reverzibilita chemikálií. reakcie. Chemická rovnováha a podmienky jej vytesňovania, praktická aplikácia.

Všetky chemické reakcie možno rozdeliť na reverzibilné a nevratné.

Reverzibilné reakcie nie sú dokončené: pri reverzibilnej reakcii sa žiadna z reaktantov úplne nespotrebuje. Reverzibilná reakcia môže prebiehať v smere dopredu aj dozadu. Reverzibilné chemické reakcie sa zapisujú ako jedna chemická rovnica so znamienkom zvratnosti: .

Reakcia smerujúca zľava doprava sa nazýva rovno reakcia a sprava doľava - obrátene .

Väčšina chemických reakcií je reverzibilná. Napríklad reverzibilná reakcia je interakcia vodíka s parami jódu:

Spočiatku, keď sú východiskové materiály zmiešané, rýchlosť priamej reakcie je vysoká a rýchlosť spätnej reakcie je nulová. Ako reakcia pokračuje, východiskové látky sa spotrebúvajú a ich koncentrácie klesajú. V dôsledku toho sa rýchlosť doprednej reakcie znižuje. Súčasne sa objavujú reakčné produkty a zvyšuje sa ich koncentrácia. Preto začne prebiehať spätná reakcia a jej rýchlosť sa postupne zvyšuje. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zhoduje, chemická bilancia.

Stav chemickej rovnováhy ovplyvňuje: 1) koncentrácia látok

2) teplota

3) tlak

Keď sa jeden z týchto parametrov zmení, chemická rovnováha sa naruší a koncentrácie všetkých reaktantov sa budú meniť, až kým sa nevytvorí nová rovnováha. Takýto prechod systému z jedného stavu do druhého sa nazýva posun. Smer posunu chemickej rovnováhy je určený princípom

Le Chatelier: Ak dôjde k akémukoľvek účinku na systém, ktorý je v chemickej rovnováhe, potom sa v dôsledku procesov v ňom vyskytujúcich sa rovnováha posunie takým smerom, že sa účinok zníži.. Napríklad, keď sa do systému zavedie jedna z látok zúčastňujúcich sa reakcie, rovnováha sa posunie smerom k spotrebe tejto látky. Keď tlak stúpa, posúva sa tak, že tlak v systéme klesá. Keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii, teplota v systéme klesá.

Ireverzibilné reakcie sú tie, ktoré sa dokončia. – až do úplného spotrebovania jedného z reaktantov. Podmienky nezvratnosti chemických reakcií:

	|	ďalšia prednáška ==>
Typy chemickej väzby: iónová, kovová, kovalentná (polárna, nepolárna), vodíková.	|

Všetky chemické reakcie sú v zásade reverzibilné.
To znamená, že v reakčnej zmesi prebieha interakcia reaktantov aj interakcia produktov. V tomto zmysle je rozdiel medzi reaktantmi a produktmi ľubovoľný. Smer chemickej reakcie je určený podmienkami jej uskutočnenia (teplota, tlak, koncentrácia látok).
Mnohé reakcie majú jeden prevládajúci smer a na uskutočnenie takýchto reakcií v opačnom smere sú potrebné extrémne podmienky. Pri takýchto reakciách nastáva takmer úplná premena reaktantov na produkty.

Príklad. Železo a síra pri miernom zahrievaní navzájom reagujú za vzniku sulfidu železnatého, FeS je za takýchto podmienok stabilný a prakticky sa nerozkladá na železo a síru:

Pri 200 atm a 400 °C sa dosiahne maximálny a rovný 36 % (objemovo) obsah NH3 v reakčnej zmesi. S ďalším zvýšením teploty v dôsledku zvýšeného prietoku reverznej reakcie objemový podiel amoniaku v zmesi klesá.
Dopredné a spätné reakcie prebiehajú súčasne v opačných smeroch.

Pri všetkých reverzibilných reakciách sa rýchlosť doprednej reakcie znižuje a rýchlosť spätnej reakcie sa zvyšuje, až kým sa obe rýchlosti nezrovnajú a nenastane rovnovážny stav.

