživač kaže da promjena uvjeta u stanju ravnoteže pogoduje tijeku reakcije koja slabi vanjski utjecaj. Pomak ravnoteže poštuje ovo pravilo, opaža se kada se mijenja sastav, temperaturni uvjeti i tlak. U industriji se koriste tehnologije temeljene na nalazima znanstvenika. Mnogi kemijski procesi koji su se smatrali neizvodljivima provode se metodama pomicanja ravnoteže.

Utjecaj koncentracije

Pomak u ravnoteži događa se ako se određene komponente uklone iz zone interakcije ili se dodaju dodatni dijelovi tvari. Uklanjanje produkata iz reakcijske smjese obično uzrokuje povećanje brzine njihovog stvaranja, dok dodavanje tvari, naprotiv, dovodi do njihove pretežne razgradnje. U procesu esterifikacije za dehidraciju se koristi sumporna kiselina. Kada se uvede u reakcijsku sferu, povećava se prinos metil acetata: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Ako dodate kisik koji stupa u interakciju sa sumpornim dioksidom, tada se kemijska ravnoteža pomiče prema izravna reakcija stvaranja sumporovog trioksida. Kisik se veže na molekule SO 3, njegova koncentracija opada, što je u skladu s Le Chatelierovim pravilom za reverzibilne procese.

Promjena temperature

Procesi koji idu uz apsorpciju ili oslobađanje topline su endo- i egzotermni. Za pomicanje ravnoteže koristi se zagrijavanje ili odvođenje topline iz reakcijske smjese. Povećanje temperature prati povećanje brzine endotermnih pojava u kojima se apsorbira dodatna energija. Hlađenje dovodi do prednosti egzotermnih procesa koji oslobađaju toplinu. Tijekom interakcije ugljičnog dioksida s ugljenom, zagrijavanje je popraćeno povećanjem koncentracije monoksida, a hlađenjem dolazi do pretežnog stvaranja čađe: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Utjecaj tlaka

Promjena tlaka - važan faktor za reakcijske smjese, uključujući plinovite spojeve. Također treba obratiti pozornost na razliku u volumenu početnih i rezultirajućih tvari. Smanjenje tlaka dovodi do prevladavajuće pojave pojava u kojima se povećava ukupni volumen svih komponenti. Povećanje tlaka usmjerava proces u smjeru smanjenja volumena cijelog sustava. 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 konstantnom volumenu.

Optimalni uvjeti za provedbu kemijskog procesa

Stvaranje uvjeta za pomicanje ravnoteže uvelike određuje razvoj moderne kemijske tehnologije. Praktična upotreba znanstvena teorija pridonosi optimalnim proizvodnim rezultatima. Najviše vrhunski primjer- dobivanje amonijaka: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Povećanje sadržaja molekula N 2 i H 2 u sustavu povoljno je za sintezu složena tvar od jednostavnih. Reakcija je popraćena oslobađanjem topline, pa će pad temperature izazvati povećanje koncentracije NH 3. Volumen početnih komponenti veći je od volumena ciljnog proizvoda. Povećanje tlaka će dovesti do povećanja prinosa NH3.

U uvjetima proizvodnje odabire se optimalan omjer svih parametara (temperatura, koncentracija, tlak). Osim toga, ima veliki značaj područje kontakta između reaktanata. U čvrstim heterogenim sustavima, povećanje površine dovodi do povećanja brzine reakcije. Katalizatori povećavaju brzinu kretanja i povratna reakcija. Korištenje tvari s takvim svojstvima ne dovodi do istiskivanja kemijska ravnoteža, ali ubrzava njegov nastanak.

Ako je sustav u stanju ravnoteže, tada će u njemu ostati sve dok su vanjski uvjeti konstantni. Ako se uvjeti promijene, tada će sustav izaći iz ravnoteže - brzine izravnih i obrnutih procesa će se promijeniti drugačije - reakcija će se nastaviti. Najveća vrijednost imati slučajeve neravnoteže zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u ravnotežu, tlak ili temperaturu.

Razmotrimo svaki od ovih slučajeva.

