Odwracalność substancji chemicznych. reakcje. Równowaga chemiczna i warunki jej wypierania, zastosowanie praktyczne.

Wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na odwracalne i nieodwracalne.

Reakcje odwracalne nie przebiegają całkowicie: W reakcji odwracalnej żaden z reagentów nie ulega całkowitemu zużyciu. Odwracalna reakcja może zachodzić zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu. Odwracalne reakcje chemiczne zapisuje się w postaci jednego równania chemicznego ze znakiem odwracalności: .

Reakcja przebiegająca od lewej do prawej nazywa się reakcją prosty reakcja i od prawej do lewej - odwracać .

Większość reakcji chemicznych jest odwracalna. Na przykład odwracalną reakcją jest oddziaływanie wodoru z parami jodu:

Początkowo, gdy materiały wyjściowe są mieszane, szybkość reakcji do przodu jest wysoka, a szybkość reakcji odwrotnej wynosi zero. W miarę postępu reakcji substancje wyjściowe ulegają zużyciu, a ich stężenie spada. W rezultacie zmniejsza się szybkość reakcji do przodu. Jednocześnie pojawiają się produkty reakcji i wzrasta ich stężenie. Dlatego zaczyna zachodzić reakcja odwrotna, a jej prędkość stopniowo wzrasta. Kiedy szybkości reakcji w przód i w tył zrównają się, równowaga chemiczna.

Na stan równowagi chemicznej wpływa: 1) stężenie substancji

2) temperatura

3) ciśnienie

Kiedy zmienia się jeden z tych parametrów, równowaga chemiczna zostaje zakłócona i stężenia wszystkich reagujących substancji będą się zmieniać, aż do ustalenia się nowej równowagi. Takie przejście układu z jednego stanu do drugiego nazywa się przemieszczeniem. Kierunek przesunięcia równowagi chemicznej jest określony przez zasadę

Le Chateliera: „ Jeśli na układ będący w równowadze chemicznej zostanie wywarty jakikolwiek wpływ, to w wyniku zachodzących w nim procesów równowaga przesunie się w takim kierunku, że efekt będzie się zmniejszał.. Przykładowo, gdy do układu zostanie wprowadzona jedna z substancji biorących udział w reakcji, równowaga przesuwa się w kierunku zużycia tej substancji. Wraz ze wzrostem ciśnienia zmienia się ono w taki sposób, że ciśnienie w układzie maleje. Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, temperatura w układzie spada.

Reakcje nieodwracalne to takie, które prowadzą do zakończenia. – aż do całkowitego zużycia jednego z reagentów. Warunki nieodwracalności reakcji chemicznych:

	|	następny wykład ==>
Rodzaje wiązań chemicznych: jonowe, metaliczne, kowalencyjne (polarne, niepolarne), wodorowe.	|

Wszystkie reakcje chemiczne są w zasadzie odwracalne.
Oznacza to, że w mieszaninie reakcyjnej zachodzi zarówno oddziaływanie odczynników, jak i oddziaływanie produktów. W tym sensie rozróżnienie między reagentami i produktami jest warunkowe. O kierunku reakcji chemicznej decydują warunki jej przebiegu (temperatura, ciśnienie, stężenie substancji).
Wiele reakcji ma jeden preferowany kierunek i wymagane są ekstremalne warunki, aby takie reakcje mogły zachodzić w przeciwnym kierunku. W takich reakcjach następuje prawie całkowita konwersja reagentów w produkty.

Przykład. Żelazo i siarka po umiarkowanym podgrzaniu reagują ze sobą, tworząc siarczek żelaza (II), FeS jest stabilny w takich warunkach i praktycznie nie rozkłada się na żelazo i siarkę:

Przy 200 atm. i 400°C osiąga się maksymalną zawartość NH3 w mieszaninie reakcyjnej, wynoszącą 36% (objętościowo). Wraz z dalszym wzrostem temperatury, w związku ze zwiększonym występowaniem reakcji odwrotnej, udział objętościowy amoniaku w mieszaninie maleje.
Reakcje do przodu i do tyłu zachodzą jednocześnie w przeciwnych kierunkach.

We wszystkich reakcjach odwracalnych szybkość reakcji w przód maleje, a szybkość reakcji odwrotnej rośnie, aż obie szybkości zrównają się i zostanie ustalona równowaga.

W stanie równowagi szybkości reakcji do przodu i do tyłu stają się równe.

ZASADA LE CHATELIERA PRZESUNIĘCIE RÓWNOWAGI CHEMICZNEJ.

Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia. Wpływ tych czynników na reakcję chemiczną jest zgodny ze schematem, który w sposób ogólny wyraził w 1884 roku francuski naukowiec Le Chatelier. Nowoczesne sformułowanie zasady Le Chateliera jest następujące:

1. Wpływ temperatury. W każdej reakcji odwracalnej jeden z kierunków odpowiada procesowi egzotermicznemu, a drugi procesowi endotermicznemu.