V rovnovážnom stave sa rýchlosť priamych a spätných reakcií rovná.

PRINCÍP LE CHATELIER.POSUN CHEMICKEJ ROVNOVÁHY.

Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teplota, tlak a koncentrácia. Vplyv týchto faktorov na chemickú reakciu podlieha vzoru, ktorý vo všeobecnosti vyjadril v roku 1884 francúzsky vedec Le Chatelier. Moderná formulácia Le Chatelierovho princípu je nasledovná:

1. Vplyv teploty. V každej reverzibilnej reakcii jeden zo smerov zodpovedá exotermickému procesu a druhý endotermickému.

2. Vplyv tlaku. Pri všetkých reakciách plynných látok, sprevádzaných zmenou objemu v dôsledku zmeny množstva látky pri prechode od východiskových látok k produktom, tlak v systéme ovplyvňuje rovnovážnu polohu.
Vplyv tlaku na rovnovážnu polohu sa riadi nasledujúcimi pravidlami:

Pri prechode z východiskových látok na produkty sa teda objem plynov znížil o polovicu. To znamená, že so zvýšením tlaku sa rovnováha posunie smerom k tvorbe NH3, čo dokazujú nasledujúce údaje pre reakciu syntézy amoniaku pri 400 °C:

3. Vplyv koncentrácie. Vplyv koncentrácie na rovnovážny stav sa riadi nasledujúcimi pravidlami:

Stav, v ktorom sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké, sa nazýva chemická rovnováha. Reverzibilná reakčná rovnica vo všeobecnom tvare:

Dopredná rýchlosť reakcie v 1 =k 1 [A] m [B] n, rýchlosť reverznej reakcie v 2 =k 2 [С] p [D] q , kde v hranatých zátvorkách sú rovnovážne koncentrácie. Podľa definície v chemickej rovnováhe v 1 =v 2, odkiaľ

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

kde Kc je chemická rovnovážna konštanta vyjadrená ako molárne koncentrácie. Vyššie uvedené matematické vyjadrenie sa často nazýva zákon hmotnostného pôsobenia pre reverzibilnú chemickú reakciu: pomer súčinu rovnovážnych koncentrácií produktov reakcie k súčinu rovnovážnych koncentrácií východiskových látok.

Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teplota, tlak a koncentrácia. Vplyv týchto faktorov na chemickú reakciu podlieha vzoru, ktorý vo všeobecnosti vyjadril v roku 1884 francúzsky vedec Le Chatelier. Moderná formulácia Le Chatelierovho princípu je nasledovná:

Ak na systém, ktorý je v rovnovážnom stave, pôsobí vonkajší vplyv, potom sa systém presunie do iného stavu takým spôsobom, aby sa zmenšil vplyv vonkajšieho vplyvu.

Faktory ovplyvňujúce chemickú rovnováhu.

1. Vplyv teploty. V každej reverzibilnej reakcii jeden zo smerov zodpovedá exotermickému procesu a druhý endotermickému.

So stúpajúcou teplotou sa chemická rovnováha posúva v smere endotermickej reakcie a pri znižovaní teploty v smere exotermickej reakcie.

2. Vplyv tlaku. Pri všetkých reakciách plynných látok, sprevádzaných zmenou objemu v dôsledku zmeny látkového množstva pri prechode z východiskových látok na produkty, je rovnovážna poloha ovplyvnená tlakom v systéme.
Vplyv tlaku na rovnovážnu polohu sa riadi nasledujúcimi pravidlami:

So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva v smere tvorby látok (počiatočných alebo produktov) s menším objemom.

3. Vplyv koncentrácie. Vplyv koncentrácie na rovnovážny stav sa riadi nasledujúcimi pravidlami:

So zvýšením koncentrácie jednej z východiskových látok sa rovnováha posunie v smere tvorby reakčných produktov;
so zvýšením koncentrácie jedného z reakčných produktov sa rovnováha posúva v smere tvorby východiskových látok.

