Reversible reaksjoner begrepet kjemisk likevekt. Reversible og irreversible kjemiske reaksjoner

Hva er en reversibel reaksjon? Dette er en kjemisk prosess som går i to motsatte retninger. Vurder hovedkarakteristikkene til slike transformasjoner, så vel som deres særegne parametere.

Hva er meningen med balanse

Reversible kjemiske reaksjoner fører ikke til bestemte produkter. For eksempel, når svoveloksid (4) oksideres samtidig med produksjonen av svoveloksid (6), dannes de opprinnelige komponentene igjen.

Irreversible prosesser involverer fullstendig transformasjon av de interagerende stoffene, en slik reaksjon er ledsaget av produksjon av ett eller flere reaksjonsprodukter.

Nedbrytingsreaksjoner er eksempler på irreversible interaksjoner. For eksempel, når kaliumpermanganat varmes opp, dannes metallmanganat, manganoksid (4), og gassformig oksygen frigjøres også.

En reversibel reaksjon innebærer ikke dannelse av nedbør, frigjøring av gasser. Dette er nettopp hovedforskjellen fra irreversibel interaksjon.

Kjemisk likevekt er en slik tilstand av et samvirkende system der den reversible forekomsten av en eller flere kjemiske reaksjoner er mulig, forutsatt at hastighetene til prosessene er like.

Hvis systemet er i dynamisk likevekt, er det ingen endring i temperatur, konsentrasjon av reagenser, andre parametere i en gitt tidsperiode.

Likevektsskifteforhold

Likevekten til en reversibel reaksjon kan forklares ved å bruke Le Chateliers regel. Dens essens ligger i det faktum at når en ytre påvirkning utøves på et system som i utgangspunktet er i dynamisk likevekt, observeres en endring i reaksjonen i motsatt retning av påvirkningen. Enhver reversibel reaksjon ved hjelp av dette prinsippet kan forskyves i riktig retning i tilfelle endring i temperatur, trykk og også konsentrasjonen av interagerende stoffer.

Le Chatelier-prinsippet "fungerer" kun for gassformige reagenser, faste og flytende stoffer tas ikke i betraktning. Det er et omvendt forhold mellom trykk og volum, definert av Mendeleev-Clapeyron-ligningen. Hvis volumet av de innledende gassformige komponentene er større enn reaksjonsproduktene, er det viktig å øke trykket i blandingen for å endre likevekten til høyre.

For eksempel, under transformasjonen av karbonmonoksid (2) til karbondioksid, kommer 2 mol karbonmonoksid og 1 mol oksygen inn i reaksjonen. Dette gir 2 mol karbonmonoksid (4).

Hvis, i henhold til problemets tilstand, denne reversible reaksjonen skal flyttes til høyre, er det nødvendig å øke trykket.

Konsentrasjonen av reaktanter har også en betydelig effekt på prosessens forløp. I henhold til Le Chatelier-prinsippet, i tilfelle en økning i konsentrasjonen av de opprinnelige komponentene, skifter likevekten i prosessen mot produktet av deres interaksjon.

I dette tilfellet bidrar reduksjonen (uttak fra reaksjonsblandingen) av det resulterende produktet til strømmen av den direkte prosessen.

I tillegg til trykk, konsentrasjon, har en endring i temperaturen også en betydelig effekt på forløpet av en omvendt eller foroverreaksjon. Når den opprinnelige blandingen varmes opp, forskyves likevekten mot den endoterme prosessen.

Eksempler på reversible reaksjoner

Vurder på en spesifikk prosess måter å skifte likevekt mot dannelsen av reaksjonsprodukter.

2CO + O 2 -2CO 2

Denne reaksjonen er en homogen prosess, siden alle stoffer er i samme (gassformige) tilstand.

Det er 3 volumer av komponenter på venstre side av ligningen, etter interaksjonen ble denne indikatoren redusert, 2 volumer dannes. For at den direkte prosessen skal fortsette, er det nødvendig å øke trykket i reaksjonsblandingen.

Gitt at reaksjonen er eksoterm, senkes temperaturen for å produsere karbondioksid.

Likevekten i prosessen vil skifte mot dannelsen av et reaksjonsprodukt med en økning i konsentrasjonen av et av de opprinnelige stoffene: oksygen eller karbonmonoksid.

Konklusjon

Reversible og irreversible reaksjoner spiller en viktig rolle i menneskelivet. De metabolske prosessene som skjer i kroppen vår er assosiert med et systematisk skifte i den kjemiske balansen. I kjemisk produksjon brukes optimale forhold for å styre reaksjonen i riktig retning.

Reversible reaksjoner er reaksjoner som skjer samtidig i to motsatte retninger.

