Påvirkning på forskyvning av kjemisk likevekt. Kjemisk likevekt

Studiet av parametrene til systemet, inkludert de første stoffene og reaksjonsproduktene, lar oss finne ut hvilke faktorer som forskyver den kjemiske likevekten og fører til de ønskede endringene. Basert på konklusjonene til Le Chatelier, Brown og andre forskere om metodene for å utføre reversible reaksjoner, er industrielle teknologier basert som gjør det mulig å utføre prosesser som tidligere virket umulige og oppnå økonomiske fordeler.

En rekke kjemiske prosesser

Etter funksjoner termisk effekt mange reaksjoner er klassifisert som eksoterme eller endoterme. Førstnevnte går med dannelsen av varme, for eksempel oksidasjon av karbon, hydratisering av konsentrert svovelsyre. Den andre typen endringer er assosiert med absorpsjon av termisk energi. Eksempler på endoterme reaksjoner: nedbrytning av kalsiumkarbonat med dannelse av lesket kalk og karbondioksid, dannelse av hydrogen og karbon under termisk nedbrytning metan. I ligningene for ekso- og endoterme prosesser er det nødvendig å indikere den termiske effekten. Omfordelingen av elektroner mellom atomene til de reagerende stoffene skjer i redoksreaksjoner. Fire typer kjemiske prosesser skilles ut i henhold til egenskapene til reaktantene og produktene:

For å karakterisere prosessene er fullstendigheten av interaksjonen mellom de reagerende forbindelsene viktig. Denne funksjonen ligger til grunn for inndelingen av reaksjoner i reversible og irreversible.

Reversibilitet av reaksjoner

Reversible prosesser utgjør flertallet av kjemiske fenomener. Dannelsen av sluttprodukter fra reaktanter er en direkte reaksjon. Omvendt er de opprinnelige stoffene hentet fra produktene av deres nedbrytning eller syntese. I den reagerende blandingen oppstår det en kjemisk likevekt, der det oppnås like mange forbindelser som de første molekylene brytes ned. I reversible prosesser, i stedet for "="-tegnet mellom reaktantene og produktene, brukes symbolene "↔" eller "⇌". Piler kan være ulik i lengde, noe som er assosiert med dominansen til en av reaksjonene. I kjemiske ligninger aggregategenskaper til stoffer kan angis (g - gasser, w - væsker, m - faste stoffer). Enorm praktisk verdi har vitenskapelig baserte metoder for å påvirke reversible prosesser. Dermed ble produksjonen av ammoniakk lønnsom etter opprettelsen av forhold som skifter likevekten mot dannelsen av målproduktet: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Irreversible fenomener fører til utseendet av en uløselig eller lett løselig forbindelse, dannelsen av en gass som forlater reaksjonssfæren. Slike prosesser inkluderer Ionbytte, nedbryting av stoffer.

Kjemisk likevekt og betingelser for forskyvning

Flere faktorer påvirker egenskapene til forover- og reversprosessene. En av dem er tid. Konsentrasjonen av stoffet tatt for reaksjonen avtar gradvis, og den endelige forbindelsen øker. Reaksjonen av retningen fremover er langsommere og langsommere, den reverserende prosessen øker i hastighet. I et visst intervall går to motsatte prosesser synkront. Samspillet mellom stoffer oppstår, men konsentrasjonene endres ikke. Årsaken er den dynamiske kjemiske likevekten som er etablert i systemet. Oppbevaring eller endring avhenger av:

• temperaturforhold;
• sammensatte konsentrasjoner;
• trykk (for gasser).

Skift i kjemisk likevekt

I 1884 foreslo A. L. Le Chatelier, en fremragende vitenskapsmann fra Frankrike, en beskrivelse av måter å bringe et system ut av en tilstand av dynamisk likevekt. Metoden er basert på prinsippet om utjevningshandling eksterne faktorer. Le Chatelier trakk oppmerksomheten til det faktum at det oppstår prosesser i den reagerende blandingen som kompenserer for påvirkningen fra fremmede krefter. Prinsippet formulert av en fransk forsker sier at en endring i forhold i en tilstand av likevekt favoriserer forløpet av en reaksjon som svekker en fremmed påvirkning. Likevektsskift følger denne regelen, det observeres når sammensetningen, temperaturforholdene og trykket endres. Teknologier basert på funnene til forskere brukes i industrien. Mange kjemiske prosesser som ble ansett som upraktiske utføres ved hjelp av metoder for å skifte likevekt.