2. Wpływ ciśnienia. We wszystkich reakcjach z udziałem substancji gazowych, którym towarzyszy zmiana objętości na skutek zmiany ilości substancji podczas przejścia od substancji wyjściowych do produktów, na położenie równowagi wpływa ciśnienie w układzie.
Wpływ ciśnienia na położenie równowagi podlega następującym zasadom:

Zatem podczas przejścia od substancji wyjściowych do produktów objętość gazów zmniejszyła się o połowę. Oznacza to, że wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę powstawania NH3, o czym świadczą następujące dane dla reakcji syntezy amoniaku w temperaturze 400 0C:

3. Efekt koncentracji. Wpływ koncentracji na stan równowagi podlega następującym zasadom:

Stan, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, nazywa się równowagą chemiczną. Równanie reakcji odwracalnej w postaci ogólnej:

Szybkość reakcji do przodu w 1 =k 1 [A] m [B] n, prędkość reakcji odwrotnej w 2 =k 2 [C] p [D] q, gdzie w nawiasach kwadratowych podano stężenia równowagowe. Z definicji w równowadze chemicznej w 1 = w 2, skąd

K do =k 1 /k 2 = [C] p [D] q / [A] m [B] n,

gdzie Kc jest stałą równowagi chemicznej, wyrażoną w stężeniach molowych. Podane wyrażenie matematyczne jest często nazywane prawem działania masy dla odwracalnej reakcji chemicznej: stosunek iloczynu stężeń równowagowych produktów reakcji do iloczynu stężeń równowagowych substancji wyjściowych.

Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia. Wpływ tych czynników na reakcję chemiczną jest zgodny ze schematem, który w sposób ogólny wyraził w 1884 roku francuski naukowiec Le Chatelier. Nowoczesne sformułowanie zasady Le Chateliera jest następujące:

Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi zostanie wywarty wpływ zewnętrzny, to układ ten przejdzie do innego stanu w taki sposób, aby zredukować wpływ oddziaływania zewnętrznego.

Czynniki wpływające na równowagę chemiczną.

1. Wpływ temperatury. W każdej reakcji odwracalnej jeden z kierunków odpowiada procesowi egzotermicznemu, a drugi procesowi endotermicznemu.

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, a wraz ze spadkiem temperatury w kierunku reakcji egzotermicznej.

2. Wpływ ciśnienia. We wszystkich reakcjach z udziałem substancji gazowych, którym towarzyszy zmiana objętości na skutek zmiany ilości substancji podczas przejścia od substancji wyjściowych do produktów, na położenie równowagi wpływa ciśnienie w układzie.
Wpływ ciśnienia na położenie równowagi podlega następującym zasadom:

Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia substancji (początkowych lub produktów) o mniejszej objętości.

3. Efekt koncentracji. Wpływ koncentracji na stan równowagi podlega następującym zasadom:

Gdy wzrasta stężenie jednej z substancji wyjściowych, równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia produktów reakcji;
Gdy stężenie jednego z produktów reakcji wzrasta, równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia substancji wyjściowych.

Pytania do samokontroli:

1. Jaka jest szybkość reakcji chemicznej i od jakich czynników zależy? Od jakich czynników zależy stała szybkości?

2. Ułóż równanie na szybkość reakcji tworzenia się wody z wodoru i tlenu i pokaż, jak zmienia się ta szybkość, jeśli stężenie wodoru wzrośnie trzykrotnie.

3. Jak zmienia się szybkość reakcji w czasie? Jakie reakcje nazywamy odwracalnymi? Co charakteryzuje stan równowagi chemicznej? Co nazywa się stałą równowagi, od jakich czynników zależy?

4. Jakie czynniki zewnętrzne mogą zaburzyć równowagę chemiczną? W jakim kierunku równowaga będzie się zmieniać, gdy zmieni się temperatura? Ciśnienie?

5. Jak można przesunąć reakcję odwracalną w określonym kierunku i zakończyć ją?

Wykład nr 12 (problematyczny)

Rozwiązania

Cel: Podaj wnioski jakościowe dotyczące rozpuszczalności substancji oraz ilościową ocenę rozpuszczalności.

Słowa kluczowe: Roztwory – jednorodne i niejednorodne, prawdziwe i koloidalne; rozpuszczalność substancji; stężenie roztworów; roztwory nieelektroilów; Prawa Raoulta i van't Hoffa.

Plan.

1. Klasyfikacja rozwiązań.

2. Stężenie roztworów.

3. Roztwory nieelektrolitów. Prawa Raoulta.

Klasyfikacja rozwiązań

Roztwory to jednorodne (jednofazowe) układy o zmiennym składzie, składające się z dwóch lub więcej substancji (składników).