Neravnoteža zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u reakciju. Neka su vodik, jodovodik i pare joda u međusobnoj ravnoteži pri određenoj temperaturi i tlaku. U sustav uvedimo dodatnu količinu vodika. Prema zakonu djelovanja mase, povećanje koncentracije vodika povlači za sobom povećanje brzine prednje reakcije - reakcije sinteze HI, dok se brzina obrnute reakcije neće promijeniti. U smjeru naprijed, reakcija će sada teći brže nego u obrnutom smjeru. Uslijed toga smanjit će se koncentracije vodika i jodnih para, što će dovesti do usporavanja prednje reakcije, a porast će koncentracija HI, što će uzrokovati ubrzanje obrnute reakcije. Nakon nekog vremena brzine prednje i obrnute reakcije ponovno će se izjednačiti – uspostavit će se nova ravnoteža. Ali u isto vrijeme, koncentracija HI sada će 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 tom slučaju dođe do porasta koncentracija tvari na desnoj strani jednadžbe (i, naravno, istodobno do smanjenja koncentracija tvari na lijevoj), tada kažu da se ravnoteža pomiče na desno, tj. u smjeru toka izravne reakcije; s obrnutom promjenom koncentracija govore o pomaku ravnoteže ulijevo - u smjeru obrnute reakcije. U ovom primjeru, ravnoteža je pomaknuta udesno. Istodobno je tvar, čije je povećanje koncentracije uzrokovalo neravnotežu, ušla u reakciju - njezina koncentracija se smanjila.

Dakle, s povećanjem koncentracije bilo koje od tvari koje sudjeluju u ravnoteži, ravnoteža se pomiče prema potrošnji te tvari; kada se koncentracija bilo koje od tvari smanji, ravnoteža se pomiče prema stvaranju te tvari.

Neravnoteža zbog promjene tlaka (smanjenjem ili povećanjem volumena sustava). Kada u reakciji sudjeluju plinovi, ravnoteža se može poremetiti promjenom volumena sustava.

Razmotrite učinak tlaka na reakciju između dušikovog monoksida i kisika:

Neka smjesa plinova , i bude u kemijskoj ravnoteži pri određenoj temperaturi i tlaku. Ne mijenjajući temperaturu, povećavamo tlak tako da se volumen sustava smanjuje za 2 puta. U prvom trenutku parcijalni pritisci i koncentracije svih plinova će se udvostručiti, ali će se promijeniti omjer između brzina prednje i obrnute reakcije – ravnoteža će biti poremećena.

Doista, prije povećanja tlaka, koncentracije plina imale su ravnotežne vrijednosti i , a brzine reakcije naprijed i obrata bile su iste i određene su jednadžbama:

U prvom trenutku nakon kompresije koncentracije plinova će se udvostručiti u odnosu na početne vrijednosti i bit će jednake , odnosno . U ovom slučaju, brzine naprijed i obrnute reakcije bit će određene jednadžbama:

Dakle, kao rezultat povećanja tlaka, brzina reakcije naprijed porasla je 8 puta, a obrnuto - samo 4 puta. Ravnoteža u sustavu bit će poremećena – izravna reakcija će prevladati nad obrnutom. Nakon što se brzine izjednače, ravnoteža će se ponovno uspostaviti, ali će se količina u sustavu povećati, ravnoteža će se pomaknuti udesno.

Lako je vidjeti da je nejednaka promjena u brzinama naprijed i natrag reakcija posljedica činjenice da su u lijevom i u desni dijelovi Jednadžba reakcije koja se razmatra, broj molekula plina je različit: jedna molekula kisika i dvije molekule dušikovog monoksida (samo tri molekule plinova) pretvaraju se u dvije molekule plina - dušikov dioksid. Tlak plina rezultat je udara njegovih molekula o stijenke posude; drugo jednakim uvjetima tlak plina je veći što je više molekula zatvoreno zadani volumen plin. Dakle, reakcija koja se odvija povećanjem broja molekula plina dovodi do povećanja tlaka, a reakcija koja se odvija smanjenjem broja molekula plina dovodi do njegova smanjenja.