Påvirkning av konsentrasjon

Et skifte i likevekt oppstår hvis visse komponenter fjernes fra interaksjonssonen eller ytterligere deler av et stoff introduseres. Fjerning av produkter fra reaksjonsblandingen forårsaker vanligvis en økning i dannelseshastigheten, mens tilsetning av stoffer tvert imot fører til deres dominerende nedbrytning. I forestringsprosessen brukes svovelsyre til dehydrering. Når det innføres i reaksjonssfæren øker utbyttet av metylacetat: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Hvis du tilsetter oksygen som interagerer med svoveldioksid, så skifter den kjemiske likevekten mot direkte reaksjon av dannelsen av svoveltrioksid. Oksygen binder seg til SO 3 molekyler, dets konsentrasjon synker, noe som samsvarer med Le Chateliers regel for reversible prosesser.

Temperaturendring

Prosesser som går med absorpsjon eller frigjøring av varme er endo- og eksoterme. For å forskyve likevekten brukes oppvarming eller varmefjerning fra den reagerende blandingen. En økning i temperatur er ledsaget av en økning i frekvensen av endoterme fenomener der ekstra energi absorberes. Avkjøling fører til fordelen med eksoterme prosesser som frigjør varme. Under interaksjonen av karbondioksid med kull, er oppvarming ledsaget av en økning i konsentrasjonen av monoksid, og avkjøling fører til den dominerende dannelsen av sot: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Trykkpåvirkning

Endring i trykk - viktig faktor for å reagere blandinger, inkludert gassformige forbindelser. Du bør også være oppmerksom på forskjellen i volumene til de opprinnelige og resulterende stoffene. En reduksjon i trykk fører til en dominerende forekomst av fenomener der det totale volumet av alle komponenter øker. Økningen i trykk styrer prosessen i retning av å redusere volumet av hele systemet. Dette mønsteret observeres i reaksjonen av ammoniakkdannelse: 0,5N2 (g) + 1,5H2 (g) ⇌ NH3 (g). En trykkendring vil ikke påvirke den kjemiske likevekten i de reaksjonene som finner sted ved et konstant volum.

Optimale forhold for gjennomføring av den kjemiske prosessen

Å skape forhold for å skifte balanse bestemmer i stor grad utviklingen av moderne kjemiske teknologier. Praktisk bruk vitenskapelig teori bidrar til optimale produksjonsresultater. Mest et godt eksempel- oppnå ammoniakk: 0,5N2 (g) + 1,5H2 (g) ⇌ NH3 (g). En økning i innholdet av N 2 og H 2 molekyler i systemet er gunstig for syntesen komplekst stoff fra enkle. Reaksjonen er ledsaget av frigjøring av varme, så en reduksjon i temperatur vil føre til en økning i konsentrasjonen av NH 3. Volumet av de første komponentene er større enn volumet til målproduktet. En økning i trykk vil gi en økning i utbyttet av NH 3 .

Under produksjonsforhold velges det optimale forholdet mellom alle parametere (temperatur, konsentrasjon, trykk). I tillegg har det veldig viktig kontaktområdet mellom reaktantene. I faste heterogene systemer fører en økning i overflateareal til en økning i reaksjonshastigheten. Katalysatorer øker hastigheten fremover og ryggreaksjon. Bruk av stoffer med slike egenskaper fører ikke til fortrengning kjemisk likevekt, men akselererer utbruddet.

Hvis systemet er i en tilstand av likevekt, vil det forbli i det så lenge de ytre forholdene forblir konstante. Hvis forholdene endres, vil systemet gå ut av balanse - hastighetene til de direkte og omvendte prosessene vil endre seg annerledes - reaksjonen vil fortsette. Høyeste verdi har tilfeller av ubalanse på grunn av endring i konsentrasjonen av noen av stoffene som er involvert i likevekt, trykk eller temperatur.

La oss vurdere hver av disse tilfellene.

En ubalanse på grunn av en endring i konsentrasjonen av noen av stoffene som er involvert i reaksjonen. La hydrogen, hydrogenjodid og joddamp være i likevekt med hverandre ved en viss temperatur og trykk. La oss introdusere en ekstra mengde hydrogen i systemet. I henhold til massevirkningsloven vil en økning i hydrogenkonsentrasjonen innebære en økning i hastigheten på foroverreaksjonen - reaksjonen av syntese av HI, mens hastigheten på den omvendte reaksjonen ikke vil endres. I retning fremover vil reaksjonen nå gå raskere enn i revers. Som et resultat vil konsentrasjonene av hydrogen og joddamp reduseres, noe som vil medføre en nedgang i fremreaksjonen, og konsentrasjonen av HI vil øke, noe som vil forårsake en akselerasjon av reversreaksjonen. Etter en tid vil hastigheten på forover- og bakreaksjonene igjen bli like - en ny likevekt vil etableres. Men samtidig vil HI-konsentrasjonen nå være høyere enn den var før tilsetningen, og konsentrasjonen blir lavere.