W zależności od stanu skupienia roztwory mogą być gazowe, ciekłe i stałe. Zwykle składnik, który w danych warunkach znajduje się w tym samym stanie agregacji co powstały roztwór, uważa się za rozpuszczalnik, natomiast pozostałe składniki roztworu uważa się za substancje rozpuszczone. W przypadku tego samego stanu skupienia składników za rozpuszczalnik uważa się składnik dominujący w roztworze.

W zależności od wielkości cząstek roztwory dzielimy na prawdziwe i koloidalne. W prawdziwych roztworach (często nazywanych po prostu roztworami) substancja rozpuszczona jest rozproszona na poziomie atomowym lub molekularnym, cząsteczki substancji rozpuszczonej nie są widoczne ani wizualnie, ani pod mikroskopem i poruszają się swobodnie w środowisku rozpuszczalnika. Prawdziwe rozwiązania to systemy stabilne termodynamicznie, które są nieskończenie stabilne w czasie.

Siłami napędowymi tworzenia rozwiązań są czynniki entropii i entalpii. Kiedy gazy rozpuszczają się w cieczy, entropia zawsze maleje ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Im silniejsze oddziaływanie między substancją rozpuszczoną i rozpuszczalnikiem, tym większa rola współczynnika entalpii w tworzeniu roztworów. Znak zmiany entalpii rozpuszczania wyznacza znak sumy wszystkich efektów cieplnych procesów towarzyszących rozpuszczaniu, z których główny udział ma zniszczenie sieci krystalicznej na wolne jony (ΔH > 0) oraz oddziaływanie powstałych jonów z cząsteczkami rozpuszczalnika (soltywacja, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно нерастворимых веществ нет) всегда ΔG = ΔH – T·ΔS < 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для жидких растворов (расплавов) процесс растворения идет самопроизвольно (ΔG < 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Stężenie nasyconego roztworu zależy od rozpuszczalności substancji w danej temperaturze. Roztwory o niższych stężeniach nazywane są nienasyconymi.

Rozpuszczalność różnych substancji jest bardzo zróżnicowana i zależy od ich charakteru, interakcji cząstek substancji rozpuszczonej między sobą oraz z cząsteczkami rozpuszczalnika, a także od warunków zewnętrznych (ciśnienie, temperatura itp.)

W praktyce chemicznej najważniejsze są roztwory przygotowane na bazie ciekłego rozpuszczalnika. Ciekłe mieszaniny w chemii nazywane są po prostu roztworami. Najszerzej stosowanym rozpuszczalnikiem nieorganicznym jest woda. Roztwory z innymi rozpuszczalnikami nazywane są niewodnymi.

Roztwory mają niezwykle duże znaczenie praktyczne, zachodzi w nich wiele reakcji chemicznych, w tym zachodzących u podstaw metabolizmu organizmów żywych.

Stężenie roztworów

Ważną cechą roztworów jest ich stężenie, które wyraża względną ilość składników w roztworze. Istnieją stężenia masowe i objętościowe, wymiarowe i bezwymiarowe.

DO bezwymiarowy koncentracje (udziały) obejmują następujące koncentracje:

Udział masowy substancji rozpuszczonej W(B) wyrażone jako ułamek jednostki lub jako procent:

gdzie m(B) i m(A) to masa substancji rozpuszczonej B i masa rozpuszczalnika A.

Udział objętościowy substancji rozpuszczonej σ(B) wyraża się w ułamkach jednostki lub procentach objętościowych:

gdzie Vi to objętość składnika roztworu, V(B) to objętość rozpuszczonej substancji B. Procenty objętości nazywane są stopniami *).

*) Czasami stężenie objętościowe wyrażane jest w częściach na tysiąc (ppm, ‰) lub w częściach na milion (ppm), ppm.

Ułamek molowy rozpuszczonej substancji χ(B) wyraża się zależnością

Suma ułamków molowych k składników rozwiązania χ i jest równa jedności

DO wymiarowy stężenia obejmują następujące stężenia:

Molalność substancji rozpuszczonej C m (B) określa się na podstawie ilości substancji n(B) w 1 kg (1000 g) rozpuszczalnika, wymiar wynosi mol/kg.

Stężenie molowe substancji B w roztworze C(B) – zawartość ilości rozpuszczonej substancji B na jednostkę objętości roztworu, mol/m3 lub częściej mol/litr:

gdzie μ(B) to masa molowa B, V to objętość roztworu.

Stężenie molowe równoważników substancji B C E (B) (normalność - nieaktualna) określa się na podstawie liczby równoważników rozpuszczonej substancji na jednostkę objętości roztworu, mol/litr:

gdzie n E (B) to ilość równoważników substancji, μ E to masa molowa ekwiwalentu.