Imajući to na umu, zaključak o učinku pritiska na kemijsku ravnotežu može se formulirati na sljedeći način:

S povećanjem tlaka sabijanjem sustava ravnoteža se pomiče prema smanjenju broja molekula plina, odnosno prema smanjenju tlaka; s smanjenjem tlaka ravnoteža se pomiče prema povećanju broja molekula plina, tj. prema porastu tlaka.

U slučaju kada reakcija teče bez promjene broja molekula plina, ravnoteža nije poremećena kompresijom ili ekspanzijom sustava. Na primjer, u sustavu

ravnoteža nije poremećena promjenom volumena; HI izlaz ne ovisi o tlaku.

Neravnoteža zbog promjene temperature. Ravnoteža velike većine kemijskih reakcija mijenja se s temperaturom. Faktor koji određuje smjer pomaka ravnoteže je predznak toplinskog učinka reakcije. Može se pokazati da se s porastom temperature ravnoteža pomiče u smjeru endotermne reakcije, a sniženjem u smjeru egzotermne reakcije.

Dakle, sinteza amonijaka je egzotermna reakcija

Stoga se s povećanjem temperature ravnoteža u sustavu pomiče ulijevo - prema razgradnji amonijaka, budući da se taj proces odvija uz apsorpciju topline.

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

Stoga se pri porastu temperature ravnoteža u sustavu pomiče udesno – u smjeru nastanka.

Zakonitosti koje se očituju u razmatranim primjerima narušavanja kemijske ravnoteže posebni su slučajevi opći princip, koji određuje utjecaj razni faktori na uravnotežene sustave. Ovaj princip, poznat kao Le Chatelierov princip, može se formulirati na sljedeći način kada se primijeni na kemijske ravnoteže:

Ako se bilo kakav utjecaj izvrši na sustav koji je u ravnoteži, tada će se kao rezultat procesa koji se u njemu odvijaju ravnoteža pomaknuti u takvom smjeru da će se utjecaj smanjiti.

Doista, kada se jedna od tvari koje sudjeluju u reakciji uvede u sustav, ravnoteža se pomiče prema potrošnji te tvari. „Kad tlak raste, on se pomiče tako da se tlak u sustavu smanjuje; kada temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji – temperatura u sustavu pada.

Le Chatelierovo načelo vrijedi ne samo za kemijske, već i za različite fizikalno-kemijske ravnoteže. Pomak ravnoteže pri promjeni uvjeta takvih procesa kao što su vrenje, kristalizacija, otapanje događa se u skladu s Le Chatelierovim načelom.

Ako vanjski uvjeti kemijski proces ne mijenjaju, tada se stanje kemijske ravnoteže može održavati proizvoljno dugo. Promjenom uvjeta reakcije (temperatura, tlak, koncentracija) može se postići pomak ili pomak kemijske ravnoteže u traženom smjeru.

Pomak ravnoteže udesno dovodi do povećanja koncentracije tvari čije su formule na desnoj strani jednadžbe. Pomicanje ravnoteže ulijevo dovest će do povećanja koncentracije tvari čije su formule s lijeve strane. U tom će slučaju sustav prijeći u novo stanje ravnoteže, koje karakterizira druge vrijednosti ravnotežnih koncentracija sudionika u reakciji.

Pomak u kemijskoj ravnoteži uzrokovan promjenom uvjeta pokorava se pravilu koje je 1884. formulirao francuski fizičar A. Le Chatelier (Le Chatelierov princip).

Le Chatelierov princip:ako se na sustav u stanju kemijske ravnoteže utječe na bilo koji način, primjerice promjenom temperature, tlaka ili koncentracije reagensa, tada će se ravnoteža pomaknuti u smjeru reakcije koja slabi učinak .

Utjecaj promjene koncentracije na pomak kemijske ravnoteže.

Prema Le Chatelierovu 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 slijedi sljedeća pravila:

S porastom koncentracije jedne od polaznih tvari, brzina izravne reakcije raste i ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja produkata reakcije i obrnuto;

S povećanjem koncentracije jednog od produkata reakcije povećava se brzina reverzne reakcije, što dovodi do pomaka ravnoteže u smjeru stvaranja polaznih tvari i obrnuto.