Otázky na sebaovládanie:

1. Aká je rýchlosť chemickej reakcie a od akých faktorov závisí? Od akých faktorov závisí rýchlostná konštanta?

2. Napíšte rovnicu pre rýchlosť reakcie tvorby vody z vodíka a kyslíka a ukážte, ako sa rýchlosť zmení, ak sa koncentrácia vodíka strojnásobí.

3. Ako sa mení rýchlosť reakcie v čase? Aké reakcie sa nazývajú reverzibilné? Aký je stav chemickej rovnováhy? Čo sa nazýva rovnovážna konštanta, od akých faktorov závisí?

4. Aké vonkajšie vplyvy môžu narušiť chemickú rovnováhu? Ktorým smerom sa posunie rovnováha pri zmene teploty? Tlak?

5. Ako možno vratnú reakciu posunúť určitým smerom a dokončiť?

Prednáška č.12 (problém)

Riešenia

Cieľ: Uveďte kvalitatívne závery o rozpustnosti látok a kvantitatívne hodnotenie rozpustnosti.

Kľúčové slová: Roztoky - homogénne a heterogénne, pravé a koloidné; rozpustnosť látok; koncentrácia roztokov; roztoky neelektroylov; zákony Raoulta a van't Hoffa.

Plán.

1. Klasifikácia riešení.

2. Koncentrácia roztokov.

3. Roztoky neelektrolytov. Raoultove zákony.

Klasifikácia riešení

Roztoky sú homogénne (jednofázové) systémy premenlivého zloženia, pozostávajúce z dvoch alebo viacerých látok (zložiek).

Podľa povahy stavu agregácie môžu byť roztoky plynné, kvapalné a tuhé. Zvyčajne sa za rozpúšťadlo považuje zložka, ktorá je za daných podmienok v rovnakom stave agregácie ako výsledný roztok, zvyšné zložky roztoku sú rozpustené látky. V prípade rovnakého súhrnného stavu zložiek je rozpúšťadlo zložkou, ktorá prevláda v roztoku.

V závislosti od veľkosti častíc sa roztoky delia na pravé a koloidné. V pravých roztokoch (často označovaných jednoducho ako roztoky) je rozpustená látka dispergovaná na atómovú alebo molekulárnu úroveň, častice rozpustenej látky nie sú viditeľné ani vizuálne, ani pod mikroskopom, voľne sa pohybujú v prostredí rozpúšťadla. Skutočné riešenia sú termodynamicky stabilné systémy, nekonečne stabilné v čase.

Hnacou silou tvorby roztokov sú faktory entropie a entalpie. Pri rozpúšťaní plynov v kvapaline entropia vždy klesá ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Čím silnejšia je interakcia medzi rozpustenou látkou a rozpúšťadlom, tým väčšia je úloha faktora entalpie pri tvorbe roztokov. Znamienko zmeny entalpie rozpúšťania je určené znamienkom súčtu všetkých tepelných účinkov procesov sprevádzajúcich rozpúšťanie, z ktorých hlavný príspevok má deštrukcia kryštálovej mriežky na voľné ióny (ΔH > 0) a interakcia vytvorených iónov s molekulami rozpúšťadla (solvatácia, 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.

Koncentrácia nasýteného roztoku je určená rozpustnosťou látky pri danej teplote. Roztoky s nižšou koncentráciou sa nazývajú nenasýtené.

Rozpustnosť rôznych látok sa značne líši a závisí od ich povahy, interakcie častíc rozpustenej látky medzi sebou navzájom a s molekulami rozpúšťadla, ako aj od vonkajších podmienok (tlak, teplota atď.)

V chemickej praxi sú najdôležitejšie roztoky pripravené na báze kvapalného rozpúšťadla. Práve kvapalné zmesi sa v chémii jednoducho nazývajú roztoky. Najpoužívanejším anorganickým rozpúšťadlom je voda. Roztoky s inými rozpúšťadlami sa nazývajú nevodné.