Miano roztworu substancji B( T B) określa się na podstawie masy substancji rozpuszczonej w g zawartej w 1 ml roztworu:

G/ml lub g/ml.

Stężenia masowe (ułamek masowy, procent, molal) nie zależą od temperatury; stężenia objętościowe odnoszą się do określonej temperatury.

Wszystkie substancje są zdolne do rozpuszczenia się w takim czy innym stopniu i charakteryzują się rozpuszczalnością. Niektóre substancje rozpuszczają się w sobie bez ograniczeń (woda-aceton, benzen-toluen, ciekły sód-potas). Większość związków jest trudno rozpuszczalna (woda-benzen, woda-alkohol butylowy, sól kuchenna), a wiele z nich jest słabo rozpuszczalnych lub praktycznie nierozpuszczalnych (woda-BaSO4, woda-benzyna).

Rozpuszczalność substancji w danych warunkach to jej stężenie w roztworze nasyconym. W takim roztworze osiąga się równowagę pomiędzy substancją rozpuszczoną a roztworem. W przypadku braku równowagi roztwór pozostaje stabilny, jeśli stężenie substancji rozpuszczonej jest mniejsze niż jej rozpuszczalność (roztwór nienasycony) lub niestabilny, jeśli roztwór zawiera substancję rozpuszczoną w ilości większej niż jej rozpuszczalność (roztwór przesycony).

9. Szybkość reakcji chemicznej. Równowaga chemiczna

9.2. Równowaga chemiczna i jej przemieszczenie

Większość reakcji chemicznych jest odwracalna, tj. jednocześnie przepływają zarówno w kierunku powstawania produktów, jak i w kierunku ich rozkładu (od lewej do prawej i od prawej do lewej).

Przykładowe równania reakcji dla procesów odwracalnych:

N 2 + 3H 2 ⇄ t °, p, kat. 2NH 3

2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , kat 2SO 3

H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI

Reakcje odwracalne charakteryzują się szczególnym stanem zwanym stanem równowagi chemicznej.

Równowaga chemiczna- jest to stan układu, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu zrównują się. W miarę zbliżania się do równowagi chemicznej szybkość reakcji naprzód i stężenie reagentów maleją, podczas gdy reakcja odwrotna i stężenie produktów wzrastają.

W stanie równowagi chemicznej w jednostce czasu powstaje tyle produktu, ile jest on rozkładany. Dzięki temu stężenia substancji znajdujących się w stanie równowagi chemicznej nie zmieniają się w czasie. Nie oznacza to jednak wcale, że stężenia równowagowe lub masy (objętości) wszystkich substancji są koniecznie sobie równe (patrz ryc. 9.8 i 9.9). Równowaga chemiczna to równowaga dynamiczna (mobilna), która może reagować na wpływy zewnętrzne.

Przejście układu równowagi z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się przesunięciem lub przesunięcie równowagi. W praktyce mówi się o przesunięciu równowagi w stronę produktów reakcji (w prawo) lub w stronę substancji wyjściowych (w lewo); reakcja do przodu to taka, która zachodzi od lewej do prawej, a reakcja odwrotna zachodzi od prawej do lewej. Stan równowagi pokazują dwie przeciwnie skierowane strzałki: ⇄.

Zasada przesuwania równowagi zostało sformułowane przez francuskiego naukowca Le Chateliera (1884): wpływ zewnętrzny na układ będący w równowadze prowadzi do przesunięcia tej równowagi w kierunku osłabiającym działanie wpływu zewnętrznego

Sformułujmy podstawowe zasady przesuwania równowagi.

Efekt koncentracji: gdy stężenie substancji wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę jej zużycia, a gdy maleje, w stronę jej powstawania.

Na przykład wraz ze wzrostem stężenia H2 w odwracalnej reakcji

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)

szybkość reakcji naprzód, w zależności od stężenia wodoru, wzrośnie. W rezultacie równowaga przesunie się w prawo. Wraz ze spadkiem stężenia H 2 szybkość reakcji do przodu będzie się zmniejszać, w wyniku czego równowaga procesu przesunie się w lewo.

Wpływ temperatury: Gdy temperatura wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a gdy temperatura spada, przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej.

Należy pamiętać, że wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość reakcji zarówno egzo-, jak i endotermicznej, ale reakcja endotermiczna wzrasta wielokrotnie, dla czego E a jest zawsze większe. Wraz ze spadkiem temperatury szybkość obu reakcji maleje, ale znowu większa liczba razy - endotermiczna. Wygodnie jest to zilustrować wykresem, na którym wartość prędkości jest proporcjonalna do długości strzałek, a równowaga przesuwa się w kierunku dłuższej strzałki.