Na primjer, ako je u ravnotežnom sustavu:

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

povećati koncentraciju SO 2 ili NO 2, zatim, sukladno zakonu glume mise, brzina reakcije naprijed će se povećati. To će pomaknuti ravnotežu udesno, što će uzrokovati utrošak polaznih materijala i povećanje koncentracije produkata reakcije. Novo stanje ravnoteže uspostavit će se s novim ravnotežnim koncentracijama početnih tvari i produkata reakcije. Kada se koncentracija npr. jednog od produkata reakcije smanji, sustav će reagirati na način da se poveća koncentracija produkta. Prednost će imati izravna reakcija, što dovodi do povećanja koncentracije produkata reakcije.

Utjecaj promjene tlaka na pomak kemijske ravnoteže.

Prema Le Chatelierovu principu povećanje tlaka dovodi do pomaka ravnoteže prema stvaranju manje količine plinovitih čestica, tj. prema manjem volumenu.

Na primjer, u reverzibilnoj reakciji:

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

od 2 mola NO 2 nastaju 2 mola NO i 1 mol O 2 . Stehiometrijski koeficijenti ispred formula plinovitih tvari pokazuju da tijek izravne reakcije dovodi do povećanja broja molova plinova, a tok obrnute reakcije, naprotiv, smanjuje broj molova plinova. plinovita tvar. Ako je takav sustav dan vanjski utjecaj npr. povećanjem tlaka, sustav će reagirati na takav način da oslabi taj učinak. Tlak se može smanjiti ako se ravnoteža ove reakcije pomakne prema manje mola plinovite tvari, a time i manji volumen.

Naprotiv, povećanje tlaka u ovom sustavu povezano je s pomakom ravnoteže udesno - prema razgradnji NO 2, što povećava količinu plinovite tvari.

Ako broj molova plinovitih tvari ostane konstantan prije i poslije reakcije, tj. volumen sustava se ne mijenja tijekom reakcije, tada promjena tlaka jednako mijenja brzine prednje i obrnute reakcije i ne utječe na stanje kemijske ravnoteže.

Na primjer, u reakciji:

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

ukupno mol plinovitih tvari prije i poslije reakcije ostaje konstantan, a tlak u sustavu se ne mijenja. Ravnoteža u ovom sustavu ne mijenja se s tlakom.

Utjecaj promjene temperature na pomak 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 obrnuta reakcija je endotermna.

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-ΔH).

Kada se temperatura promijeni, mijenjaju se brzine i prednje i obrnute reakcije, međutim, promjena u brzinama ne događa se u istoj mjeri. Prema Arrheniusovoj jednadžbi u više endotermna reakcija koja odgovara na promjene temperature velika vrijednost energija aktivacije.

Stoga je za procjenu utjecaja temperature na smjer pomaka kemijske ravnoteže potrebno poznavati toplinski učinak procesa. Može se odrediti eksperimentalno, na primjer, pomoću kalorimetra, ili izračunati na temelju zakona G. Hessa. Treba napomenuti da promjena temperature dovodi do promjene vrijednosti konstante kemijske ravnoteže (K p).

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

Na ovaj način, porast temperature u reakciji sinteze amonijaka dovest će do pomaka u ravnoteži prema endotermnom reakcije, tj. nalijevo. Prednost se postiže obrnutom reakcijom koja se odvija uz apsorpciju topline.

Stanje u kojem su brzine prednje i obrnute reakcije jednake naziva se kemijska ravnoteža. Jednadžba reverzibilne reakcije u opći 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 uglate zagrade su ravnotežne koncentracije. Po definiciji, u kemijskoj 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 obliku molarnih koncentracija. Gornji matematički izraz često se naziva zakonom djelovanja mase za reverzibilnu kemijsku reakciju: omjer umnoška ravnotežnih koncentracija produkata reakcije prema umnošku ravnotežnih koncentracija polaznih tvari.

Položaj kemijske ravnoteže ovisi o sljedeće opcije reakcije: temperatura, tlak i koncentracija. Utjecaj koji ti čimbenici imaju na kemijsku reakciju podložan je obrascu koji je 1884. godine općenito izrazio francuski znanstvenik Le Chatelier. Moderna formulacija Le Chatelierovog principa je sljedeća:

Ako se vanjski utjecaj izvrši na sustav koji je u stanju ravnoteže, tada će sustav prijeći u drugo stanje na način da se smanji učinak vanjskog utjecaja.