Roztoky majú mimoriadne veľký praktický význam, prebiehajú v nich mnohé chemické reakcie, vrátane tých, ktoré sú základom metabolizmu v živých organizmoch.

Koncentrácia roztoku

Dôležitou charakteristikou roztokov je ich koncentrácia, ktorá vyjadruje pomerné množstvo zložiek v roztoku. Existujú hmotnostné a objemové koncentrácie, rozmerové a bezrozmerné.

Komu bezrozmerný koncentrácie (podiely) zahŕňajú tieto koncentrácie:

Hmotnostný zlomok rozpustenej látky W(B) vyjadrené ako zlomok jednotky alebo ako percento:

kde m(B) a m(A) sú hmotnosť rozpustenej látky B a hmotnosť rozpúšťadla A.

Objemový podiel rozpustenej látky σ(B) je vyjadrený v zlomkoch jednotky alebo objemových percent:

kde V i je objem zložky roztoku, V(B) je objem rozpustenej látky B. Objemové percentá sa nazývajú stupne *) .

*) Niekedy sa objemová koncentrácia vyjadruje v tisícinách (ppm, ‰) alebo v dieloch na milión (ppm), ppm.

Molárny zlomok rozpustenej látky χ(B) je vyjadrený vzťahom

Súčet mólových zlomkov k zložiek roztoku χ i sa rovná jednej

Komu rozmerový koncentrácie zahŕňajú nasledujúce koncentrácie:

Molalita rozpustenej látky C m (B) je určená množstvom látky n(B) v 1 kg (1000 g) rozpúšťadla, jednotkou je mol/kg.

Molárna koncentrácia látky B v roztoku C(B) - obsah množstva rozpustenej látky B na jednotku objemu roztoku, mol/m 3 alebo častejšie mol/liter:

kde μ(B) je molárna hmotnosť B, V je objem roztoku.

Molárne koncentračné ekvivalenty látky B C E (B) (normalita - zastarané.) je určená počtom ekvivalentov rozpustenej látky na jednotku objemu roztoku, mol / liter:

kde n E (B) je množstvo látkových ekvivalentov, μ E je molárna hmotnosť ekvivalentu.

Titer roztoku látky B( T B) sa určuje podľa hmotnosti rozpustenej látky vg obsiahnutej v 1 ml roztoku:

g/ml alebo g/ml.

Hmotnostné koncentrácie (hmotnostný zlomok, percento, molál) nezávisia od teploty; objemové koncentrácie sa vzťahujú na konkrétnu teplotu.

Všetky látky sú do určitej miery schopné rozpustnosti a vyznačujú sa rozpustnosťou. Niektoré látky sú navzájom nekonečne rozpustné (voda-acetón, benzén-toluén, tekutý sodík-draslík). Väčšina zlúčenín je ťažko rozpustná (voda-benzén, voda-butylalkohol, vodná kuchynská soľ) a mnohé sú málo rozpustné alebo prakticky nerozpustné (voda-BaSO 4, voda-benzín).

Rozpustnosť látky za daných podmienok je jej koncentrácia v nasýtenom roztoku. V takomto roztoku sa dosiahne rovnováha medzi rozpustenou látkou a roztokom. V neprítomnosti rovnováhy zostáva roztok stabilný, ak je koncentrácia rozpustenej látky nižšia ako jej rozpustnosť (nenasýtený roztok), alebo nestabilný, ak roztok obsahuje látky väčšie ako je jeho rozpustnosť (presýtený roztok).

9. Rýchlosť chemickej reakcie. Chemická rovnováha

9.2. Chemická rovnováha a jej posun

Väčšina chemických reakcií je reverzibilná, t.j. prúdi súčasne v smere tvorby produktov aj v smere ich rozpadu (zľava doprava a sprava doľava).

