Вплив на усунення хімічної рівноваги. Хімічна рівновага

Вивчення параметрів системи, що включає вихідні речовини та продукти реакції, дозволяє з'ясувати, які фактори зміщують хімічну рівновагу та ведуть до бажаних змін. На висновках Ле Шательє, Брауна та інших вчених про способи проведення оборотних реакцій засновані промислові технології, що дозволяють здійснити процеси, що раніше здавалися неможливими, отримати економічну вигоду.

Різноманітність хімічних процесів

За особливостями теплового ефектубагато реакцій відносять до екзо- або ендотермічним. Перші йдуть із утворенням теплоти, наприклад, окиснення вуглецю, гідратація концентрованої сірчаної кислоти. Другий тип змін пов'язаний із поглинанням теплової енергії. Приклади ендотермічних реакцій: розпад карбонату кальцію з утворенням гашеного вапна та вуглекислого газу, утворення водню та вуглецю при термічному розкладанніметану. У рівняннях екзо- та ендотермічних процесів необхідно вказувати тепловий ефект. Перерозподіл електронів між атомами реагуючих речовин відбувається в окислювально-відновних реакціях. Чотири типи хімічних процесів виділяють за особливостями реагентів та продуктів:

Для характеристики процесів важлива повнота взаємодії реагуючих сполук. Ця ознака лежить в основі поділу реакцій на оборотні та незворотні.

Оборотність реакцій

Оборотні процеси становлять більшість серед хімічних явищ. Освіта кінцевих продуктів із реагентів є прямою реакцією. У зворотній вихідні речовини виходять з продуктів свого розкладання або синтезу. У реагує суміші виникає хімічна рівновага, при якому виходить стільки ж сполук, скільки розкладається вихідних молекул. У оборотних процесах замість знака "=" між реагентами та продуктами використовуються символи "↔" або "⇌". Стрілки можуть бути неоднаковими по довжині, що пов'язано з домінуванням однієї з реакцій. У хімічних рівнянняхможна вказувати агрегатні характеристики речовин (г – гази, ж – рідини, т – тверді). Величезне практичне значеннямають науково обґрунтовані прийоми впливу на оборотні процеси. Так, виробництво аміаку стало рентабельним після створення умов, що зсувають рівновагу у бік утворення цільового продукту: 3Н 2(г) + N 2(г) ⇌ 2NH 3(г) . Необоротні явища призводять до появи нерозчинної або малорозчинної сполуки, утворення газу, що залишає сферу реакції. До таких процесів можна віднести іонний обмін, розпад речовин.

Хімічна рівновага та умови його зміщення

На характеристики прямого та зворотного процесів впливає кілька факторів. Один із них — час. Концентрація взятої реакції речовини поступово знижується, а кінцевого з'єднання — зростає. Реакція прямого напряму йде дедалі повільніше, зворотний процес набирає швидкість. У певний проміжок два протилежні процеси йдуть синхронно. Взаємодія між речовинами відбувається, але концентрації не змінюються. Причина - динамічна хімічна рівновага, яка встановилася в системі. Його збереження чи зміна залежить від:

• температурних умов;
• концентрації сполук;
• тиску (для газів).

Зміщення хімічної рівноваги

У 1884 році видатний учений із Франції А. Л. Ле Шательє запропонував опис способів виведення системи зі стану динамічної рівноваги. В основі методу лежить принцип нівелювання дії зовнішніх факторів. Ле Шательє звернув увагу, що в суміші, що реагує, виникають процеси, що компенсують вплив сторонніх сил. Сформульований французьким дослідником принцип свідчить, що зміна умов у стані рівноваги сприяє перебігу реакції, що послаблює сторонній вплив. Усунення рівноваги підпорядковується цьому правилу, воно дотримується, коли змінюється склад, температурні умови та тиск. Технології, засновані на висновках вчених, використовують у промисловості. Багато хімічних процесів, які вважалися практично неможливими, проводяться завдяки способам усунення рівноваги.