Čimbenici koji utječu na kemijsku ravnotežu.

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

S porastom temperature kemijska se ravnoteža pomiče u smjeru endotermne reakcije, a sniženjem temperature u smjeru egzotermne reakcije.

2. Utjecaj tlaka. U svim reakcijama u kojima sudjeluju plinovite tvari, praćene promjenom volumena zbog promjene količine tvari pri prijelazu iz polaznih tvari u produkte, na položaj ravnoteže utječe tlak u sustavu.
Utjecaj tlaka na položaj ravnoteže slijedi sljedeća pravila:

S povećanjem tlaka ravnoteža se pomiče u smjeru nastanka tvari (početnih ili produkata) manjeg volumena.

3. Utjecaj koncentracije. Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže slijedi sljedeća pravila:

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

Pitanja za samokontrolu:

1. Kolika je brzina kemijske reakcije i o kojim čimbenicima ovisi? O kojim faktorima ovisi konstanta brzine?

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

3. Kako se brzina reakcije mijenja tijekom vremena? Koje se reakcije nazivaju reverzibilnim? Što je stanje kemijske ravnoteže? Što se zove konstanta ravnoteže, o kojim čimbenicima ovisi?

4. Koji vanjski utjecaji mogu poremetiti kemijsku ravnotežu? U kojem smjeru će se pomaknuti ravnoteža s promjenom temperature? Pritisak?

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

Predavanje br. 12 (problem)

Rješenja

Cilj: Dati kvalitativne zaključke o topljivosti tvari i kvantitativnu ocjenu topljivosti.

Ključne riječi: Otopine - homogene i heterogene, prave i koloidne; topljivost tvari; koncentracija otopina; otopine neelektroila; zakoni Raoulta i van't Hoffa.

Plan.

1. Klasifikacija otopina.

2. Koncentracija otopina.

3. Otopine neelektrolita. Raoultovi zakoni.

Klasifikacija otopina

Otopine su homogeni (jednofazni) sustavi promjenjivog sastava, koji se sastoje od dvije ili više tvari (komponenata).

Priroda agregatno stanje otopine mogu biti plinovite, tekuće i čvrste. Obično se otapalom smatra komponenta koja je u danim uvjetima u istom agregatnom stanju kao i nastala otopina, dok su ostale komponente otopine otopljene tvari. U slučaju istog agregatnog stanja komponenata otapalo je ona komponenta koja prevladava u otopini.

Ovisno o veličini čestica, otopine se dijele na prave i koloidne. U pravim otopinama (koje se često nazivaju jednostavno otopine), otopljena tvar je raspršena na atomsku ili molekularna razina, čestice otopljene tvari nisu vidljive ni vizualno ni pod mikroskopom, one se slobodno kreću u mediju otapala. Prave otopine su termodinamički stabilni sustavi, beskonačno stabilni tijekom vremena.

pokretačke snage nastanak otopina su faktori entropije i entalpije. Pri otapanju plinova u tekućini entropija uvijek opada ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Što je međudjelovanje između otopljene tvari i otapala jače, to je veća uloga faktora entalpije u nastanku otopina. Predznak promjene entalpije otapanja određen je predznakom zbroja svih toplinskih učinaka procesa koji prate otapanje, od kojih glavni doprinos daje destrukcija kristalna rešetka u slobodne ione (ΔH > 0) i međudjelovanje nastalih iona s molekulama otapala (solvatacija, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно netopljive tvari ne) uvijek ΔG = ΔH – T ΔS< 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для tekuće otopine(topi se) proces otapanja je spontan (ΔG< 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Koncentracija zasićene otopine određena je topljivošću tvari pri danoj temperaturi. Otopine manje koncentracije nazivaju se nezasićene.

Topljivost za razne tvari znatno varira i ovisi o njihovoj prirodi, međudjelovanju čestica otopljene tvari međusobno i s molekulama otapala, kao i o vanjskim uvjetima (tlak, temperatura itd.)

U kemijskoj praksi najvažnije su otopine pripremljene na bazi tekućeg otapala. Upravo se tekuće smjese u kemiji jednostavno nazivaju otopinama. Najraširenije anorgansko otapalo je voda. Otopine s drugim otapalima nazivamo nevodenim.