Irreversible reaksjoner - reaksjoner der de inntatte stoffene blir fullstendig omdannet til reaksjonsprodukter som ikke reagerer med hverandre under gitte forhold, for eksempel nedbryting av eksplosiver, forbrenning av hydrokarboner, dannelse av lavdissosierende forbindelser, nedbør, dannelse av gassformige stoffer.

32. Kjemisk balanse. Le Chateliers prinsipp.

Kjemisk likevekt er en tilstand i et kjemisk system der en eller flere kjemiske reaksjoner reversibelt fortsetter, og hastighetene i hvert par forover-revers reaksjoner er lik hverandre. For et system i kjemisk likevekt endres ikke konsentrasjonene av reagenser, temperatur og andre parametere i systemet med tiden.

33. Le Chateliers prinsipp. Betingelser for å skifte kjemisk likevekt.

Le Chateliers prinsipp: hvis en ytre påvirkning utøves på et system i en tilstand av likevekt, så skifter likevekten i retning av å svekke den ytre påvirkningen.

Faktorer som påvirker kjemisk likevekt:

1) temperatur

Når temperaturen øker, skifter den kjemiske likevekten mot en endoterm (absorpsjon) reaksjon, og når den avtar, mot en eksoterm (isolasjons) reaksjon.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 + Q t ←, t↓ →

2) trykk

Når trykket øker, skifter den kjemiske likevekten mot et mindre volum av stoffer, og når det avtar, mot et større volum. Dette prinsippet gjelder kun for gasser, dvs. hvis faste stoffer er involvert i reaksjonen, tas de ikke i betraktning.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) konsentrasjon av utgangsstoffer og reaksjonsprodukter

Ved en økning i konsentrasjonen av et av utgangsstoffene, skifter den kjemiske likevekten mot reaksjonsproduktene, og med en nedgang i konsentrasjonen av reaksjonsproduktene, mot utgangsstoffene.

S 2 + 2O 2 \u003d 2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalysatorer påvirker ikke forskyvningen av kjemisk likevekt!

Slutt på arbeidet -

Dette emnet tilhører:

Grunnleggende begreper om kjemi

Kjemi er vitenskapen om stoffer og lovene for deres transformasjon, objektet for studiet av kjemi er de kjemiske elementene og deres forbindelser, et kjemisk element, som kaller typen atomer .. lov .. rekkefølgen som orbitaler er fylt med elektroner ..

Hvis du trenger ytterligere materiale om dette emnet, eller du ikke fant det du lette etter, anbefaler vi å bruke søket i vår database over verk:

Hva skal vi gjøre med det mottatte materialet:

Hvis dette materialet viste seg å være nyttig for deg, kan du lagre det på siden din på sosiale nettverk:

kvitring

Alle emner i denne delen:

Loven om ekvivalenter
Stoffer interagerer med hverandre i mengder som er proporsjonale med deres ekvivalenter. m(a)/m(b)=E(a)/E(b). En ekvivalent er en reell eller betinget partikkel av et stoff som tilsvarer ett ion

elektrodesky. kvantetall
En elektronsky er en visuell modell som gjenspeiler fordelingen av elektrontetthet i et atom eller molekyl. For å karakterisere oppførselen til et elektron i et atom, introduseres kvantetall: kap.

Kvantemekanisk modell av strukturen til atomet
QMM er basert på atomets kvanteteori, ifølge hvilken elektronet har både egenskapene til en partikkel og egenskapene til en bølge. Med andre ord kan plasseringen av et elektron på et visst punkt

Periodisk lov og periodisk system D.I. Mendeleev
Oppdagelsen av den periodiske lov av D.I. Mendeleev Den periodiske lov ble oppdaget av D.I. Mendeleev mens han jobbet med teksten til læreboken "Fundamentals of Chemistry", da han møtte vanskeligheter

uorganiske forbindelser
Syrer er komplekse kjemikalier. forbindelser som består av H-ioner og en syrerest. De er delt inn i enkomponent og multikomponent, oksygenholdig og oksygenfri. Basene er

Salter og deres kjemikalier. eiendommer
Salter er en klasse av kjemiske forbindelser som består av kationer og anioner. Kjemiske egenskaper bestemmes av egenskapene til kationene og anionene som utgjør deres sammensetning. Salter samhandler med

kovalent binding. Metning og retningsbestemthet
En kovalent binding er et kjemikalie kommunikasjon mellom atomer, utført av sosialiserte elektroner. Kov. Bindingen er enten polar eller ikke-polar. Ikke-polar cov. forbindelse n. i molekyler hvor hver atomkjerne med