Wpływ ciśnienia: Zmiana ciśnienia wpływa na stan równowagi tylko wtedy, gdy w reakcji biorą udział gazy i nawet wtedy, gdy substancja gazowa znajduje się tylko po jednej stronie równania chemicznego. Przykłady równań reakcji:

• ciśnienie wpływa na przesunięcie równowagi:

3H 2 (g) + N 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g),

CaO (tv) + CO 2 (g) ⇄ CaCO 3 (tv);

• ciśnienie nie wpływa na przesunięcie równowagi:

Cu (sv) + S (sv) = CuS (sv),

NaOH (roztwór) + HCl (roztwór) = NaCl (roztwór) + H2O (l).

Gdy ciśnienie maleje, równowaga przesuwa się w stronę powstania większej ilości chemicznej substancji gazowych, a gdy wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę powstawania mniejszej ilości chemicznej substancji gazowych. Jeżeli ilości chemiczne gazów po obu stronach równania są takie same, to ciśnienie nie wpływa na stan równowagi chemicznej:

H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl (g).

Łatwo to zrozumieć, biorąc pod uwagę, że efekt zmiany ciśnienia jest podobny do efektu zmiany stężenia: wraz ze wzrostem ciśnienia n razy stężenie wszystkich substancji w równowadze wzrasta o tę samą ilość (i odwrotnie ).

Wpływ objętości układu reakcyjnego: zmiana objętości układu reakcyjnego wiąże się ze zmianą ciśnienia i wpływa jedynie na stan równowagi reakcji z udziałem substancji gazowych. Zmniejszenie objętości oznacza wzrost ciśnienia i przesuwa równowagę w kierunku tworzenia mniejszej ilości gazów chemicznych. Wzrost objętości układu prowadzi do spadku ciśnienia i przesunięcia równowagi w kierunku powstania większej ilości chemicznej substancji gazowych.

Wprowadzenie katalizatora do układu równowagowego lub zmiana jego charakteru nie powoduje zmiany równowagi (nie zwiększa wydajności produktu), gdyż katalizator w równym stopniu przyspiesza reakcje do przodu i do tyłu. Wynika to z faktu, że katalizator w równym stopniu zmniejsza energię aktywacji procesów do przodu i do tyłu. Dlaczego więc używają katalizatora w procesach odwracalnych? Faktem jest, że zastosowanie katalizatora w procesach odwracalnych sprzyja szybkiemu osiągnięciu równowagi, a to zwiększa wydajność produkcji przemysłowej.

Konkretne przykłady wpływu różnych czynników na przesunięcie równowagi podano w tabeli. 9.1 dla reakcji syntezy amoniaku zachodzącej z wydzieleniem ciepła. Innymi słowy, reakcja naprzód jest egzotermiczna, a reakcja odwrotna jest endotermiczna.

Tabela 9.1

Wpływ różnych czynników na zmianę równowagi reakcji syntezy amoniaku

Czynnik wpływający na układ równowagi	Kierunek przesunięcia reakcji równowagowej 3 H 2 + N 2 ⇄ t, p, kat. 2 NH 3 + Q
Wzrost stężenia wodoru, s (H 2)	Równowaga przesuwa się w prawo, system reaguje zmniejszeniem c (H 2)
Spadek stężenia amoniaku, s (NH 3)↓	Równowaga przesuwa się w prawo, układ reaguje wzrostem c (NH 3)
Wzrost stężenia amoniaku, s (NH 3)	Równowaga przesuwa się w lewo, system reaguje zmniejszeniem c (NH 3)
Spadek stężenia azotu, s (N 2)↓	Równowaga przesuwa się w lewo, system reaguje zwiększeniem c (N 2)
Kompresja (zmniejszenie objętości, wzrost ciśnienia)	Równowaga przesuwa się w prawo, w kierunku zmniejszania się objętości gazów
Ekspansja (wzrost objętości, spadek ciśnienia)	Równowaga przesuwa się w lewo, w stronę rosnącej objętości gazu
Zwiększone ciśnienie	Równowaga przesuwa się w prawo, w kierunku mniejszej objętości gazu
Obniżone ciśnienie	Równowaga przesuwa się w lewo, w kierunku większej objętości gazów
Wzrost temperatury	Równowaga przesuwa się w lewo, w kierunku reakcji endotermicznej
Spadek temperatury	Równowaga przesuwa się w prawo, w kierunku reakcji egzotermicznej
Dodanie katalizatora	Bilans się nie zmienia

Przykład 9.3. W stanie równowagi procesowej

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

stężenia substancji (mol/dm 3) SO 2, O 2 i SO 3 wynoszą odpowiednio 0,6, 0,4 i 0,2. Znajdź początkowe stężenia SO 2 i O 2 (początkowe stężenie SO 3 wynosi zero).

Rozwiązanie. Dlatego podczas reakcji zużywane są SO2 i O2

c na zewnątrz (SO 2) = c równe (SO 2) + c na zewnątrz (SO 2),

c na zewnątrz (O 2) = c równe (O 2) + c na zewnątrz (O 2).