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

Koncentracija otopine

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

Do bez dimenzija koncentracije (udjela) uključuju sljedeće koncentracije:

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

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

Volumni udio otopljene tvari σ(B) izražava se u dijelovima jedinice ili volumnim postocima:

gdje je V i volumen komponente otopine, V(B) volumen otopljene tvari B. Volumni postoci nazivaju se stupnjevi *) .

*) Ponekad se volumna koncentracija izražava u tisućinkama (ppm, ‰) ili u dijelovima na milijun (ppm), ppm.

Molni udio otopljene tvari χ(B) izražava se relacijom

Zbroj molskih udjela k komponenti otopine χ i jednak je jedinici

Do dimenzionalni koncentracije uključuju sljedeće koncentracije:

Molnost otopljene tvari C m (B) određena je količinom tvari n(B) u 1 kg (1000 g) otapala, jedinica je mol/kg.

Molarna koncentracija tvar B u otopini C(B) - sadržaj količine otopljene tvari B po jedinici volumena otopine, mol/m 3 ili češće mol/litar:

gdje je μ(B). molekulska masa B, V – volumen otopine.

Ekvivalenata molarne koncentracije tvari B C E (B) (normalnost - zastarjelo.) određuje se brojem ekvivalenata otopljene tvari po jedinici volumena otopine, mol / litra:

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

Titar otopine tvari B( T B) određena je masom otopljene tvari u g koja se nalazi u 1 ml otopine:

g/ml ili g/ml.

Masene koncentracije ( maseni udio, postotak, molal) ne ovise o temperaturi; volumetrijske koncentracije odnose se na određenu temperaturu.

Sve su tvari do neke mjere sposobne topivosti i karakterizirane su topljivošću. Neke su tvari beskonačno topive jedna u drugoj (voda-aceton, benzen-toluen, tekući natrij-kalij). Većina spojeva je teško topiva (voda-benzen, voda-butil alkohol, voda-kuhinjska sol), a mnogi su slabo topljivi ili praktički netopljivi (voda-BaSO 4 , voda-benzin).

Topljivost tvari u danim uvjetima je njezina koncentracija u zasićena otopina. U takvoj otopini se postiže ravnoteža između otopljene tvari i otopine. U nedostatku ravnoteže, otopina ostaje stabilna ako je koncentracija otopljene tvari manja od njezine topljivosti (nezasićena otopina) ili nestabilna ako otopina sadrži tvari veće od njezine topljivosti (prezasićena otopina).

1. Među svim poznatim reakcijama razlikuju se reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Pri proučavanju reakcija ionske izmjene navedeni su uvjeti pod kojima one teku do kraja. ().

Poznate su i reakcije koje se ne odvijaju do kraja u danim uvjetima. Tako, na primjer, kada se sumporni dioksid otopi u vodi, dolazi do reakcije: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Ali ispada da u Vodena otopina može nastati samo određena količina sumporaste kiseline. To je zbog činjenice da je sumporna kiselina krhka, pa dolazi do obrnute reakcije, tj. razgradnjom na sumporni oksid i vodu. Dakle, ova reakcija ne ide do kraja jer se dvije reakcije događaju istovremeno - ravno(između sumpornog oksida i vode) i obrnuti(razgradnja sumporne kiseline). SO2 + H20↔H2SO3.

Kemijske reakcije koje se pod određenim uvjetima odvijaju u međusobno suprotnim smjerovima nazivamo reverzibilnim.

2. Budući da brzina kemijskih reakcija ovisi o koncentraciji reaktanata, tada je najprije brzina izravne reakcije ( υ pr) mora biti maksimum i brzina povratna reakcija ( υ arr) jednako nuli. Koncentracija reaktanata se s vremenom smanjuje, a koncentracija produkata reakcije raste. Stoga se brzina prednje reakcije smanjuje, a brzina obrnute reakcije raste. U određenom vremenskom trenutku, brzine naprijed i povratne reakcije postaju jednake:

U svemu reverzibilne reakcije brzina prednje reakcije opada, brzina obrnute reakcije raste sve dok se obje brzine ne izjednače i ne uspostavi se ravnoteža:

υ pr =υ arr

Stanje sustava u kojem je brzina prednje reakcije jednaka brzini obrnute reakcije naziva se kemijska ravnoteža.