De viktigste bestemmelsene i teorien om VS. Hybridisering
Hovedbestemmelsene i teorien om VS: A) den kjemiske bindingen mellom to atomer oppstår som et resultat av overlapping av AO med bildet. elektroniske par. B) atomer som kommer inn i kjemikaliet. kommunikasjon, utveksling

Hydrogenbinding
En hydrogenbinding er en form for assosiasjon mellom et elektronegativt atom og et H-hydrogenatom bundet kovalent til et annet elektronegativt atom. Som elektronegative atomer kan du

Donor-akseptor-binding. Komplekse forbindelser
Mekanisme bilde. kovalent binding på grunn av to elektroner av ett atom (donor) og en fri orbital av et annet atom (akseptor) kalt. giver-akseptor. Komplekse forbindelser er forbindelser

komplekse forbindelser. Kjemisk binding i en kompleks forbindelse
En kompleks forbindelse er et kjemisk stoff som inneholder komplekse partikler. Chem. binding-I krystallinske kompleksforbindelser med ladede komplekser, bindingen mellom komplekset og in

Dissosiasjon av komplekse forbindelser. Stabilitetskonstanter for komplekse ioner
Dissosiasjonen av en kompleks forbindelse foregår i to trinn: a) dissosiasjon til komplekse og enkle ioner med bevaring av den indre sfæren av komplekset og b) dissosiasjon av den indre sfæren, drivkraft

Termodynamikkens første lov. Hess' lov
1. start t/d: i enhver prosess er endringen i den interne energien U i systemet lik summen av mengden varme som overføres og arbeidet som er utført. ΔU=Q – W Hvis systemet er inne

1 og 2 termodynamiske lover. Beregning av termiske effekter av kjemiske reaksjoner
Formuleringen av I-loven til t / d: energi blir ikke skapt eller ødelagt, men går bare fra en form til en annen i et ekvivalent forhold. Formulering av andre lov av t/d: i et isolert system

Hess lov og konsekvenser av den
Hess' lov: varmen fra en kjemisk reaksjon er lik summen av varmene til en rekke påfølgende reaksjoner med de samme startstoffene og sluttproduktene. Beregningene bruker lovens konsekvenser

Konseptet med standardtilstanden og standard formasjonsheater. Beregning av termiske effekter av kjemiske reaksjoner
Standardtilstander - i kjemisk termodynamikk, betinget aksepterte tilstander av individuelle stoffer og komponenter av løsninger ved vurdering av termodynamiske mengder. under standard varme

Gibbs fri energi. Retningen av en kjemisk reaksjon
Gibbs fri energi (eller ganske enkelt Gibbs energi, eller Gibbs potensial, eller termodynamisk potensial i snever forstand) er en størrelse som viser endringen i energi under en kjemisk reaksjon.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon. Loven om handlende masser
Kjemisk kinetikk er en gren av kjemi som studerer hastigheten på kjemiske reaksjoner og mekanismen for kjemiske reaksjoner. Hastigheten til en kjemisk reaksjon er antallet gunstige kollisjoner

Arrhenius-ligningen. Konseptet med aktiveringsenergi
lnk=lnA-Ea/2.3RT Aktiveringsenergi er minimumsenergien som partikler må ha for å gå inn i en kjemisk interaksjon.

Katalysatorer. Homogen og heterogen katalyse
Katalysator - et stoff som endrer hastigheten på en kjemisk reaksjon, men som ikke går inn i kjemisk interaksjon og skilles ut ved slutten av reaksjonen i sin rene form. Prosessen med å akselerere reaksjonen i nærvær

Kolligative egenskaper til løsninger
De kolligative egenskapene til løsninger er de egenskapene som under gitte forhold viser seg å være like og uavhengige av den kjemiske naturen til det oppløste stoffet; egenskaper til løsninger som avhenger

Raoults lover. Koke- og frysepunkter for løsninger
En damp i likevekt med en væske kalles mettet. Trykket til en slik damp over et rent løsningsmiddel (p0) kalles trykket eller elastisiteten til den mettede dampen av ren pa

Osmose og osmotisk trykk
Diffusjon er prosessen med gjensidig penetrasjon av molekyler. Osmose er prosessen med enveisdiffusjon gjennom en semipermeabel membran av løsemiddelmolekyler mot en høyere konsentrasjon av løsningen.