Príklady reakčných rovníc pre reverzibilné procesy:

N2 + 3H2° t°, p, kat. 2NH3

2SO 2 + O 2 ⇄ t °, p, kat. 2SO 3

H2 + I2 ° t ° 2HI

Reverzibilné reakcie sa vyznačujú zvláštnym stavom, ktorý sa nazýva stav chemickej rovnováhy.

Chemická rovnováha Toto je stav systému, v ktorom sú rýchlosti doprednej a spätnej reakcie rovnaké. Pri pohybe smerom k chemickej rovnováhe sa rýchlosť priamej reakcie a koncentrácia reaktantov znižuje, zatiaľ čo spätná reakcia a koncentrácia produktov sa zvyšujú.

V stave chemickej rovnováhy sa za jednotku času vytvorí toľko produktu, koľko sa rozpadne. V dôsledku toho sa koncentrácie látok v stave chemickej rovnováhy v priebehu času nemenia. To však vôbec neznamená, že rovnovážne koncentrácie alebo hmotnosti (objemy) všetkých látok sú nevyhnutne navzájom rovnaké (pozri obr. 9.8 a 9.9). Chemická rovnováha je dynamická (pohyblivá) rovnováha, ktorá môže reagovať na vonkajšie vplyvy.

Prechod rovnovážneho systému z jedného rovnovážneho stavu do druhého sa nazýva posun resp posun rovnováhy. V praxi sa hovorí o posune rovnováhy smerom k produktom reakcie (doprava) alebo k východiskovým látkam (doľava); Priama reakcia sa nazýva reakcia prebiehajúca zľava doprava a spätná reakcia sa nazýva sprava doľava. Rovnovážny stav je znázornený dvoma protiľahlými šípkami: ⇄.

Princíp posunu rovnováhy sformuloval francúzsky vedec Le Chatelier (1884): vonkajší vplyv na systém v rovnováhe vedie k posunu tejto rovnováhy smerom, ktorý oslabuje účinok vonkajšieho vplyvu

Sformulujme základné pravidlá pre posun rovnováhy.

Vplyv koncentrácie: so zvýšením koncentrácie látky sa rovnováha posúva smerom k jej spotrebe a s poklesom - k jej tvorbe.

Napríklad so zvýšením koncentrácie H 2 pri reverzibilnej reakcii

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)

rýchlosť priamej reakcie, ktorá závisí od koncentrácie vodíka, sa zvýši. V dôsledku toho sa rovnováha posunie doprava. S poklesom koncentrácie H2 sa rýchlosť priamej reakcie zníži, v dôsledku čoho sa rovnováha procesu posunie doľava.

Vplyv teploty: keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii a keď klesá, posúva sa smerom k exotermickej reakcii.

Je dôležité si uvedomiť, že s nárastom teploty sa rýchlosť exo- aj endotermických reakcií zvyšuje, ale vo väčšom počte prípadov - endotermická reakcia, pre ktorú je E a vždy väčšie. S poklesom teploty sa rýchlosť oboch reakcií znižuje, ale opäť vo väčšom počte - endotermických. Je vhodné ilustrovať to, čo bolo povedané, diagramom, v ktorom je hodnota rýchlosti úmerná dĺžke šípok a rovnováha je posunutá v smere dlhšej šípky.

Vplyv tlaku: zmena tlaku ovplyvňuje rovnovážny stav len vtedy, keď sú do reakcie zapojené plyny, a to aj vtedy, keď je plynná látka len v jednej časti chemickej rovnice. Príklady reakčných rovníc:

• tlak ovplyvňuje posun rovnováhy:

3H2 (g) + N2 (g) ⇄ 2NH3 (g),

CaO (tv) + CO2 (g) ⇄ CaC03 (tv);

• tlak neovplyvňuje posun rovnováhy:

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

NaOH (roztok) + HCl (roztok) = NaCl (roztok) + H20 (1).