Вплив концентрації

Зсув рівноваги відбувається, якщо вилучити із зони взаємодії певні компоненти або додатково ввести порції речовини. Видалення продуктів з реакційної суміші зазвичай викликає збільшення швидкості їх утворення, додавання речовин навпаки призводить до їх переважного розпаду. У процесі етерифікації для зневоднення використовують сірчану кислоту. При введенні її у сферу реакції підвищується вихід метилацетату: СН 3 СООН + СН 3 ВІН ↔ СН 3 СООСН 3 + Н 2 О. Якщо додавати кисень, що взаємодіє з діоксидом сірки, то хімічна рівновага зміщується у бік прямої реакції утворення триоксиду сірки. Кисень зв'язується в молекули SO 3 його концентрація знижується, що узгоджується з правилом Ле Шательє для оборотних процесів.

Зміна температури

Процеси, що йдуть з поглинанням або виділенням тепла, – ендо- та екзотермічні. Для зміщення рівноваги використовується нагрівання або відведення тепла від суміші, що реагує. Зростання температури супроводжується підвищенням швидкості ендотермічних явищ, у яких додаткова енергія поглинається. Охолодження призводить до переваг екзотермічних процесів, що йдуть з виділенням тепла. При взаємодії діоксиду вуглецю з вугіллям нагрівання супроводжується збільшенням концентрації монооксиду, а охолодження веде до переважного утворення сажі: 2 (г) + З (т) ↔ 2СО (г) .

Вплив тиску

Зміна тиску важливий фактордля реагуючих сумішей, що включають газоподібні з'єднання. Також слід звернути увагу на різницю обсягів вихідних речовин, що виходять. Зниження тиску веде до переважного перебігу явищ, у яких зростає загальний обсяг всіх компонентів. Зростання тиску спрямовує процес у бік зниження обсягу всієї системи. Така закономірність дотримується реакції освіти аміаку: 0,5N 2(г) + 1,5Н 2(г) ⇌ NH 3(г) . Зміна тиску не вплине на хімічну рівновагу тих реакціях, які йдуть при незмінному обсязі.

Оптимальні умови здійснення хімічного процесу

Створення умов для усунення рівноваги багато в чому визначає розвиток сучасних хімічних технологій. Практичне використання наукової теоріїсприяє отриманню оптимальних результатів виробництва. Найбільш яскравий приклад- Отримання аміаку: 0,5N 2(г) + 1,5Н 2(г) ⇌ NH 3(г) . Підвищення вмісту в системі молекул N 2 та Н 2 сприятливо для синтезу складної речовиниіз простих. Реакція супроводжується виділенням теплоти, тому зниження температури викликає збільшення концентрації NH 3 . Обсяг вихідних компонентів більший, ніж цільового продукту. Зростання тиску забезпечить підвищення виходу NH3.

У разі виробництва підбирають оптимальне співвідношення всіх параметрів (температури, концентрації, тиску). Крім того, має велике значенняплоща зіткнення між реагентами. У жорстких гетерогенних системах збільшення поверхні веде до зростання швидкості реакції. Каталізатори збільшують швидкість прямої та зворотної реакції. Застосування речовин з такими властивостями не призводить до зміщення хімічної рівновагиале прискорює його наступ.

Якщо система перебуває у стані рівноваги, вона перебуватиме у ньому до того часу, поки зовнішні умови зберігаються постійними. Якщо умови зміниться, то система вийде з рівноваги - швидкості прямого і зворотного процесів зміняться неоднаково - протікатиме реакція. Найбільше значеннямають випадки порушення рівноваги внаслідок зміни концентрації будь-якої речовини, що беруть участь у рівновазі, тиску або температури.

Розглянемо кожен із цих випадків.

Порушення рівноваги внаслідок зміни концентрації будь-якої з речовин, що беруть участь у реакції. Нехай водень, йодоводород і пари йоду знаходяться в рівновазі один з одним за певних температур і тиску. Введемо в систему додатково кілька водню. Відповідно до закону дії мас, збільшення концентрації водню спричинить збільшення швидкості прямої реакції - реакції синтезу HI, тоді як швидкість зворотної реакції не зміниться. У прямому напрямку реакція тепер протікатиме швидше, ніж у зворотному. В результаті цього концентрації водню і парів йоду будуть зменшуватися, що спричинить уповільнення прямої реакції, а концентрація HI зростатиме, що викликає прискорення зворотної реакції. Через деякий час швидкості прямої та зворотної реакцій знову зрівняються-встановиться нова рівновага. Але при цьому концентрація HI буде тепер вищою, ніж вона була до додавання, а концентрація - нижче.