Oppløsning av gasser i væsker. Henrys lov
Stoffets løselighet påvirkes av temperatur og trykk. Deres innflytelse på likevekten i løsningen følger Le Chatelier-prinsippet. Løseligheten til gasser er ledsaget av: A) frigjøring av varme

Grad og konstant av elektrolytisk dissosiasjon. Ostwalds avlslov
Elektrolytisk dissosiasjon er oppløsningen av et molekyl til ioner under påvirkning av polare løsningsmiddelmolekyler. E.d. antyder løsningens ioneledningsevne. Grad utg. - en verdi lik forholdet

Ionisk produkt av vann. Hydrogenindeks for miljøet
Det ioniske produktet av vann - en verdi lik produktet av hydrogenkationer og hydroksidioner er en konstant verdi ved en gitt temperatur (25 ° C) og er lik 10-14. kw=

Elektrolytisk dissosiasjon av vann. Hydrogenindeks for miljøet
Vann er en svak amfoterisk elektrolytt. Vannmolekyler kan både donere og tilføre H+-kationer. Som et resultat av samspillet mellom molekyler i vandige løsninger, er det alltid og

Grad og konstant av hydrolyse av salter
Graden av hydrolyse refererer til forholdet mellom den delen av saltet som gjennomgår hydrolyse og den totale konsentrasjonen av dets ioner i løsning. Betegnes α (eller hhydr); α = (khydr

Aktivitet og ionestyrke til løsninger. Sammenheng mellom aktivitetskoeffisient og ionestyrke til en løsning
Aktiviteten til komponentene i løsningen er den effektive (tilsynelatende) konsentrasjonen av komponentene, tatt i betraktning de ulike interaksjonene mellom dem i løsningen. a=f*c Ionestyrke til en løsning - mål på intensitet

Konseptet med elektrodepotensial
Elektrodepotensial - forskjellen i elektriske potensialer mellom elektroden og elektrolytten i kontakt med den (oftest mellom metallet og elektrolyttløsningen). HVEM

Elektrodepotensial. Nernst-ligningen
Elektrodepotensial - forskjellen i elektriske potensialer mellom elektroden og elektrolytten i kontakt med den (oftest mellom metallet og elektrolyttløsningen). Pin

gasselektroder. Nernst-ligning for beregning av potensialene til gasselektroder
Gasselektroder består av en leder av 1. type, som er i kontakt samtidig med en gass og en løsning som inneholder ioner av denne gassen. Lederen av 1. slag tjener til tilførsel og fjerning av elektroner og i tillegg til

Galvanisk celle. Beregning av EMF til en galvanisk celle
GALVANISK CELLE - en kjemisk strømkilde der elektrisk energi genereres som et resultat av direkte konvertering av kjemisk energi ved en redoksreaksjon. I co

Konsentrasjon og elektrokjemisk polarisering
konsentrasjon polarisering. En endring i elektrodepotensialet på grunn av en endring i konsentrasjonen av reagenser i nærelektrodelaget under passering av en strøm kalles konsentrasjonspolarisering. I min

Elektrolyse. Faradays lover

Elektrolyse. strømutgang. Elektrolyse med uløselige og løselige anoder
Elektrolyse er en fysisk og kjemisk prosess som består i frigjøring av bestanddeler av oppløste stoffer eller andre stoffer på elektrodene, som er et resultat av sekundære reaksjoner på elektrodene,

Hovedtyper av korrosjon. Metoder for å beskytte metaller mot korrosjon
Korrosjon er prosessen med ødeleggelse av metaller under påvirkning av elektrokjemiske eller kjemiske miljøfaktorer. Følgelig skilles to typer korrosjon, avhengig av interaksjonsmetoden

kjemisk korrosjon. Kjemisk korrosjonshastighet
Kjemisk korrosjon - korrosjon forårsaket av samspillet av Me med tørre gasser eller væsker som ikke leder elektrisk strøm. Graden av kjemisk korrosjon avhenger av mange faktorer.

Stramstrømkorrosjon
Stramstrømmer som kommer fra elektriske installasjoner som opererer på likestrøm, trikker, t-baner, elektriske jernbaner, forårsaker utseendet til en lapp på metallgjenstander (kabler, skinner).

Kjemisk irreversible reaksjoner under disse forholdene går de nesten til slutten, inntil fullstendig forbruk av et av de reagerende stoffene (NH4NO3 → 2H2O + N2O - ingen forsøk på å oppnå nitrat fra H2O og N2O fører til et positivt resultat).

Kjemisk reversible reaksjoner strømme samtidig under gitte forhold både forover og bakover. Det er færre irreversible reaksjoner enn reversible. Et eksempel på en reversibel reaksjon er interaksjonen mellom hydrogen og jod.

Etter en tid vil dannelseshastigheten av HI bli lik nedbrytningshastigheten.

Det vil med andre ord være en kjemisk likevekt.

kjemisk likevekt kalles tilstanden til systemet der dannelseshastigheten av reaksjonsprodukter er lik hastigheten for deres transformasjon til de opprinnelige reagensene.

Kjemisk likevekt er dynamisk, det vil si at etableringen ikke betyr avslutning av reaksjonen.