Prosessen med å endre konsentrasjoner forårsaket av ubalanse kalles forskyvning eller likevektsskifte. Hvis det i dette tilfellet er en økning i konsentrasjonene av stoffer på høyre side av ligningen (og, selvfølgelig, samtidig en reduksjon i konsentrasjonene av stoffer til venstre), så sier de at likevekten skifter til høyre, dvs. i retning av strømmen av den direkte reaksjonen; med en omvendt endring i konsentrasjoner, snakker de om en forskyvning av likevekt til venstre - i retning av omvendt reaksjon. I dette eksemplet har likevekten forskjøvet seg til høyre. Samtidig inngikk stoffet, hvis økning i konsentrasjonen forårsaket ubalanse, en reaksjon - konsentrasjonen sank.

Således, med en økning i konsentrasjonen av noen av stoffene som deltar i likevekten, skifter likevekten mot forbruket av dette stoffet; når konsentrasjonen av noen av stoffene synker, skifter likevekten mot dannelsen av dette stoffet.

En ubalanse på grunn av en endring i trykk (ved å redusere eller øke volumet av systemet). Når gasser er involvert i reaksjonen, kan likevekten forstyrres av en endring i volumet av systemet.

Tenk på effekten av trykk på reaksjonen mellom nitrogenmonoksid og oksygen:

La blandingen av gasser , og være i kjemisk likevekt ved en viss temperatur og trykk. Uten å endre temperaturen øker vi trykket slik at volumet av systemet reduseres med 2 ganger. I første øyeblikk deltrykk og konsentrasjonene av alle gasser vil dobles, men forholdet mellom hastighetene for forover- og reversreaksjoner vil endre seg - likevekten vil bli forstyrret.

Faktisk, før trykket ble økt, hadde gasskonsentrasjonene likevektsverdier, og , og hastighetene for forover- og reversreaksjonene var de samme og ble bestemt av ligningene:

I det første øyeblikket etter komprimering vil konsentrasjonen av gasser dobles sammenlignet med startverdiene og vil være lik henholdsvis , og . I dette tilfellet vil hastigheten på forover- og reversreaksjoner bestemmes av ligningene:

Som et resultat av en økning i trykk, økte hastigheten på foroverreaksjonen med 8 ganger, og omvendt - bare med 4 ganger. Likevekten i systemet vil bli forstyrret - den direkte reaksjonen vil råde over det motsatte. Etter at hastighetene blir like vil likevekten etableres igjen, men mengden i systemet vil øke, likevekten vil skifte til høyre.

Det er lett å se at ulik endring i ratene for forover- og bakreaksjoner skyldes det faktum at i venstre og i riktige deler ligningen for reaksjonen under vurdering, antall gassmolekyler er forskjellig: ett molekyl oksygen og to molekyler nitrogenmonoksid (bare tre molekyler gasser) omdannes til to molekyler gass - nitrogendioksid. Trykket til en gass er resultatet av innvirkningen av dens molekyler på karets vegger; annen like forhold trykket på gassen er høyere, jo flere molekyler er innelukket gitt volum gass. Derfor fører en reaksjon som fortsetter med en økning i antall gassmolekyler til en økning i trykk, og en reaksjon som fortsetter med en reduksjon i antall gassmolekyler fører til en reduksjon.

Med dette i bakhodet kan konklusjonen om effekten av trykk på kjemisk likevekt formuleres som følger:

Med en trykkøkning ved å komprimere systemet, skifter likevekten mot en reduksjon i antall gassmolekyler, dvs. mot en reduksjon i trykk; med en reduksjon i trykket, skifter likevekten mot en økning i antall gassmolekyler, dvs. mot økt trykk.

I tilfellet når reaksjonen fortsetter uten å endre antall gassmolekyler, forstyrres ikke likevekten av kompresjon eller utvidelse av systemet. For eksempel i systemet

balansen blir ikke forstyrret av en endring i volum; HI-utgangen er uavhengig av trykk.

Ulikevekt på grunn av temperaturendringer. Likevekten til de aller fleste kjemiske reaksjoner skifter med temperaturen. Faktoren som bestemmer retningen på likevektsskiftet er tegnet på den termiske effekten av reaksjonen. Det kan vises at når temperaturen stiger, skifter likevekten i retning av den endoterme reaksjonen, og når den avtar, skifter den i retning av den eksoterme reaksjonen.

Således er syntesen av ammoniakk en eksoterm reaksjon

Derfor, med en økning i temperaturen, skifter likevekten i systemet til venstre - mot nedbryting av ammoniakk, siden denne prosessen fortsetter med absorpsjon av varme.

Omvendt er syntesen av nitrogenoksid (II) en endoterm reaksjon:

Derfor, når temperaturen stiger, skifter likevekten i systemet til høyre - i dannelsesretningen.