S poklesom tlaku sa rovnováha posúva smerom k tvorbe väčšieho chemického množstva plynných látok a so zvýšením k tvorbe menšieho chemického množstva plynných látok. Ak sú chemické množstvá plynov v oboch častiach rovnice rovnaké, potom tlak neovplyvňuje stav chemickej rovnováhy:

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

To, čo bolo povedané, je ľahko pochopiteľné, pretože účinok zmeny tlaku je podobný účinku zmeny koncentrácie: so zvýšením tlaku o n-krát sa koncentrácia všetkých látok v rovnováhe zvýši o rovnakú hodnotu. (a naopak).

Vplyv objemu reakčného systému: zmena objemu reakčného systému je spojená so zmenou tlaku a ovplyvňuje len rovnovážny stav reakcií s plynnými látkami. Zníženie objemu znamená zvýšenie tlaku a posunie rovnováhu smerom k tvorbe menšieho chemického množstva plynov. Zväčšenie objemu sústavy vedie k zníženiu tlaku a posunu rovnováhy smerom k tvorbe väčšieho chemického množstva plynných látok.

Zavedenie katalyzátora do rovnovážneho systému alebo zmena jeho povahy neposúva rovnováhu (nezvyšuje výťažok produktu), pretože katalyzátor rovnako urýchľuje priame aj spätné reakcie. Je to spôsobené tým, že katalyzátor rovnako znižuje aktivačnú energiu priamych a reverzných procesov. Prečo potom používať katalyzátor pri reverzibilných procesoch? Faktom je, že použitie katalyzátora v reverzibilných procesoch prispieva k rýchlemu nástupu rovnováhy, a to zvyšuje efektivitu priemyselnej výroby.

Konkrétne príklady vplyvu rôznych faktorov na posun rovnováhy sú uvedené v tabuľke. 9.1 pre reakciu syntézy amoniaku prebiehajúcu s uvoľňovaním tepla. Inými slovami, dopredná reakcia je exotermická a spätná reakcia je endotermická.

Tabuľka 9.1

Vplyv rôznych faktorov na rovnovážny posun v reakcii syntézy amoniaku

Faktor vplyvu na rovnovážny systém	Smer posunu rovnováhy reakcie 3 H 2 + N 2 ⇄ t, p, kat 2 NH 3 + Q
Zvýšenie koncentrácie vodíka, s (H 2)	Rovnováha sa posúva doprava, systém reaguje poklesom c (H 2)
Pokles koncentrácie amoniaku, s (NH 3) ↓	Rovnováha sa posúva doprava, systém reaguje zvýšením c (NH 3)
Zvýšenie koncentrácie amoniaku, s (NH 3)	Rovnováha sa posúva doľava, systém reaguje poklesom c (NH 3)
Pokles koncentrácie dusíka, s (N 2)↓	Rovnováha sa posúva doľava, systém reaguje zvýšením c (N 2)
Kompresia (zníženie objemu, zvýšenie tlaku)	Rovnováha sa posúva doprava, v smere zmenšovania objemu plynov
Expanzia (zvýšenie objemu, zníženie tlaku)	Rovnováha sa posúva doľava v smere zväčšujúceho sa objemu plynu
Zvyšujúci sa tlak	Rovnováha sa posúva doprava, smerom k menšiemu objemu plynu
pokles tlaku	Rovnováha sa posúva doľava smerom k viacerým plynom
Nárast teploty	Rovnováha sa posúva doľava smerom k endotermickej reakcii
Pokles teploty	Rovnováha sa posúva doprava, smerom k exotermickej reakcii
Injekcia katalyzátora	Rovnováha sa nemení

Príklad 9.3. V procesnej rovnováhe

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

koncentrácie látok (mol / dm 3) SO 2, O 2 a SO 3 sú 0,6, 0,4 a 0,2. Nájdite počiatočné koncentrácie SO 2 a O 2 (počiatočná koncentrácia SO 3 je nulová).

Riešenie. Počas reakcie sa teda spotrebúvajú S02 a O2

c ref (SO 2) \u003d c sa rovná (SO 2) + c odpad (SO 2),

cref (02) = c sa rovná (02) + cout (02).