Loven om handlende masser:

Massen av stoffer som er involvert i reaksjonen er lik massen til alle produktene av reaksjonen.

Loven om handlende masser etablerer forholdet mellom massene av reaktanter i kjemiske reaksjoner ved likevekt, samt avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på konsentrasjonen av utgangsstoffene.

Tegn på ekte kjemisk likevekt:

1. tilstanden til systemet forblir uendret over tid i fravær av ytre påvirkninger;

2. tilstanden til systemet endres under påvirkning av ytre påvirkninger, uansett hvor små de måtte være;

3. Systemets tilstand avhenger ikke av hvilken side det nærmer seg likevekt fra.

Ved steady state er produktet av konsentrasjonene av reaksjonsproduktene delt på produktet av konsentrasjonene av utgangsmaterialene, i potenser lik de tilsvarende støkiometriske koeffisientene, for en gitt reaksjon ved en gitt temperatur en konstant verdi, kalt likevekt konstant.

Konsentrasjonene av reaktanter ved steady state likevekt kalles likevektskonsentrasjoner.

Ved heterogene reversible reaksjoner inkluderer uttrykket for Kc bare likevektskonsentrasjonene av gassformige og oppløste stoffer. Så, for reaksjonen CaCO3 ↔ CaO + CO2

Under konstante ytre forhold opprettholdes likevektsposisjonen i vilkårlig lang tid. Når ytre forhold endres, kan likevektsposisjonen endres. En endring i temperatur, konsentrasjon av reagenser (trykk for gassformige stoffer) fører til et brudd på likhetene mellom hastighetene for forover- og bakreaksjoner og følgelig til en ubalanse. Etter en tid vil samme hastighet gjenopprettes. Men likevektskonsentrasjonene til reagensene under de nye forholdene vil være annerledes. Overgangen til et system fra en likevektstilstand til en annen kalles skift eller balanseskift . Kjemisk likevekt kan sammenlignes med posisjonen til en balansestråle. Akkurat som den endres med trykket fra en last på en av koppene, kan den kjemiske likevekten skifte mot en forover- eller bakoverreaksjon, avhengig av prosessforholdene. Hver gang etableres en ny likevekt, tilsvarende nye forhold.

Den numeriske verdien av konstanten endres vanligvis med temperaturen. Ved konstant temperatur avhenger ikke verdiene av Kc av trykk, volum eller konsentrasjoner av stoffer.

Når du kjenner den numeriske verdien av Kc, er det mulig å beregne verdiene av likevektskonsentrasjonene eller trykket til hver av deltakerne i reaksjonen.

Retning forskyvning av posisjonen til kjemisk likevekt som følge av endringer i ytre forhold bestemmes Le Chateliers prinsipp:

Hvis en ytre påvirkning utøves på et likevektssystem, så skifter likevekten i den retningen som motvirker denne påvirkningen.

Oppløsning som en fysisk og kjemisk prosess. løsning. Solvater. Spesielle egenskaper ved vann som løsemiddel. Hydrater. Krystall hydrerer. Løselighet av stoffer. Oppløsning av faste, flytende og gassformige stoffer. Påvirkning av temperatur, trykk og stoffers natur på løselighet. Metoder for å uttrykke sammensetningen av løsninger: massefraksjon-la, molar konsentrasjon, ekvivalent konsentrasjon og molfraksjon.

Det er to hovedteorier om løsninger: fysisk og kjemisk.

Fysisk teori om løsninger ble foreslått av nobelprisvinnerne nederlenderen J. Van't Hoff (1885) og den svenske fysikalske kjemikeren S. Arrhenius (1883). Løsningsmidlet betraktes som et kjemisk inert medium der partiklene (molekyler, ioner) av det oppløste stoffet er jevnt fordelt. Det antas at det ikke er noen intermolekylær interaksjon, både mellom partiklene i det oppløste stoffet og mellom molekylene i løsningsmidlet og partiklene i det oppløste stoffet. Partiklene av løsningsmidlet og det løste stoffet er jevnt fordelt i volumet av løsningen på grunn av diffusjon. Deretter viste det seg at den fysiske teorien på en tilfredsstillende måte beskriver naturen til bare en liten gruppe løsninger, de såkalte ideelle løsningene, der partiklene til løsningsmidlet og det løste stoffet egentlig ikke interagerer med hverandre. Mange gassløsninger er eksempler på ideelle løsninger.

Kjemisk (eller solvat) teori for løsninger foreslått av D.I. Mendeleev (1887). For første gang, på et enormt eksperimentelt materiale, viste han at det oppstår en kjemisk interaksjon mellom partiklene til et oppløst stoff og molekylene til et løsemiddel, som et resultat av at det dannes ustabile forbindelser med variabel sammensetning, kalt solvater eller hydrater ( hvis løsningsmidlet er vann). DI. Mendeleev definerte en løsning som et kjemisk system der alle former for interaksjon er assosiert med den kjemiske naturen til løsningsmidlet og oppløste stoffer. Ledende rolle innen utdanning solvater ustabile intermolekylære krefter og hydrogenbindingsspill.