Regelmessighetene som manifesteres i de vurderte eksemplene på brudd på kjemisk likevekt er spesielle tilfeller generelt prinsipp, som bestemmer påvirkningen ulike faktorer til balanserte systemer. Dette prinsippet, kjent som Le Chateliers prinsipp, kan formuleres som følger når det brukes på kjemiske likevekter:

Hvis noen innvirkning utøves på et system som er i likevekt, vil likevekten som et resultat av prosessene som skjer i det, skifte i en slik retning at virkningen vil avta.

Faktisk, når et av stoffene som deltar i reaksjonen introduseres i systemet, skifter likevekten mot forbruket av dette stoffet. "Når trykket stiger, skifter det slik at trykket i systemet synker; når temperaturen stiger, skifter likevekten mot en endoterm reaksjon - temperaturen i systemet synker.

Le Chateliers prinsipp gjelder ikke bare for kjemiske, men også forskjellige fysisk-kjemiske likevekter. Likevektsskifte når betingelsene for slike prosesser som koking, krystallisering, oppløsning endres, skjer i samsvar med Le Chatelier-prinsippet.

Hvis ytre forhold kjemisk prosess ikke endres, da kan tilstanden av kjemisk likevekt opprettholdes i vilkårlig lang tid. Ved å endre reaksjonsbetingelsene (temperatur, trykk, konsentrasjon) kan man oppnå forskyvning eller forskyvning av kjemisk likevekt i ønsket retning.

Forskyvningen av likevekt til høyre fører til en økning i konsentrasjonen av stoffer hvis formler er på høyre side av ligningen. Forskyvningen av likevekt til venstre vil føre til en økning i konsentrasjonen av stoffer hvis formler er til venstre. I dette tilfellet vil systemet flytte til en ny likevektstilstand, preget av andre verdier av likevektskonsentrasjonene til deltakerne i reaksjonen.

Skiftet i kjemisk likevekt forårsaket av endrede forhold adlyder regelen formulert i 1884 av den franske fysikeren A. Le Chatelier (Le Chateliers prinsipp).

Le Chateliers prinsipp:hvis et system i en tilstand av kjemisk likevekt påvirkes på noen måte, for eksempel ved å endre temperatur, trykk eller konsentrasjoner av reagenser, vil likevekten skifte i retning av reaksjonen som svekker effekten .

Påvirkning av konsentrasjonsendring på forskyvning av kjemisk likevekt.

Etter Le Chateliers prinsipp en økning i konsentrasjonen til noen av deltakerne i reaksjonen forårsaker et skifte i likevekten mot reaksjonen som fører til en reduksjon i konsentrasjonen av dette stoffet.

Påvirkningen av konsentrasjon på likevektstilstanden overholder følgende regler:

Med en økning i konsentrasjonen av et av utgangsstoffene øker hastigheten på den direkte reaksjonen og likevekten skifter i retning av dannelsen av reaksjonsprodukter og omvendt;

Med en økning i konsentrasjonen av et av reaksjonsproduktene øker hastigheten på den omvendte reaksjonen, noe som fører til et skifte i likevekten i retning av dannelsen av utgangsstoffene og omvendt.

For eksempel, hvis i et likevektssystem:

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

øke konsentrasjonen av SO 2 eller NO 2, deretter i samsvar med loven handlende masser, vil hastigheten på foroverreaksjonen øke. Dette vil forskyve likevekten til høyre, noe som vil føre til forbruk av utgangsmaterialene og en økning i konsentrasjonen av reaksjonsproduktene. En ny likevektstilstand vil etableres med nye likevektskonsentrasjoner av startstoffene og reaksjonsproduktene. Når konsentrasjonen av for eksempel et av reaksjonsproduktene avtar, vil systemet reagere på en slik måte at konsentrasjonen av produktet øker. Fordelen vil gis til den direkte reaksjonen, som fører til en økning i konsentrasjonen av reaksjonsproduktene.

Påvirkning av trykkendring på forskyvning av kjemisk likevekt.

Etter Le Chateliers prinsipp en trykkøkning fører til et skifte i likevekt mot dannelsen av en mindre mengde gassformige partikler, dvs. mot mindre volum.

For eksempel, i en reversibel reaksjon:

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

fra 2 mol NO 2 dannes 2 mol NO og 1 mol O 2. De støkiometriske koeffisientene foran formlene for gassformige stoffer indikerer at strømmen av en direkte reaksjon fører til en økning i antall mol gasser, og strømmen av en omvendt reaksjon, tvert imot, reduserer antall mol av en gassformig stoff. Hvis et slikt system er gitt ytre påvirkning ved for eksempel å øke trykket, vil systemet reagere på en slik måte at denne effekten svekker. Trykket kan avta hvis likevekten i denne reaksjonen skifter mot færre mol av et gassformig stoff, og dermed et mindre volum.