Процес зміни концентрацій, спричинений порушенням рівноваги, називається усуненням або зсувом рівноваги. Якщо при цьому відбувається збільшення концентрацій речовин, що стоять у правій частині рівняння (і, звичайно, одночасно зменшення концентрацій речовин, що стоять ліворуч), то кажуть, що рівновага зміщується вправо, тобто в напрямку перебігу прямої реакції; при зворотній зміні концентрацій говорять про усунення рівноваги вліво - у напрямку зворотної реакції. У розглянутому прикладі рівновага змістилася праворуч. У цьому та речовина , збільшення концентрації якого викликало порушення рівноваги, вступив у реакцію - його концентрація знизилася.

Таким чином, зі збільшенням концентрації будь-якої з речовин, що беруть участь у рівновазі, рівновага зміщується у бік витрати цієї речовини; при зменшенні концентрації будь-якої з речовин рівновага зміщується у бік утворення цієї речовини.

Порушення рівноваги внаслідок зміни тиску (шляхом зменшення чи збільшення обсягу системи). Коли реакції беруть участь гази, рівновага може порушитися при зміні обсягу системи.

Розглянемо вплив тиску на реакцію між монооксидом азоту та киснем:

Нехай суміш газів і знаходиться в хімічній рівновазі при певній температурі і тиску. Не змінюючи температури, збільшимо тиск так, щоб об'єм системи зменшився у 2 рази. У перший момент парціальний тискі концентрації всіх газів зростуть вдвічі, але при цьому зміниться співвідношення між швидкостями прямої та зворотної реакцій – рівновага порушиться.

Насправді, до збільшення тиску концентрації газів мали рівноважні значення , і , а швидкості прямої та зворотної реакцій були однакові та визначалися рівняннями:

У перший момент після стиснення концентрації газів збільшаться вдвічі в порівнянні з їх вихідними значеннями і дорівнюватимуть відповідно , і . При цьому швидкості прямої та зворотної реакцій будуть визначатися рівняннями:

Таким чином, внаслідок збільшення тиску швидкість прямої реакції зросла у 8 разів, а зворотної – лише у 4 рази. Рівновага в системі порушиться – пряма реакція переважатиме над зворотною. Після того як швидкості зрівняються, знову встановиться рівновага, але кількість у системі зросте, рівновага зміститься праворуч.

Неважко бачити, що неоднакова зміна швидкостей прямої та зворотної реакцій пов'язана з тим, що в лівій та в правій частинахрівняння аналізованої реакції по-різному число молекул газів: одна молекула кисню і дві молекули монооксиду азоту (всього три молекули газів) перетворюються на дві молекули газу - діоксиду азоту. Тиск газу є результатом ударів його молекул об стінки судини; за інших рівних умовахтиск газу тим вищий, чим більше молекул укладено в даному обсязігазу. Тому реакція, що протікає зі збільшенням числа молекул газів, призводить до зростання тиску, а реакція, що протікає зі зменшенням числа молекул газів, - до його зниження.

Пам'ятаючи про це, висновок про вплив тиску на хімічну рівновагу можна сформулювати так:

При збільшенні тиску шляхом стиснення системи рівновага зсувається у бік зменшення числа молекул газів, тобто у бік зниження тиску, при зменшенні тиску рівновага зсувається у бік зростання числа молекул газів, тобто у бік збільшення тиску.

У тому випадку, коли реакція протікає без зміни числа молекул газів, рівновага не порушується при стисканні або розширенні системи. Наприклад, у системі

рівновага не порушується за зміни обсягу; Вихід HI не залежить від тиску.

Порушення рівноваги внаслідок зміни температури. Рівнавага переважної більшості хімічних реакцій зсувається за зміни температури. Фактором, який визначає напрямок усунення рівноваги, є при цьому знак теплового ефекту реакції. Можна показати, що з підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної, а при зниженні - у бік екзотермічної реакції.

Так, синтез аміаку є екзотермічною реакцією

Тому при підвищенні температури рівновага в системі зсувається вліво - у бік розкладання аміаку, оскільки цей процес йде з поглинанням теплоти.

Навпаки, синтез оксиду азоту (II) є ендотермічною реакцією:

Тому при підвищенні температури рівновага в системі зрушується вправо - у бік освіти.