Oppløsningsprosess kan ikke representeres av en enkel fysisk modell, for eksempel den statistiske fordelingen av et oppløst stoff i et løsemiddel som et resultat av diffusjon. Det er vanligvis ledsaget av en merkbar termisk effekt og en endring i volumet av løsningen, på grunn av ødeleggelsen av strukturen til det løste stoffet og interaksjonen mellom løsningsmiddelpartiklene med partiklene i det løste stoffet. Begge disse prosessene er ledsaget av energieffekter. For å ødelegge strukturen til det oppløste stoffet, er det nødvendig energiforbruk , mens samspillet mellom partiklene i løsningsmidlet og det løste stoffet frigjør energi. Avhengig av forholdet mellom disse effektene, kan oppløsningsprosessen være endoterm eller eksoterm.

Når kobbersulfat er oppløst, oppdages tilstedeværelsen av hydrater lett ved en fargeendring: et vannfritt hvitt salt, som løses opp i vann, danner en blå løsning. Noen ganger hydreringsvann Det binder seg sterkt til det oppløste stoffet, og når det skilles fra løsningen, kommer det inn i sammensetningen av krystallene. Krystallinske stoffer som inneholder vann kalt krystallinske hydrater , og vannet som inngår i strukturen til slike krystaller kalles krystallisasjonsvann. Sammensetningen av krystallinske hydrater bestemmes av formelen til stoffet, som indikerer antall krystallisasjonsvannmolekyler per molekyl. Så formelen for krystallinsk kobbersulfat (kobbersulfat) CuSO4 × 5H2O. Bevaringen av fargekarakteristikken til de tilsvarende løsningene med krystallinske hydrater er direkte bevis på eksistensen av lignende hydratkomplekser i løsninger. Fargen på det krystallinske hydratet avhenger av antall molekyler av krystallisasjonsvann.

Det er ulike måter å uttrykke sammensetningen av en løsning på.. Mest brukt massefraksjon løst stoff, molar og normal konsentrasjon.

Generelt kan konsentrasjonen uttrykkes som antall partikler per volumenhet eller som forholdet mellom antall partikler av en gitt type og det totale antallet partikler i løsning. Mengden av et oppløst stoff og løsemiddel måles i enheter for masse, volum eller mol. Som regel, løsningskonsentrasjon - dette er mengden av et oppløst stoff i et kondensert system (blanding, legering eller i et visst volum løsning). Det er forskjellige måter å uttrykke konsentrasjonen av løsninger på, som hver har en dominerende anvendelse innen et bestemt felt innen vitenskap og teknologi. Vanligvis uttrykkes sammensetningen av løsninger ved bruk av dimensjonsløse (masse- og molfraksjoner) og dimensjonale mengder (molar konsentrasjon av et stoff, molar konsentrasjon av et stoff - ekvivalent og molalitet).

Massefraksjon- en verdi lik forholdet mellom massen av det oppløste stoffet (m1) og den totale massen av løsningen (m).

Kodifikatoremner: reversible og irreversible reaksjoner. kjemisk balanse. Forskyvning av kjemisk likevekt under påvirkning av ulike faktorer.

I henhold til muligheten for en omvendt reaksjon er kjemiske reaksjoner delt inn i reversible og irreversible.

Reversible kjemiske reaksjoner er reaksjoner hvis produkter kan samhandle med hverandre under gitte forhold.

For eksempel, ammoniakksyntese er en reversibel reaksjon:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Prosessen foregår ved høy temperatur, under trykk og i nærvær av en katalysator (jern). Slike prosesser er vanligvis reversible.

irreversible reaksjoner er reaksjoner hvis produkter ikke kan samhandle med hverandre under gitte forhold.

For eksempel, forbrenningsreaksjoner eller reaksjoner som oppstår med en eksplosjon - oftest irreversible. Forbrenning av karbon fortsetter irreversibelt:

C + O 2 = CO 2

Flere detaljer om klassifisering av kjemiske reaksjoner kan leses.

Sannsynligheten for produktinteraksjon avhenger av forholdene i prosessen.

Så hvis systemet åpen, dvs. utveksler både materie og energi med miljøet, da vil kjemiske reaksjoner der det for eksempel dannes gasser, være irreversible.

For eksempel , ved kalsinering av fast natriumbikarbonat:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

gassformig karbondioksid frigjøres og fordamper fra reaksjonssonen. Derfor vil en slik reaksjon irreversible under disse forholdene.