Tvert imot er en trykkøkning i dette systemet assosiert med et skifte i likevekt til høyre - mot dekomponering av NO 2, som øker mengden gassformig stoff.

Hvis antall mol gassformige stoffer forblir konstant før og etter reaksjonen, dvs. volumet til systemet endres ikke under reaksjonen, da endrer en trykkendring like mye hastigheten på forover- og bakreaksjonene og påvirker ikke tilstanden til kjemisk likevekt.

For eksempel, som reaksjon:

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

Total molen av gassformige stoffer før og etter reaksjonen forblir konstant og trykket i systemet endres ikke. Likevekten i dette systemet endres ikke med trykk.

Påvirkning av temperaturendringer på skifting av kjemisk likevekt.

I hver reversibel reaksjon tilsvarer en av retningene en eksoterm prosess, og den andre til en endoterm. Så i ammoniakksyntesereaksjonen er foroverreaksjonen eksoterm, og den motsatte reaksjonen er endoterm.

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-AH).

Når temperaturen endres, endres hastighetene til både forover- og bakreaksjonene, men endringen i hastigheter skjer ikke i samme grad. I følge Arrhenius-ligningen i mer en endoterm reaksjon som reagerer på temperaturendringer stor verdi aktiveringsenergi.

Derfor, for å estimere effekten av temperatur på retningen av skiftet i kjemisk likevekt, er det nødvendig å kjenne den termiske effekten av prosessen. Det kan bestemmes eksperimentelt, for eksempel ved hjelp av et kalorimeter, eller beregnes ut fra G. Hess sin lov. Det er verdt å merke seg at en endring i temperaturen fører til en endring i verdien av konstanten for kjemisk likevekt (K p).

Etter Le Chateliers prinsipp En økning i temperatur forskyver likevekten mot en endoterm reaksjon. Når temperaturen synker, skifter likevekten i retning av den eksoterme reaksjonen.

Dermed, temperaturøkning i ammoniakksyntesereaksjonen vil føre til et skifte i likevekt mot det endoterme reaksjoner, dvs. til venstre. Fordelen oppnås ved at den omvendte reaksjonen fortsetter med absorpsjon av varme.

Tilstanden der hastighetene på forover- og reversreaksjonene er like kalles kjemisk likevekt. Reversibel reaksjonsligning i generelt syn:

Fremover reaksjonshastighet v 1 =k 1 [A] m [B] n , hastighet på omvendt reaksjon v 2 =k 2 [C] p [D] q , hvor i firkantede parenteser er likevektskonsentrasjoner. Per definisjon, ved kjemisk likevekt v 1 =v 2, hvorfra

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

hvor K c er den kjemiske likevektskonstanten uttrykt i molare konsentrasjoner. Ovennevnte matematiske uttrykk kalles ofte massevirkningsloven for en reversibel kjemisk reaksjon: forholdet mellom produktet av likevektskonsentrasjonene til reaksjonsproduktene og produktet av likevektskonsentrasjonene til utgangsstoffene.

Plasseringen av kjemisk likevekt avhenger av følgende alternativer reaksjoner: temperatur, trykk og konsentrasjon. Påvirkningen som disse faktorene har på en kjemisk reaksjon er underlagt et mønster som ble uttrykt i generelle termer i 1884 av den franske vitenskapsmannen Le Chatelier. Den moderne formuleringen av Le Chateliers prinsipp er som følger:

Hvis en ytre påvirkning utøves på et system som er i en tilstand av likevekt, vil systemet bevege seg til en annen tilstand på en slik måte at effekten av ytre påvirkning reduseres.

Faktorer som påvirker kjemisk likevekt.

1. Effekt av temperatur. I hver reversibel reaksjon tilsvarer en av retningene en eksoterm prosess, og den andre til en endoterm.

Når temperaturen stiger, skifter den kjemiske likevekten i retning av den endoterme reaksjonen, og når temperaturen synker, i retning av den eksoterme reaksjonen.

2. Påvirkning av trykk. I alle reaksjoner som involverer gassformige stoffer, ledsaget av endring i volum på grunn av endring i stoffmengden i overgangen fra utgangsstoffene til produktene, påvirkes likevektsposisjonen av trykket i systemet.
Påvirkningen av trykk på likevektsposisjonen overholder følgende regler:

Med økende trykk skifter likevekten i retning av dannelse av stoffer (initial eller produkter) med et mindre volum.

3. Påvirkning av konsentrasjon. Påvirkningen av konsentrasjon på likevektstilstanden overholder følgende regler:

Med en økning i konsentrasjonen av et av utgangsstoffene, skifter likevekten i retning av dannelsen av reaksjonsprodukter;
med en økning i konsentrasjonen av et av reaksjonsproduktene, skifter likevekten i retning av dannelsen av utgangsstoffene.