Wartość c wydatkowanego określa się za pomocą c (SO 3):

x = 0,2 mola/dm3.

cout (SO 2) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (mol/dm 3).

y = 0,1 mol/dm3.

cout (O 2) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (mol/dm 3).

Odpowiedź: 0,8 mol/dm 3 SO 2; 0,5 mol/dm 3 O 2.

Podczas wykonywania zadań egzaminacyjnych często mylony jest wpływ różnych czynników z jednej strony na szybkość reakcji, a z drugiej na przesunięcie równowagi chemicznej.

Dla procesu odwracalnego

wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość reakcji zarówno do przodu, jak i do tyłu; wraz ze spadkiem temperatury maleje szybkość reakcji zarówno do przodu, jak i do tyłu;

wraz ze wzrostem ciśnienia wzrasta szybkość wszystkich reakcji zachodzących z udziałem gazów, zarówno bezpośrednich, jak i odwrotnych. Wraz ze spadkiem ciśnienia maleje szybkość wszystkich reakcji zachodzących z udziałem gazów, zarówno bezpośrednich, jak i odwrotnych;

wprowadzenie katalizatora do układu lub zastąpienie go innym katalizatorem nie powoduje zmiany równowagi.

Przykład 9.4. Zachodzi proces odwracalny, opisany równaniem

N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g) + Q

Zastanów się, które czynniki: 1) zwiększają szybkość syntezy reakcji amoniaku; 2) przesuń wagę w prawo:

a) spadek temperatury;

b) wzrost ciśnienia;

c) spadek stężenia NH3;

d) zastosowanie katalizatora;

e) wzrost stężenia N2.

Rozwiązanie. Czynniki b), d) i e) zwiększają szybkość reakcji syntezy amoniaku (a także wzrost temperatury, zwiększenie stężenia H 2); przesuń wagę w prawo - a), b), c), e).

Odpowiedź: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.

Przykład 9.5. Poniżej znajduje się diagram energetyczny reakcji odwracalnej

Wypisz wszystkie prawdziwe stwierdzenia:

a) reakcja odwrotna przebiega szybciej niż reakcja bezpośrednia;

b) wraz ze wzrostem temperatury szybkość reakcji odwrotnej wzrasta więcej razy niż reakcja bezpośrednia;

c) zachodzi bezpośrednia reakcja z absorpcją ciepła;

d) współczynnik temperaturowy γ jest większy dla reakcji odwrotnej.

Rozwiązanie.

a) Stwierdzenie jest poprawne, gdyż E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) jest mniejsze niż E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).

b) Twierdzenie jest błędne, szybkość reakcji bezpośredniej, dla której E a jest większe, zwiększa się większą liczbę razy.

c) Stwierdzenie jest poprawne, Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).

d) Twierdzenie jest błędne, γ jest większe dla reakcji bezpośredniej, w którym to przypadku E a jest większe.

Odpowiedź: a), c).

Główny artykuł: Zasada Le Chateliera-Browna

Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia. Wpływ tych czynników na reakcję chemiczną jest zgodny ze schematem, który w sposób ogólny wyraził w 1885 roku francuski naukowiec Le Chatelier.

Czynniki wpływające na równowagę chemiczną:

1) temperatura

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej (absorpcji), a gdy maleje, w stronę reakcji egzotermicznej (uwalniania).

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) ciśnienie

Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna przesuwa się w stronę mniejszej objętości substancji, a wraz ze spadkiem ciśnienia w stronę większej objętości. Zasada ta dotyczy tylko gazów, tj. Jeśli w reakcji biorą udział ciała stałe, nie są one brane pod uwagę.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) stężenie substancji wyjściowych i produktów reakcji

Wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga chemiczna przesuwa się w stronę produktów reakcji, a wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji w stronę substancji wyjściowych.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalizatory nie wpływają na zmianę równowagi chemicznej!

Podstawowe ilościowe charakterystyki równowagi chemicznej: stała równowagi chemicznej, stopień przemiany, stopień dysocjacji, wydajność równowagi. Wyjaśnij znaczenie tych wielkości na przykładzie konkretnych reakcji chemicznych.

W termodynamice chemicznej prawo działania mas wiąże aktywności równowagowe substancji wyjściowych i produktów reakcji zgodnie z zależnością:

Aktywność substancji. Zamiast aktywności można zastosować stężenie (w przypadku reakcji w roztworze idealnym), ciśnienia cząstkowe (reakcja w mieszaninie gazów doskonałych), lotność (reakcja w mieszaninie gazów rzeczywistych);

Współczynnik stechiometryczny (ujemny dla substancji wyjściowych, dodatni dla produktów);

Stała równowagi chemicznej. Indeks dolny „a” oznacza tutaj użycie wartości aktywności we wzorze.