Закономірності, що виявляються в розглянутих прикладах порушення хімічної рівноваги, є окремими випадками. загального принципу, що визначає вплив різних факторівна рівноважні системи. Цей принцип, відомий під назвою принципу Ле Шательє, щодо хімічних рівноваг можна сформулювати так:

Якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, надати будь-який вплив, то в результаті процесів, що протікають в ній, рівновага зміститься в такому напрямку, що наданий вплив зменшиться.

Дійсно, при введенні в систему однієї з речовин, що беруть участь у реакції, рівновага зміщується у бік витрати цієї речовини. "При підвищенні тиску воно зміщується так, що тиск у системі знижується; при підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції - температура в системі падає.

Принцип Ле Шательє поширюється як на хімічні, а й у різні фізико-хімічні рівноваги. Усунення рівноваги при зміні умов таких процесів, як кипіння, кристалізація, розтирання, відбувається відповідно до принципу Ле Шательє.

Якщо зовнішні умови хімічного процесуне змінюються, то стан хімічної рівноваги може зберігатися як завгодно довго. Зміною умов проведення реакції (температури, тиску, концентрації) можна досягти усунення або зсуву хімічної рівноваги у необхідному напрямку.

Усунення рівноваги вправо призводить до збільшення концентрації речовин, формули яких знаходяться у правій частині рівняння. Зміщення рівноваги вліво призводитиме до збільшення концентрації речовин, формули яких знаходяться зліва. При цьому система перейде в новий стан рівноваги, що характеризується іншими значеннями рівноважних концентрацій учасників реакції.

Усунення хімічної рівноваги, викликане зміною умов, підпорядковується правилу, сформульованому 1884 року французьким фізиком А. Ле Шательє (принцип Ле Шательє).

Принцип Ле Шательє:якщо на систему, що знаходиться в стані хімічної рівноваги, надати будь-який вплив, наприклад, змінити температуру, тиск або концентрації реагентів, то рівновага зміститься в напрямку тієї реакції, яка послаблює вплив, що надається. .

Вплив зміни концентрації на усунення хімічної рівноваги.

Відповідно до принципу Ле Шательє збільшення концентрації кожного з учасників реакції викликає усунення рівноваги у бік тієї реакції, що призводить до зменшення концентрації цієї речовини.

Вплив концентрації на стан рівноваги підпорядковується наступним правилам:

При підвищенні концентрації однієї з вихідних речовин зростає швидкість прямої реакції та рівновага зсувається у напрямку утворення продуктів реакції і навпаки;

При підвищенні концентрації одного з продуктів реакції зростає швидкість зворотної реакції, що призводить до усунення рівноваги в напрямку утворення вихідних речовин і навпаки.

Наприклад, якщо у рівноважній системі:

SO 2(г) + NO 2(г) SO 3(г) + NO(г)

збільшити концентрації SO 2 або NO 2 , відповідно до закону діючих мас, Зросте швидкість прямої реакції Це призведе до усунення рівноваги вправо, що зумовить витрачання вихідних речовин та збільшення концентрації продуктів реакції. Встановиться новий стан рівноваги з новими рівноважними концентраціями вихідних речовин та продуктів реакції. При зменшенні концентрації, наприклад одного з продуктів реакції, система відреагує таким чином, щоб концентрацію продукту збільшити. Перевага отримає пряма реакція, що веде до збільшення концентрації продуктів реакції.

Вплив зміни тиску на усунення хімічної рівноваги.

Відповідно до принципу Ле Шательє підвищення тиску призводить до усунення рівноваги у бік утворення меншої кількості газоподібних частинок, тобто. у бік меншого обсягу.

Наприклад, у оборотній реакції:

2NO 2(г) 2NO(г) + O 2(г)

з 2 моль NO 2 утворюється 2 моль NO і 1 моль O 2 . Стехіометричні коефіцієнти перед формулами газоподібних речовин вказують, що перебіг прямої реакції призводить до збільшення числа моль газів, а перебіг зворотної реакції, навпаки, зменшує кількість моль газоподібної речовини. Якщо на таку систему надати зовнішній вплившляхом, наприклад, шляхом збільшення тиску, система відреагує таким чином, щоб цей вплив послабити. Тиск може знизитися, якщо рівновага даної реакції зміститься убік меншого числамолей газоподібної речовини, а отже, і меншого обсягу.