Spørsmål for selvkontroll:

1. Hva er hastigheten på en kjemisk reaksjon og hvilke faktorer er den avhengig av? Hvilke faktorer avhenger ratekonstanten av?

2. Skriv en ligning for reaksjonshastigheten for dannelsen av vann fra hydrogen og oksygen og vis hvordan hastigheten endres dersom hydrogenkonsentrasjonen tredobles.

3. Hvordan endres reaksjonshastigheten over tid? Hvilke reaksjoner kalles reversible? Hva er tilstanden til kjemisk likevekt? Hva kalles likevektskonstanten, hvilke faktorer avhenger den av?

4. Hvilke ytre påvirkninger kan forstyrre den kjemiske balansen? I hvilken retning vil likevekten skifte når temperaturen endres? Press?

5. Hvordan kan en reversibel reaksjon forskyves i en bestemt retning og fullføres?

Forelesning nr. 12 (oppgave)

Løsninger

Mål: Gi kvalitative konklusjoner om stoffers løselighet og en kvantitativ vurdering av løselighet.

Nøkkelord: Løsninger - homogene og heterogene, sanne og kolloidale; løselighet av stoffer; konsentrasjon av løsninger; løsninger av ikke-elektroyler; lovene til Raoult og van't Hoff.

Plan.

1. Klassifisering av løsninger.

2. Konsentrering av løsninger.

3. Løsninger av ikke-elektrolytter. Raoults lover.

Klassifisering av løsninger

Løsninger er homogene (enfasede) systemer med variabel sammensetning, bestående av to eller flere stoffer (komponenter).

Naturen aggregeringstilstand løsninger kan være gassformige, flytende og faste. Vanligvis regnes en komponent som under gitte forhold er i samme aggregeringstilstand som den resulterende løsningen som et løsningsmiddel, de resterende komponentene i løsningen er oppløste stoffer. I tilfelle av samme aggregerte tilstand av komponentene, er løsningsmidlet den komponenten som råder i løsningen.

Avhengig av størrelsen på partiklene deles løsningene inn i sanne og kolloidale. I sanne løsninger (ofte bare referert til som løsninger), er det oppløste stoffet spredt til et atom eller molekylært nivå, oppløste partikler er ikke synlige verken visuelt eller under et mikroskop, de beveger seg fritt i løsemiddelmediet. Ekte løsninger er termodynamisk stabile systemer, uendelig stabile over tid.

drivkrefter dannelse av løsninger er entropi- og entalpifaktorer. Ved oppløsning av gasser i en væske reduseres alltid entropien ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Jo sterkere interaksjonen mellom det oppløste stoffet og løsningsmidlet er, desto større rolle spiller entalpifaktoren i dannelsen av løsninger. Tegnet på endringen i oppløsningsentalpien bestemmes av tegnet på summen av alle termiske effekter av prosessene som følger med oppløsningen, hvorav hovedbidraget er gjort ved ødeleggelse krystallgitter til frie ioner (ΔH > 0) og interaksjon av dannede ioner med løsemiddelmolekyler (solvasjon, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно uløselige stoffer nei) alltid ΔG = ΔH – T ΔS< 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для flytende løsninger(smelter) oppløsningsprosessen er spontan (ΔG< 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Konsentrasjonen av en mettet løsning bestemmes av stoffets løselighet ved en gitt temperatur. Løsninger med lavere konsentrasjon kalles umettede.

Løselighet for ulike stoffer varierer betydelig og avhenger av deres natur, interaksjonen mellom partiklene i det oppløste stoffet med hverandre og med molekylene i løsningsmidlet, samt av ytre forhold (trykk, temperatur, etc.)

I kjemisk praksis er løsninger fremstilt på grunnlag av et flytende løsningsmiddel viktigst. Det er flytende blandinger i kjemi som ganske enkelt kalles løsninger. Det mest brukte uorganiske løsningsmidlet er vann. Løsninger med andre løsemidler kalles ikke-vandige.

Løsninger er av ekstremt stor praktisk betydning, mange kjemiske reaksjoner finner sted i dem, inkludert de som ligger til grunn for metabolismen i levende organismer.

Løsningskonsentrasjon

En viktig egenskap løsninger er deres konsentrasjon, som uttrykker den relative mengden komponenter i løsningen. Det er masse- og volumkonsentrasjoner, dimensjonale og dimensjonsløse.

TIL dimensjonsløs konsentrasjoner (aksjer) inkluderer følgende konsentrasjoner:

Massefraksjon av oppløst stoff W(B) uttrykt som en brøkdel av en enhet eller som en prosentandel:

hvor m(B) og m(A) er massen til det oppløste stoffet B og massen til løsningsmidlet A.