Skuteczność reakcji zwykle ocenia się poprzez obliczenie wydajności produktu reakcji (sekcja 5.11). Jednocześnie efektywność reakcji można również ocenić określając, jaka część najważniejszej (zwykle najdroższej) substancji została przekształcona w docelowy produkt reakcji, np. jaka część SO 2 została przekształcona w SO 3 podczas produkcji kwasu siarkowego, czyli znaleźć stopień konwersji substancja oryginalna.

Niech krótki schemat zachodzącej reakcji

Następnie stopień przemiany substancji A w substancję B (A) określa się za pomocą następującego równania

Gdzie N proreact (A) – ilość substancji odczynnika A, która przereagowała tworząc produkt B, oraz N początkowa (A) – początkowa ilość odczynnika A.

Naturalnie stopień przekształcenia można wyrazić nie tylko ilością substancji, ale także dowolnymi proporcjonalnymi do niej wielkościami: liczbą cząsteczek (jednostek wzoru), masą, objętością.

Jeżeli odczynnika A brakuje i można pominąć utratę produktu B, wówczas stopień przemiany odczynnika A jest zwykle równy wydajności produktu B

Wyjątkiem są reakcje, w których substancja wyjściowa jest oczywiście zużywana, tworząc kilka produktów. Na przykład w reakcji

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O

chlor (odczynnik) przekształca się w równym stopniu w chlorek potasu i podchloryn potasu. W tej reakcji, nawet przy 100% wydajności KClO, stopień przekształcenia chloru w niego wynosi 50%.

Znana ilość – stopień protolizy (sekcja 12.4) – jest szczególnym przypadkiem stopnia konwersji:

W ramach TED podobne wielkości nazywane są stopień dysocjacji kwasy lub zasady (określane również jako stopień protolizy). Stopień dysocjacji jest powiązany ze stałą dysocjacji zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.

W ramach tej samej teorii równowaga hydrolizy charakteryzuje się stopień hydrolizy (H) i stosuje się następujące wyrażenia odnoszące je do początkowego stężenia substancji ( Z) i stałe dysocjacji słabych kwasów (K HA) i słabych zasad powstających podczas hydrolizy ( K MOH):

Pierwsze wyrażenie dotyczy hydrolizy soli słabego kwasu, drugie - soli słabej zasady, a trzecie - soli słabego kwasu i słabej zasady. Wszystkie te wyrażenia można stosować tylko w przypadku rozcieńczonych roztworów o stopniu hydrolizy nie większym niż 0,05 (5%).

Zwykle wydajność równowagi jest określona przez znaną stałą równowagi, z którą jest ona powiązana w każdym konkretnym przypadku pewnym stosunkiem.

Wydajność produktu można zmieniać poprzez przesuwanie równowagi reakcji w procesach odwracalnych, pod wpływem takich czynników jak temperatura, ciśnienie, stężenie.

Zgodnie z zasadą Le Chateliera, podczas prostych reakcji równowagowy stopień przemiany wzrasta wraz ze wzrostem ciśnienia, a w pozostałych przypadkach objętość mieszaniny reakcyjnej nie zmienia się, a wydajność produktu nie zależy od ciśnienia.

Wpływ temperatury na wydajność równowagi, a także na stałą równowagi, określa znak efektu termicznego reakcji.

Dla pełniejszej oceny procesów odwracalnych stosuje się tzw. uzysk z teoretycznego (wydajność z równowagi), równy stosunkowi faktycznie otrzymanego produktu do ilości, która zostałaby uzyskana w stanie równowagi.

Dysocjacja termiczna, substancja chemiczna

reakcja odwracalnego rozkładu substancji spowodowana wzrostem temperatury.

W przypadku Etc. z jednej substancji powstaje kilka (2H2H+ OCaO + CO) lub jedna prostsza substancja

Równowaga itp. ustalana jest zgodnie z prawem działania mas. To

można scharakteryzować albo stałą równowagi, albo stopniem dysocjacji

(stosunek liczby rozpadających się cząsteczek do całkowitej liczby cząsteczek). W

W większości przypadków itp. towarzyszy absorpcja ciepła (wzrost

entalpia

DN>0); zatem zgodnie z zasadą Le Chateliera-Browna

ogrzewanie go wzmacnia, określa się stopień przemieszczenia itp. wraz z temperaturą

wartość bezwzględna DN. Ciśnienie zakłóca itp., Im silniej, tym większe

zmiana (wzrost) liczby moli (Di) substancji gazowych

stopień dysocjacji nie zależy od ciśnienia. Jeśli ciała stałe nie są

tworzą roztwory stałe i nie są w stanie silnie rozproszonym,

wówczas ciśnienie itp. jest jednoznacznie określane przez temperaturę. Aby wdrożyć T.

d. ciała stałe (tlenki, krystaliczne hydraty itp.)