Hodnota c sa zistí z c (SO 3):

x \u003d 0,2 mol / dm 3.

cref (SO2) \u003d 0,6 + 0,2 \u003d 0,8 (mol / dm3).

y \u003d 0,1 mol / dm 3.

c ref (02) \u003d 0,4 + 0,1 \u003d 0,5 (mol / dm3).

Odpoveď: 0,8 mol / dm 3 SO 2; 0,5 mol/dm302.

Pri vykonávaní vyšetrovacích úloh sa často zamieňa vplyv rôznych faktorov na jednej strane na rýchlosť reakcie a na druhej strane na posun chemickej rovnováhy.

Pre reverzibilný proces

ako teplota stúpa, rýchlosť priamych aj spätných reakcií sa zvyšuje; pri znižovaní teploty sa znižuje rýchlosť priamych aj spätných reakcií;

so zvyšujúcim sa tlakom sa zvyšujú rýchlosti všetkých reakcií prebiehajúcich za účasti plynov, priamych aj reverzných. S poklesom tlaku klesá rýchlosť všetkých reakcií prebiehajúcich za účasti plynov, priamych aj reverzných;

zavedenie katalyzátora do systému alebo jeho nahradenie iným katalyzátorom neposúva rovnováhu.

Príklad 9.4. Prebieha reverzibilný proces opísaný rovnicou

N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) + Q

Zvážte, ktoré faktory: 1) zvyšujú rýchlosť syntézy reakcie amoniaku; 2) posuňte rovnováhu doprava:

a) zníženie teploty;

b) zvýšenie tlaku;

c) zníženie koncentrácie NH 3;

d) použitie katalyzátora;

e) zvýšenie koncentrácie N 2 .

Riešenie. Faktory b), d) a e) zvyšujú reakčnú rýchlosť syntézy amoniaku (ako aj zvýšenie teploty, zvýšenie koncentrácie H 2); posunúť rovnováhu doprava - a), b), c), e).

Odpoveď: 1) b, d, e; 2) a, b, c, e.

Príklad 9.5. Nižšie je uvedený energetický diagram reverzibilnej reakcie

Uveďte všetky pravdivé tvrdenia:

a) spätná reakcia prebieha rýchlejšie ako dopredná;

b) s rastúcou teplotou sa rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje viackrát ako priama reakcia;

c) priama reakcia prebieha s absorpciou tepla;

d) hodnota teplotného koeficientu γ je väčšia pre reverznú reakciu.

Riešenie.

a) Výrok je správny, keďže E a rev = 500 - 300 = 200 (kJ) je menšie ako E a pr = 500 - 200 = 300 (kJ).

b) Výrok je nesprávny, rýchlosť priamej reakcie sa zvyšuje viacnásobne, pre ktoré je E a väčšie.

c) Tvrdenie je správne, Q pr \u003d 200 - 300 \u003d -100 (kJ).

d) Výrok je nesprávny, γ je väčšie pre priamu reakciu, v prípade ktorej je E a väčšie.

Odpoveď: a), c).

Hlavný článok: Le Chatelier-Brown princíp

Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teplota, tlak a koncentrácia. Vplyv týchto faktorov na chemickú reakciu podlieha vzoru, ktorý vo všeobecnosti vyjadril v roku 1885 francúzsky vedec Le Chatelier.

Faktory ovplyvňujúce chemickú rovnováhu:

1) teplota

Pri zvyšovaní teploty sa chemická rovnováha posúva smerom k endotermickej (absorpčnej) reakcii a pri jej znižovaní k exotermickej (izolačnej) reakcii.

CaCO 3 = CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) tlak

Pri zvyšovaní tlaku sa chemická rovnováha posúva smerom k menšiemu objemu látok a pri poklese k väčšiemu objemu. Tento princíp platí len pre plyny, t.j. ak sú do reakcie zapojené pevné látky, neberú sa do úvahy.