Навпаки, підвищення тиску в цій системі пов'язане зі зміщенням рівноваги вправо - у бік розкладання NO 2 що збільшує кількість газоподібної речовини.

Якщо кількість моль газоподібних речовин до і після реакції залишається постійним, тобто. обсяг системи в ході реакції не змінюється, то зміна тиску однаково змінює швидкості прямої та зворотної реакцій і не впливає на стан хімічної рівноваги.

Наприклад, у реакції:

H 2(г) + Cl 2(г) 2HCl (г) ,

Загальна кількістьмоль газоподібних речовин до і після реакції залишається постійним та тиск у системі не змінюється. Рівновага в даній системі при зміні тиску не зміщується.

Вплив зміни температури на усунення хімічної рівноваги.

У кожній оборотній реакції один із напрямків відповідає екзотермічному процесу, а інший - ендотермічному. Так у реакції синтезу аміаку пряма реакція – екзотермічна, а зворотна реакція – ендотермічна.

N 2(г) + 3H 2(г) 2NH 3(г) + Q(-ΔH).

При зміні температури змінюються швидкості як прямої, і зворотної реакцій, проте, зміна швидкостей відбувається над однаковою мірою. Відповідно до рівняння Арреніуса в більшою міроюна зміну температури реагує ендотермічна реакція, що характеризується великим значенняменергії активації.

Отже, для оцінки впливу температури на напрямок усунення хімічної рівноваги необхідно знати тепловий ефект процесу. Його можна визначити експериментально, наприклад, за допомогою калориметра, або розрахувати на основі закону Г. Гесса. Варто зазначити, що Зміна температури призводить до зміни величини константи хімічної рівноваги (K p).

Відповідно до принципу Ле Шательє підвищення температури зміщує рівновагу у бік ендотермічної реакції. При зниженні температури рівновага зміщується у бік екзотермічної реакції.

Таким чином, підвищення температуриу реакції синтезу аміаку призведе до зміщення рівноваги у бік ендотермічноїреакції, тобто. ліворуч. Перевага отримує зворотна реакція, що протікає з поглинанням тепла.

Стан, при якому швидкості прямої та зворотної реакцій рівні між собою, називається хімічною рівновагою. Рівняння оборотної реакції в загальному вигляді:

Швидкість прямої реакції v 1 =k 1 [A] m [B] n швидкість зворотної реакції v 2 =k 2 [С] p [D] q де в квадратних дужках– рівноважні концентрації. За визначенням, при хімічній рівновазі v 1 =v 2, звідки

До = k 1 /k 2 = [С] p [D] q / [A] m [B] n ,

де К з - Константа хімічної рівноваги, виражена через молярні концентрації. Наведене математичне вираз нерідко називають законом дії мас для оборотної хімічної реакції: ставлення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин.

Положення хімічної рівноваги залежить від наступних параметрівреакції: температури, тиску та концентрації. Вплив, який надають ці фактори на хімічну реакцію, підпорядковуються закономірності, яка була висловлена ​​в загальному вигляді в 1884 французьким ученим Ле-Шательє. Сучасне формулювання принципу Ле-Шательє таке:

Якщо систему, що у стані рівноваги, надати зовнішнє вплив, то система перейде у інший стан те щоб зменшити ефект зовнішнього впливу.

Чинники, що впливають на хімічну рівновагу.

1. Вплив температури. У кожній оборотній реакції один із напрямків відповідає екзотермічному процесу, а інший - ендотермічному.

У разі підвищення температури хімічна рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, при зниженні температури - у бік екзотермічної реакції.

2. Вплив тиску. У всіх реакціях за участю газоподібних речовин, що супроводжуються зміною обсягу за рахунок зміни кількості речовини при переході від вихідних речовин до продуктів, положення рівноваги впливає тиск в системі.
Вплив тиску положення рівноваги підпорядковується наступним правилам:

При підвищенні тиску рівновага зсувається у напрямку утворення речовин (початкових або продуктів) з меншим обсягом.

3. Вплив концентрації. Вплив концентрації на стан рівноваги підпорядковується наступним правилам:

У разі підвищення концентрації однієї з вихідних речовин рівновагу зрушується у бік освіти продуктів реакції;
у разі підвищення концентрації однієї з продуктів реакції рівновагу зрушується у бік освіти вихідних речовин.