Ważne jest, aby wiedzieć

temperatura, w której ciśnienie dysocjacji staje się równe zewnętrznemu (w szczególności

ciśnienie atmosferyczne. Ponieważ uwolniony gaz może pokonać

ciśnieniem otoczenia, a następnie po osiągnięciu tej temperatury następuje proces rozkładu

natychmiast się nasila.

Zależność stopnia dysocjacji od temperatury: stopień dysocjacji rośnie wraz ze wzrostem temperatury (wzrost temperatury prowadzi do wzrostu energii kinetycznej rozpuszczonych cząstek, co sprzyja rozpadowi cząsteczek na jony)

Stopień konwersji substancji wyjściowych i wydajność równowagowa produktu. Metody ich obliczania w zadanej temperaturze. Jakie dane są do tego potrzebne? Podaj schemat obliczania dowolnej z tych ilościowych cech równowagi chemicznej na dowolnym przykładzie.

Stopień konwersji to ilość przereagowanego odczynnika podzielona przez jego pierwotną ilość. Dla najprostszej reakcji, gdzie jest to stężenie na wlocie do reaktora lub na początku procesu okresowego, jest to stężenie na wylocie z reaktora lub bieżący moment procesu okresowego. W przypadku dobrowolnej odpowiedzi, np. , zgodnie z definicją, wzór obliczeniowy jest taki sam: . Jeżeli w reakcji bierze udział kilka odczynników, to stopień konwersji można obliczyć dla każdego z nich, np. dla reakcji Zależność stopnia przemiany od czasu reakcji określa się na podstawie zmiany stężenia odczynnika w czasie. W początkowej chwili, gdy nic się nie zmieniło, stopień transformacji wynosi zero. Następnie w miarę przekształcania odczynnika stopień konwersji wzrasta. W przypadku reakcji nieodwracalnej, gdy nic nie stoi na przeszkodzie całkowitemu zużyciu odczynnika, jego wartość dąży (ryc. 1) do jedności (100%). Rys. 1 Im większe zużycie odczynnika, określone wartością stałej szybkości, tym szybciej narasta stopień konwersji, jak pokazano na rysunku. Jeśli reakcja jest odwracalna, to w miarę jak reakcja dąży do równowagi, stopień konwersji dąży do wartości równowagi, której wartość zależy od stosunku stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu (do stałej równowagi) (ryc. 2). Rys. 2 Wydajność produktu docelowego Wydajność produktu to ilość faktycznie otrzymanego produktu docelowego podzielona przez ilość tego produktu, która zostałaby otrzymana, gdyby cały odczynnik przeszedł do tego produktu (do maksymalnej możliwej ilości otrzymany produkt). Lub (poprzez odczynnik): ilość odczynnika faktycznie przekształcona w produkt docelowy podzielona przez początkową ilość odczynnika. W przypadku najprostszej reakcji wydajność wynosi , i pamiętając, że w przypadku tej reakcji , tj. W przypadku najprostszej reakcji wydajność i stopień konwersji mają tę samą wartość. Jeżeli przemiana następuje ze zmianą np. ilości substancji, to zgodnie z definicją w obliczonym wyrażeniu należy uwzględnić współczynnik stechiometryczny. Zgodnie z pierwszą definicją, urojona ilość produktu otrzymana z całej początkowej ilości odczynnika będzie dla tej reakcji dwukrotnie mniejsza od początkowej ilości odczynnika, tj. oraz wzór obliczeniowy. Zgodnie z drugą definicją, ilość odczynnika faktycznie przeniesiona do docelowego produktu będzie dwukrotnie większa niż ten produkt powstał, tj. , to wzór obliczeniowy to . Oczywiście oba wyrażenia są takie same. Dla bardziej złożonej reakcji wzory obliczeniowe zapisuje się dokładnie w ten sam sposób, zgodnie z definicją, z tym że w tym przypadku wydajność nie jest już równa stopniowi konwersji. Na przykład dla reakcji . Jeśli w reakcji bierze udział kilka reagentów, wydajność można obliczyć dla każdego z nich, jeśli jest także kilka produktów docelowych, wówczas wydajność można obliczyć dla dowolnego produktu docelowego dla dowolnego odczynnika. Jak widać ze struktury wzoru obliczeniowego (mianownik zawiera wartość stałą), zależność wydajności od czasu reakcji wyznaczana jest przez zależność stężenia docelowego produktu od czasu. Na przykład dla reakcji zależność ta wygląda jak na rys. 3. Ryc.3

Stopień konwersji jako ilościowa cecha równowagi chemicznej. Jak wzrost całkowitego ciśnienia i temperatury wpłynie na stopień konwersji odczynnika ... w reakcji w fazie gazowej: ( podane jest równanie)? Uzasadnij swoją odpowiedź i zastosuj odpowiednie wyrażenia matematyczne.