Volumfraksjonen av et oppløst stoff σ(B) uttrykkes i fraksjoner av en enhet eller volumprosent:

hvor V i er volumet av komponenten i løsningen, V(B) er volumet av det oppløste stoffet B. Volumprosent kalles grader *) .

*) Noen ganger er volumkonsentrasjonen uttrykt i tusendeler (ppm, ‰) eller i deler per million (ppm), ppm.

Molfraksjonen av et oppløst stoff χ(B) uttrykkes ved relasjonen

Summen av molfraksjonene av k-komponentene i løsningen χ i er lik én

TIL dimensjonale konsentrasjoner inkluderer følgende konsentrasjoner:

Molaliteten C m (B) bestemmes av mengden stoff n(B) i 1 kg (1000 g) av løsningsmidlet, enheten er mol/kg.

Molar konsentrasjon stoff B i løsning C(B) - innholdet av mengden oppløst stoff B per volumenhet av løsningen, mol/m 3, eller oftere mol/liter:

hvor μ(B) er molar masse B, V – løsningsvolum.

Molare konsentrasjonsekvivalenter av stoff B C E (B) (normalitet - foreldet.) bestemmes av antall ekvivalenter av et oppløst stoff per volumenhet av løsningen, mol / liter:

hvor n E (B) er mengden stoffekvivalenter, μ E er molmassen til ekvivalenten.

Titeren til en løsning av substans B( T B) bestemmes av massen av oppløst stoff i g inneholdt i 1 ml av løsningen:

g/ml eller g/ml.

Massekonsentrasjoner ( massefraksjon, prosent, molal) er ikke avhengig av temperatur; volumetriske konsentrasjoner refererer til en bestemt temperatur.

Alle stoffer er i noen grad i stand til løselighet og er preget av løselighet. Noen stoffer er uendelig løselige i hverandre (vann-aceton, benzen-toluen, flytende natrium-kalium). De fleste forbindelser er lite løselige (vann-benzen, vann-butylalkohol, vann-bordsalt), og mange er lett løselige eller praktisk talt uløselige (vann-BaSO 4 , vann-bensin).

Løseligheten til et stoff under gitte forhold er dets konsentrasjon i mettet løsning. I en slik løsning oppnås likevekt mellom det oppløste stoffet og løsningen. I fravær av likevekt forblir løsningen stabil hvis konsentrasjonen av det oppløste stoffet er mindre enn dets løselighet (umettet løsning), eller ustabil hvis løsningen inneholder stoffer som er større enn dens løselighet (overmettet løsning).

1. Blant alle kjente reaksjoner skilles reversible og irreversible reaksjoner. Når man studerer ionebytterreaksjoner, ble forholdene under hvilke de fortsetter til fullføring oppført. ().

Det er også kjente reaksjoner som ikke går til fullende under gitte forhold. Så, for eksempel, når svoveldioksid er oppløst i vann, skjer reaksjonen: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Men det viser seg at i vandig løsning bare en viss mengde svovelsyre kan dannes. Dette skyldes det faktum at svovelsyre er skjør, og den omvendte reaksjonen oppstår, dvs. dekomponering til svoveloksid og vann. Derfor går ikke denne reaksjonen til slutten fordi to reaksjoner skjer samtidig - rett(mellom svoveloksid og vann) og omvendt(dekomponering av svovelsyre). SO 2 + H 2 O↔H2SO3.

Kjemiske reaksjoner som foregår under gitte forhold i innbyrdes motsatte retninger kalles reversible.

2. Siden hastigheten på kjemiske reaksjoner avhenger av konsentrasjonen av reaktantene, så først hastigheten på den direkte reaksjonen ( υ pr) må være maksimum og hastigheten ryggreaksjon ( υ arr) er lik null. Konsentrasjonen av reaktantene avtar over tid, og konsentrasjonen av reaksjonsproduktene øker. Derfor avtar hastigheten på foroverreaksjonen og hastigheten på den omvendte reaksjonen øker. På et visst tidspunkt blir ratene for forover- og reversreaksjonene like:

I alt reversible reaksjoner hastigheten på foroverreaksjonen avtar, hastigheten på den omvendte reaksjonen øker til begge hastighetene blir like og likevekt er etablert:

υ pr =υ arr

Tilstanden til et system der hastigheten på foroverreaksjonen er lik hastigheten på den omvendte reaksjonen kalles kjemisk likevekt.

I en tilstand av kjemisk likevekt forblir det kvantitative forholdet mellom de reagerende stoffene og reaksjonsproduktene konstant: hvor mange molekyler av reaksjonsproduktet dannes per tidsenhet, så mange av dem brytes ned. Imidlertid opprettholdes tilstanden for kjemisk likevekt så lenge reaksjonsforholdene forblir uendrede: konsentrasjon, temperatur og trykk.