Hvis vi vurderer lukket system , hvilken kan ikke utveksle stoff med omgivelsene (for eksempel en lukket boks som reaksjonen foregår i), da vil ikke karbondioksid kunne unnslippe fra reaksjonssonen, og vil samhandle med vann og natriumkarbonat, da vil reaksjonen være reversibel under disse forholdene:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Ta i betraktning reversible reaksjoner. La den reversible reaksjonen fortsette i henhold til skjemaet:

aA + bB ⇔ cC + dD

Hastigheten til en direkte reaksjon i henhold til massehandlingsloven bestemmes av uttrykket:

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

Tilbakemeldingsfrekvens:

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

Her k 1 og k2 er hastighetskonstantene for henholdsvis forover- og bakreaksjonene, C A, C B, C C, C D er konsentrasjonene av henholdsvis stoffene A, B, C og D.

Hvis det i det første reaksjonsøyeblikket ikke er noen stoffer C og D i systemet, kolliderer partiklene A og B hovedsakelig og interagerer, og en overveiende direkte reaksjon fortsetter.

Gradvis vil konsentrasjonen av partiklene C og D også begynne å øke, derfor vil hastigheten på den omvendte reaksjonen øke. På et tidspunkt hastigheten på den fremre reaksjonen blir lik hastigheten på den motsatte reaksjonen. Denne tilstanden kalles kjemisk likevekt .

På denne måten, kjemisk likevekt er tilstanden til systemet der ratene for forover- og reversreaksjonene er like .

Siden hastigheten på forover- og reversreaksjonene er like, er dannelseshastigheten for reagenser lik hastigheten på forbruket deres, og strømmen konsentrasjoner av stoffer endres ikke . Slike konsentrasjoner kalles balansert .

Merk at i likevekt både forover- og bakreaksjoner finner sted, det vil si at reaktantene interagerer med hverandre, men produktene interagerer med hverandre i samme hastighet. Samtidig kan ytre faktorer påvirke skifte kjemisk likevekt i en eller annen retning. Derfor kalles den kjemiske likevekten mobil, eller dynamisk .

Forskning innen bevegelig balanse begynte på 1800-tallet. I skriftene til Henri Le Chatelier ble grunnlaget for teorien lagt, som senere ble generalisert av vitenskapsmannen Karl Brown. Prinsippet om å bevege balanse, eller prinsippet til Le Chatelier-Brown, sier:

Hvis et system i en likevektstilstand påvirkes av en ytre faktor som endrer noen av likevektsforholdene, forsterkes prosessene som tar sikte på å kompensere for ytre påvirkning i systemet.

Med andre ord: Når en ekstern kraft påføres systemet, vil likevekten skifte på en slik måte at den kompenserer for denne ytre kraften.

Dette prinsippet, som er veldig viktig, fungerer for alle likevektsfenomener (ikke bare kjemiske reaksjoner). Imidlertid vil vi nå vurdere det i forhold til kjemiske interaksjoner. Ved kjemiske reaksjoner fører ytre påvirkning til endring i likevektskonsentrasjoner av stoffer.

Tre hovedfaktorer kan påvirke kjemiske reaksjoner i en tilstand av likevekt − temperatur, trykk og konsentrasjoner av reaktanter eller produkter.

1. Som du vet, er kjemiske reaksjoner ledsaget av en termisk effekt. Hvis den direkte reaksjonen fortsetter med frigjøring av varme (eksotermisk eller + Q), fortsetter den omvendte reaksjonen med absorpsjon av varme (endotermisk eller -Q), og omvendt. Hvis du hever temperatur i systemet vil likevekten forskyves for å kompensere for denne økningen. Det er logisk at med en eksoterm reaksjon kan ikke temperaturøkningen kompenseres. Når temperaturen stiger, skifter altså likevekten i systemet mot varmeabsorpsjon, d.v.s. mot endoterme reaksjoner (-Q); med synkende temperatur - i retning av en eksoterm reaksjon (+ Q).

2. Ved likevektsreaksjoner, når minst ett av stoffene er i gassfase, påvirkes også likevekten betydelig av endringen press i systemet. Når trykket økes, prøver det kjemiske systemet å kompensere for denne effekten, og øker reaksjonshastigheten, hvor mengden av gassformige stoffer avtar. Når trykket reduseres, øker systemet reaksjonshastigheten, der flere molekyler av gassformige stoffer dannes. Således: med en økning i trykk, skifter likevekten mot en reduksjon i antall gassmolekyler, med en reduksjon i trykk - mot en økning i antall gassmolekyler.