Запитання для самоконтролю:

1. Що таке швидкість хімічної реакції та від яких факторів вона залежить? Від яких чинників залежить константа швидкості?

2. Скласти рівняння швидкості реакції утворення води з водню та кисню та показати, як змінити швидкість, якщо концентрацію водню збільшити втричі.

3. Як змінюється швидкість реакції з часом? Які реакції називаються оборотними? Чим характеризується стан хімічної рівноваги? Що називається константою рівноваги, від яких чинників залежить?

4. Якими зовнішніми впливами можна порушити хімічну рівновагу? У якому напрямі змішається рівновага за зміни температури? Тиск?

5. Яким чином можна змістити оборотну реакцію у певному напрямку та довести до кінця?

Лекція №12 (проблемна)

Розчини

Ціль:Дати якісні висновки про розчинність речовин та кількісну оцінку розчинності.

Ключові слова:Розчини – гомогенні та гетерогенні; істинні та колоїдні; розчинність речовин; концентрація розчинів; розчини неелектроїлів; закони Рауля та вант-Гоффа.

План.

1. Класифікація розчинів.

2. Концентрація розчинів.

3. Розчини неелектролітів. Закони Рауля.

Класифікація розчинів

Розчини – це гомогенні (однофазні) системи змінного складу, що складаються із двох або більше речовин (компонентів).

За характером агрегатного станурозчини можуть бути газоподібними, рідкими та твердими. Зазвичай компонент, який у цих умовах знаходиться в тому ж агрегатному стані, що і розчин, що утворюється, вважають розчинником, інші складові розчину – розчиненими речовинами. У разі однакового агрегатного стану компонентів розчинником вважають компонент, який переважає в розчині.

Залежно від розмірів частинок розчини поділяються на справжні та колоїдні. У істинних розчинах (часто званих просто розчинами) розчинена речовина диспергована до атомного або молекулярного рівня, Частини розчиненої речовини не видно ні візуально, ні під мікроскопом, вільно пересуваються в середовищі розчинника. Справжні розчини – термодинамічно стійкі системи, необмежено стабільні у часі.

Рушаючими силамиутворення розчинів є ентропійний та ентальпійний фактори. При розчиненні газів у рідині ентропія завжди зменшується ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Чим сильніша взаємодія розчиненої речовини та розчинника, тим більша роль ентальпійного фактора в утворенні розчинів. Знак зміни ентальпії розчинення визначається знаком суми всіх теплових ефектів процесів, що супроводжують розчинення, з яких основний внесок вносять руйнування кристалічних ґратна вільні іони (ΔH > 0) і взаємодія утворених іонів з молекулами розчинника (сольтивація, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно нерозчинних речовинні) завжди ΔG = ΔH – T·ΔS< 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для рідких розчинів(розплавів) процес розчинення йде мимовільно (ΔG< 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Концентрація насиченого розчину визначається розчинністю речовини за даної температури. Розчини із меншою концентрацією називаються ненасиченими.

Розчинність для різних речовинколивається у значних межах і залежить від їх природи, взаємодії частинок розчиненої речовини між собою та з молекулами розчинника, а також від зовнішніх умов (тиску, температури тощо).

У хімічній практиці найбільш важливими є розчини, приготовані на основі рідкого розчинника. Саме рідкі суміші у хімії називають просто розчинами. Найбільш широко застосовуваним неорганічним розчинником є ​​вода. Розчини коїться з іншими розчинниками називаються неводними.

Розчини мають надзвичайно велике практичне значення, в них протікають багато хімічних реакцій, у тому числі й лежать в основі обміну речовин у живих організмах.

Концентрація розчинів

Важливою характеристикоюрозчинів служить їхня концентрація, яка виражає відносну кількість компонентів у розчині. Розрізняють масові та об'ємні концентрації, розмірні та безрозмірні.

До безрозмірнимконцентраціям (часткам) відносяться такі концентрації:

Масова частка розчиненої речовини W(B) виражається у частках одиниці або у відсотках:

де m(B) та m(A) – маса розчиненої речовини B та маса розчинника A.

Об'ємна частка розчиненої речовини σ(B) виражається у частках одиниці або об'ємних відсотках:

де V i - Об'єм компонента розчину, V (B) - Об'єм розчиненої речовини B. Об'ємні відсотки називають градусами *) .