Kvantitativt beskrives tilstanden til kjemisk likevekt loven om masseaksjon.

Ved likevekt er forholdet mellom produktet av konsentrasjonene av reaksjonsproduktene (i potenser av koeffisientene deres) og produktet av konsentrasjonene av reaktantene (også i potensene til koeffisientene deres) en konstant verdi, uavhengig av startkonsentrasjonene av stoffer i reaksjonsblandingen.

Dette konstant kalt likevektskonstant - k

Så for reaksjonen: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (D) + 92,4 kJ, likevektskonstanten uttrykkes som følger:

υ 1 =υ 2

υ 1 (direkte reaksjon) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , hvor– molare likevektskonsentrasjoner, = mol/l

υ 2 (omvendt reaksjon) = 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 – likevektskonstant.

Kjemisk likevekt avhenger av konsentrasjon, trykk, temperatur.

Prinsippbestemmer retningen for likevektsblanding:

Hvis en ytre påvirkning ble utøvet på et system som er i likevekt, vil likevekten i systemet skifte i motsatt retning av denne påvirkningen.

1) Påvirkning av konsentrasjon - hvis konsentrasjonen av utgangsstoffene økes, så skifter likevekten mot dannelse av reaksjonsprodukter.

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

Ved tilsetning til reaksjonsblandingen f.eks nitrogen, dvs. konsentrasjonen av reagenset øker, nevneren i uttrykket for K øker, men siden K er en konstant, må også telleren øke for å oppfylle denne betingelsen. Dermed øker mengden av reaksjonsproduktet i reaksjonsblandingen. I dette tilfellet snakker vi om et skifte i den kjemiske likevekten til høyre, mot produktet.

Dermed skifter en økning i konsentrasjonen av reaktanter (flytende eller gassformige) mot produkter, dvs. mot en direkte reaksjon. En økning i konsentrasjonen av produkter (flytende eller gassformige) forskyver likevekten mot reaktantene, dvs. mot ryggreaksjonen.

Masseforandring fast endrer ikke likevektsposisjonen.

2) Temperatureffekt En økning i temperatur forskyver likevekten mot en endoterm reaksjon.

EN)N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (D) + 92,4 kJ (eksotermisk - varmeutvikling)

Når temperaturen stiger, vil likevekten skifte mot reaksjonen av ammoniakkspaltning (←)

b)N 2 (D) +O 2 (G) ↔ 2NEI(G) - 180,8 kJ (endotermisk - varmeabsorpsjon)

Når temperaturen stiger, vil likevekten skifte i retning av formasjonsreaksjonen NEI (→)

3) Påvirkning av trykk (kun for gassformige stoffer) - med økende trykk, skifter likevekten mot formasjonenjeg stoffer opptar mindre om slå.

N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – NH 3

Når trykket øker ( P): før reaksjon4 V gassformige stoffer → etter reaksjon2 Vgassformige stoffer, derfor skifter likevekten til høyre ( → )

Med en økning i trykk, for eksempel med 2 ganger, reduseres volumet av gasser med samme antall ganger, og derfor vil konsentrasjonene av alle gassformige stoffer øke med 2 ganger. Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

I dette tilfellet vil telleren for uttrykket for K øke med 4 ganger, og nevneren er 16 ganger, dvs. likestillingen vil bli brutt. For å gjenopprette det, må konsentrasjonen øke ammoniakkog redusere konsentrasjonen nitrogenOgvannsnill. Balansen vil skifte til høyre.

Så når trykket øker, skifter likevekten mot en reduksjon i volum, og når trykket synker, skifter den mot en økning i volum.

En endring i trykk har praktisk talt ingen effekt på volumet av fast og flytende stoffer, dvs. endrer ikke konsentrasjonen deres. Følgelig er likevekten av reaksjoner der gasser ikke deltar praktisk talt uavhengig av trykk.

! Stoffer som påvirker forløpet av en kjemisk reaksjon katalysatorer. Men når du bruker en katalysator, reduseres aktiveringsenergien til både forover- og bakreaksjonene med samme mengde, og derfor balansen endres ikke.

Løse problemer:

nr. 1. Startkonsentrasjoner av CO og O 2 i den reversible reaksjonen

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g)

Tilsvarer henholdsvis 6 og 4 mol/L. Beregn likevektskonstanten hvis konsentrasjonen av CO 2 i likevektsmomentet er 2 mol/l.

nr. 2. Reaksjonen fortsetter i henhold til ligningen

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

Angi hvor likevekten vil skifte hvis

a) øke trykket

b) øke temperaturen

c) øke konsentrasjonen av oksygen

d) innføring av en katalysator?