Merk! Systemer hvor antall molekyler av reaktantgasser og produkter er det samme påvirkes ikke av trykk! Dessuten påvirker en endring i trykk praktisk talt ikke likevekten i løsninger, dvs. i reaksjoner der det ikke er gasser.

3. Også likevekten i kjemiske systemer påvirkes av endringen konsentrasjon reaktanter og produkter. Når konsentrasjonen av reaktantene øker, prøver systemet å bruke dem opp og øker hastigheten på foroverreaksjonen. Med en reduksjon i konsentrasjonen av reagenser, prøver systemet å akkumulere dem, og hastigheten på den omvendte reaksjonen øker. Med en økning i konsentrasjonen av produkter, prøver systemet også å bruke dem opp, og øker hastigheten på omvendt reaksjon. Med en reduksjon i konsentrasjonen av produkter øker det kjemiske systemet hastigheten på deres dannelse, dvs. hastigheten på fremreaksjonen.

Hvis i et kjemisk system hastigheten på fremreaksjonen øker Ikke sant , mot dannelsen av produkter og reagensforbruk . Hvis en hastigheten på den omvendte reaksjonen øker, sier vi at balansen har forskjøvet seg til venstre , mot matforbruk og øke konsentrasjonen av reagenser .

For eksempel, i ammoniakksyntesereaksjonen:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 + Q

en trykkøkning fører til en økning i reaksjonshastigheten, hvor det dannes et mindre antall gassmolekyler, dvs. direkte reaksjon (antall reaktantgassmolekyler er 4, antall gassmolekyler i produktene er 2). Når trykket øker, skifter likevekten til høyre, mot produktene. På stigning i temperatur balansen vil skifte mot en endoterm reaksjon, dvs. til venstre, mot reagensene. En økning i konsentrasjonen av nitrogen eller hydrogen vil flytte likevekten mot deres forbruk, dvs. til høyre, mot produktene.

Katalysator påvirker ikke balansen, fordi fremskynder både forover- og bakreaksjonene.

reversible i kjemisk kinetikk kalles slike reaksjoner som samtidig og uavhengig går i to retninger - fremover og bakover, men med forskjellige hastigheter. For reversible reaksjoner er det karakteristisk at en tid etter at de startet, blir hastighetene til forover- og reversreaksjonene like og en tilstand av kjemisk likevekt inntrer.

Alle kjemiske reaksjoner er reversible, men under visse forhold kan noen av dem bare fortsette i én retning til de første produktene nesten forsvinner helt. Slike reaksjoner kalles irreversible. Vanligvis er reaksjoner irreversible der minst ett reaksjonsprodukt fjernes fra reaksjonsområdet (i tilfelle av en reaksjon i løsninger, utfelles det eller frigjøres i form av en gass), eller reaksjoner som er ledsaget av en stor positiv termisk effekt. Ved ioniske reaksjoner er reaksjonen praktisk talt irreversibel hvis den resulterer i dannelsen av et svært lite løselig eller lett dissosiert stoff.

Begrepet reaksjonsreversibilitet som er vurdert her, faller ikke sammen med begrepet termodynamisk reversibilitet. En kinetisk reversibel reaksjon i termodynamisk forstand kan foregå irreversibelt. For at en reaksjon skal kunne kalles reversibel i termodynamisk forstand, må hastigheten til den direkte prosessen avvike uendelig lite fra hastigheten til den omvendte prosessen, og følgelig må prosessen som helhet forløpe uendelig sakte.

I ideelle gassblandinger og i ideelle væskeløsninger følger hastighetene for enkle (entrinns) reaksjoner lov om masseaksjon. Hastigheten til en kjemisk reaksjon (1.1) er beskrevet av ligning (1.2), og i tilfelle av en direkte reaksjon kan den representeres som:

hvor er hastighetskonstanten for den direkte reaksjonen.

Slik er hastigheten på den omvendte reaksjonen:

I likevekt, derfor:

Denne ligningen uttrykker loven om massevirkning for kjemisk likevekt i ideelle systemer; K - k o n s t a n t a r a v n o v e s and i.

Reaksjonskonstanten lar deg finne likevektssammensetningen til reaksjonsblandingen under gitte forhold.

Loven om massevirkning for reaksjonshastigheter kan forklares som følger.

For at en reaksjonshandling skal oppstå, er en kollisjon av molekylene til de opprinnelige stoffene nødvendig, dvs. molekyler bør nærme seg hverandre i en avstand av rekkefølgen av atomdimensjoner. Sannsynlighet for å finne et lite volum i et gitt øyeblikk l molekyler av stoff L, m molekyler av stoff M, etc. proporsjonal med ..... , derfor er antall kollisjoner per volumenhet per tidsenhet proporsjonal med denne verdien; dette innebærer ligning (1.4).