*) Іноді об'ємна концентрація виявляється у тисячних частках (проміле, ‰) або в мільйонних частках (млн –1), ppm.

Мольна частка розчиненої речовини χ(B) виражається співвідношенням

Сума мольних часток k компонентів розчину χ i дорівнює одиниці

До розмірнимконцентраціям відносяться такі концентрації:

Моляльність розчиненої речовини C m (B) визначається кількістю речовини n(B) 1 кг (1000 г) розчинника, розмірність моль/кг.

Молярна концентраціяречовини B у розчині C(B) – вміст кількості розчиненої речовини B в одиниці об'єму розчину, моль/м 3 або частіше моль/літр:

де μ(B) - молярна маса B, V – об'єм розчину.

Молярна концентрація еквівалентів речовини B CЕ (B) (нормальність – застарілий) визначається числом еквівалентів розчиненої речовини в одиниці об'єму розчину, моль/літр:

де n Е (B) – кількість речовини еквівалентів, Е – молярна маса еквівалента.

Титр розчину речовини B( T B) визначається масою розчиненої речовини в г, що міститься в 1 мл розчину:

Г/мл або г/мл.

Масові концентрації ( масова частка, відсоткова, моляльна) не залежать від температури; об'ємні концентрації відносяться до певної температури.

Усі речовини тією чи іншою мірою здатні розчинятися і характеризуються розчинністю. Деякі речовини необмежено розчиняються одна в одній (вода-ацетон, бензол-толуол, рідкі натрій-калій). Більшість сполук обмежено розчиняються (вода-бензол, вода-бутиловий спирт, вода-кухонна сіль), а багато малорозчинні або практично нерозчинні (вода-BaSO 4 , вода-бензин).

Розчинність речовини за даних умов називають його концентрацію в насиченому розчині. У такому розчині досягається рівновага між розчиняється речовиною і розчином. За відсутності рівноваги розчин залишається стабільним, якщо концентрація розчиненої речовини менша за його розчинність (ненасичений розчин), або нестабільним, якщо в розчині міститься речовини більше за його розчинність (пересичений розчин).

1. Серед усіх відомих реакцій розрізняють реакції оборотні та незворотні. Під час вивчення реакцій іонного обміну було перераховано умови, у яких вони протікають остаточно. ().

Відомі такі реакції, які за цих умов остаточно не йдуть. Так, наприклад, при розчиненні у воді сірчистого газу відбувається реакція: SO 2 +H 2 O→ H 2 SO 3 . Але виявляється, що в водному розчиніможе утворитися лише певна кількість сірчистої кислоти. Це тим, що сірчиста кислота неміцна, і відбувається зворотна реакція, тобто. розкладання на оксид сірки та воду. Отже, дана реакція не йде до кінця тому, що одночасно відбувається дві реакції. пряма(між оксидом сірки та водою) та зворотна(Розкладання сірчистої кислоти). SO 2 +H 2 O↔ H 2 SO 3 .

Хімічні реакції, що протікають за цих умов у взаємно протилежних напрямках, називаються оборотними.

2. Оскільки швидкість хімічних реакцій залежить від концентрації речовин, що реагують, то спочатку швидкість прямої реакції( υ пр) повинна бути максимальною, а швидкістьзворотної реакції ( υ обр) дорівнює нулю. Концентрація реагуючих речовин з часом зменшується, а концентрація продуктів реакції збільшується. Тому швидкість прямої реакції зменшується, а швидкість зворотної реакції збільшується. У певний момент часу швидкість прямої та зворотної реакцій стають рівними:

У всіх оборотних реакціяхшвидкість прямої реакції зменшується, швидкість зворотної реакції зростає до тих пір, поки обидві швидкості не стануть рівними і не встановиться стан рівноваги:

υ пр =υ обр

Стан системи, у якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції, називають хімічною рівновагою.

У стані хімічної рівноваги кількісне співвідношення між речовинами, що реагують, і продуктами реакції залишається постійним: скільки молекул продукту реакції в одиницю часу утворюється, стільки їх і розкладається. Однак стан хімічної рівноваги зберігається доти, доки залишаються незмінними умови реакції: концентрація, температура та тиск.

Кількісно стан хімічної рівноваги описується законом чинних мас.