U stanju kemijske ravnoteže kvantitativni omjer između tvari koje reagiraju i produkata reakcije ostaje konstantan: koliko molekula produkta reakcije nastane u jedinici vremena, toliko ih se razgradi. Međutim, stanje kemijske ravnoteže održava se sve dok su uvjeti reakcije nepromijenjeni: koncentracija, temperatura i tlak.

Kvantitativno se opisuje stanje kemijske ravnoteže zakon djelovanja mase.

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

Ovaj konstantno nazvao konstanta ravnoteže - k

Dakle za reakciju: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (D) + 92,4 kJ, konstanta ravnoteže izražena je kako slijedi:

υ 1 =υ 2

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

υ 2 (obratna 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.

Kemijska ravnoteža ovisi o koncentraciji, tlaku, temperaturi.

Načeloodređuje smjer ravnotežnog miješanja:

Ako je na sustav koji je u ravnoteži izvršen vanjski utjecaj, tada će se ravnoteža u sustavu pomaknuti u suprotnom smjeru od tog utjecaja.

1) Utjecaj koncentracije - ako se poveća koncentracija polaznih tvari, tada se ravnoteža pomiče prema stvaranju produkata reakcije.

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

Kada se doda u reakcijsku smjesu, na primjer dušik, tj. koncentracija reagensa raste, nazivnik u izrazu za K raste, ali budući da je K konstanta, brojnik također mora rasti da bi se ispunio ovaj uvjet. Stoga se u reakcijskoj smjesi povećava količina produkta reakcije. U tom slučaju govorimo o pomaku kemijske ravnoteže udesno, prema produktu.

Dakle, povećanje koncentracije reaktanata (tekućih ili plinovitih) pomiče se prema produktima, tj. prema izravnoj reakciji. Povećanje koncentracije produkata (tekućih ili plinovitih) pomiče ravnotežu prema reaktantima, tj. prema stražnjoj reakciji.

Masovna promjena čvrsta ne mijenja položaj ravnoteže.

2) Učinak temperature Povećanje temperature pomiče ravnotežu prema endotermnoj reakciji.

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

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

b)N 2 (D) +O 2 (G) ↔ 2NE(G) - 180,8 kJ (endotermno - apsorpcija topline)

Kako temperatura raste, ravnoteža će se pomaknuti u smjeru reakcije stvaranja NE (→)

3) Utjecaj tlaka (samo za plinovite tvari) - s povećanjem tlaka ravnoteža se pomiče prema formacijii tvari 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 tlak poraste ( P): prije reakcije4 V plinovite tvari → nakon reakcije2 Vplinovite tvari, stoga se ravnoteža pomiče udesno ( → )

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

U tom će se slučaju brojnik izraza za K povećati za 4 puta, a nazivnik je 16 puta, tj. ravnopravnost će biti prekinuta. Da bi se obnovio, koncentracija se mora povećati amonijaki smanjiti koncentraciju dušikivodaljubazan. Ravnoteža će se pomaknuti udesno.

Dakle, kada se tlak poveća, ravnoteža se pomiče prema smanjenju volumena, a kada se tlak smanji, pomiče se prema povećanju volumena.

Promjena tlaka praktički nema utjecaja na volumen krutine i tekuće tvari, tj. ne mijenja njihovu koncentraciju. Posljedično, ravnoteža reakcija u kojima plinovi ne sudjeluju praktički je neovisna o tlaku.

! Tvari koje utječu na tijek kemijske reakcije katalizatori. Ali kada se koristi katalizator, energija aktivacije i prednje i obrnute reakcije smanjuje se za isti iznos, i stoga ravnoteža se ne mijenja.

Riješiti probleme:

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

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g)

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

broj 2. Reakcija se odvija prema jednadžbi

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

Navedite gdje će se pomaknuti ravnoteža ako

a) povećati pritisak

b) povisiti temperaturu

c) povećanje koncentracije kisika

d) uvođenje katalizatora?