При рівновазі відношення добутку концентрацій продуктів реакції (у ступенях їх коефіцієнтів) до добутку концентрацій реагентів (теж у ступенях їх коефіцієнтів) є величина постійна, яка не залежить від вихідних концентрацій речовин у реакційній суміші.

Ця постійна величинаназивається константою рівноваги - k

Так для реакції: N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г) + 92,4 кДжконстанта рівноваги виражається так:

υ 1 =υ 2

υ 1 (Прямої реакції) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , де– рівноважні молярні концентрації = моль/л

υ 2 (Зворотної реакції) = k 2 [ NH 3 ] 2

k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ NH 3 ] 2

K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – константа рівноваги.

Хімічна рівновага залежить – від концентрації, тиску, температури.

Принципвизначає напрям змішування рівноваги:

Якщо систему, що у рівновазі надали зовнішнє вплив, то рівновага у системі зміститься у бік зворотну цьому впливу.

1) Вплив концентрації – якщо збільшити концентрацію вихідних речовин, то рівновага зміщується у бік утворення продуктів реакції.

Наприклад,K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

При додаванні в реакційну суміш, наприклад азоту, тобто. зростає концентрація реагенту, знаменник у вираженні для До збільшується, але оскільки К – константа, то виконання цієї умови має збільшитися і чисельник. Таким чином, реакційної суміші зростає кількість продукту реакції. У разі говорять про зміщення хімічного рівноваги вправо, у бік продукту.

Отже, збільшення концентрації реагентів (рідких чи газоподібних) зміщує у бік продуктів, тобто. у бік прямої реакції. Збільшення концентрації продуктів (рідких чи газоподібних) зміщує рівновагу у бік реагентів, тобто. у бік зворотної реакції.

Зміна маси твердої речовинине змінює положення рівноваги.

2) Вплив температури - Збільшення температури зміщує рівновагу в бік ендотермічної реакції.

а)N 2 (Г) + 3H 2 (Г) ↔ 2NH 3 (Г) + 92,4 кДж (екзотермічна – виділення тепла)

При підвищенні температури рівновага зміститься у бік реакції розкладання аміаку (←)

б)N 2 (Г) +O 2 (Г) ↔ 2NO(Г) - 180,8 кДж (ендотермічна -поглинання тепла)

При підвищенні температури рівновага зміститься у бік реакції освіти NO (→)

3) Вплив тиску (тільки для газоподібних речовин) – при збільшенні тиску, рівновага зміщується у бік утворенняя речовин, що займають меншийб'єм.

N 2 (Г) + 3H 2 (Г) ↔ 2NH 3 (Г)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – NH 3

При підвищенні тиску ( P): до реакції4 V газоподібних речовин → після реакції2 Vгазоподібних речовин, отже, рівновага зміщується вправо ( → )

При збільшенні тиску, наприклад, у 2 рази, обсяг газів зменшується в таку ж кількість разів, а отже, концентрації всіх газоподібних речовин зростуть у 2 рази. K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

У цьому випадку чисельник виразу для К збільшиться на 4 рази, а знаменник у 16 разів, тобто. рівність порушиться. Для його відновлення мають зрости концентрація аміакута зменшитися концентрації азотуіводороду. Рівнавага зміститься праворуч.

Отже, у разі підвищення тиску рівновагу зміщується у бік зменшення обсягу, при зниженні тиску – убік збільшення обсягу.

Зміна тиску практично не позначається на об'ємі твердих та рідких речовин, тобто. не змінює їхню концентрацію. Отже, рівновага реакцій, у яких гази не беруть участь, практично не залежить від тиску.

! Протягом хімічної реакції впливають речовини. каталізатори.Але при використанні каталізатора знижується енергія активації як прямої, так і зворотної реакції на ту саму величину і тому рівновага не зміщується.

Розв'яжіть завдання:

№1. Вихідні концентрації СО та O 2 у оборотній реакції

2CO(г) + O 2 (г)↔ 2 CO 2 (г)

Рівні відповідно 6 та 4 моль/л. Обчисліть константу рівноваги, якщо концентрація CO 2 у момент рівноваги дорівнює 2 моль/л.

№2. Реакція протікає за рівнянням

2SO 2 (г) + O 2 (г) = 2SO 3 (г) + Q

Вкажіть, куди зміститься рівновага, якщо

а) збільшити тиск

б) підвищити температуру

в) збільшити концентрацію кисню

г) запровадження каталізатора?