CaCO 3 = CaO + CO 2 P ←, P↓ →

1 mol = 1 mol + 1 mol

3) koncentrácia východiskových látok a reakčných produktov

So zvýšením koncentrácie jednej z východiskových látok sa chemická rovnováha posúva smerom k reakčným produktom a so zvýšením koncentrácie reakčných produktov smerom k východiskovým látkam.

S 2 +20 2 = 2SO 2 [S],[O] →, ←

Katalyzátory neovplyvňujú posun chemickej rovnováhy!

Základné kvantitatívne charakteristiky chemickej rovnováhy: chemická rovnovážna konštanta, stupeň konverzie, stupeň disociácie, rovnovážny výťažok. Vysvetlite význam týchto veličín na príklade konkrétnych chemických reakcií.

V chemickej termodynamike zákon hmotnostného pôsobenia dáva do súvislosti rovnovážne aktivity východiskových látok a reakčných produktov podľa vzťahu:

Látková aktivita. Namiesto aktivity možno použiť koncentráciu (pre reakciu v ideálnom roztoku), parciálne tlaky (reakcia v zmesi ideálnych plynov), fugaciu (reakcia v zmesi reálnych plynov);

Stechiometrický koeficient (pre počiatočné látky sa predpokladá, že je negatívny, pre produkty - pozitívny);

Chemická rovnovážna konštanta. Index "a" tu znamená použitie hodnoty aktivity vo vzorci.

Účinnosť reakcie sa zvyčajne hodnotí výpočtom výťažku reakčného produktu (časť 5.11). Účinnosť reakcie však môžete vyhodnotiť aj tak, že určíte, aká časť najdôležitejšej (zvyčajne najdrahšej) látky sa premenila na cieľový reakčný produkt, napríklad aká časť SO 2 sa zmenila na SO 3 pri výrobe kyseliny sírovej. kyselina, teda nájsť stupeň konverzie pôvodná látka.

Dovoľte stručnú schému prebiehajúcej reakcie

Potom sa stupeň premeny látky A na látku B (A) určí podľa nasledujúcej rovnice

kde n proreag (A) je množstvo látky činidla A, ktoré zreagovalo za vzniku produktu B a n počiatočné (A) - počiatočné množstvo látky činidla A.

Prirodzene, stupeň premeny možno vyjadriť nielen množstvom látky, ale aj akýmikoľvek veličinami, ktoré sú jej úmerné: počet molekúl (jednotiek vzorca), hmotnosť, objem.

Ak sa reaktant A odoberá v nedostatku a stratu produktu B možno zanedbať, potom sa stupeň konverzie reaktantu A zvyčajne rovná výťažku produktu B

Výnimkou sú reakcie, pri ktorých sa východisková látka zjavne spotrebováva na niekoľko produktov. Teda napríklad v reakcii

Cl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H20

chlór (činidlo) sa rovnako premieňa na chlorid draselný a chlórnan draselný. Pri tejto reakcii je aj pri 100 % výťažku KClO stupeň premeny chlóru naň 50 %.

Množstvo, ktoré je vám známe - stupeň protolýzy (odsek 12.4) - je špeciálnym prípadom stupňa premeny:

V rámci TED sú podobné množstvá tzv stupeň disociácie kyseliny alebo zásady (označované aj ako stupeň protolýzy). Stupeň disociácie súvisí s disociačnou konštantou podľa Ostwaldovho zákona riedenia.

V rámci tej istej teórie je rovnováha hydrolýzy charakterizovaná stupeň hydrolýzy (h), pričom sa použijú nasledujúce výrazy vzťahujúce sa na počiatočnú koncentráciu látky ( s) a disociačné konštanty slabých kyselín (K HA) a slabých zásad vznikajúcich pri hydrolýze ( K MOH):

Prvý výraz platí pre hydrolýzu soli slabej kyseliny, druhý pre soľ slabej zásady a tretí pre soľ slabej kyseliny a slabej zásady. Všetky tieto výrazy možno použiť len pre zriedené roztoky so stupňom hydrolýzy najviac 0,05 (5 %).

Obvykle je rovnovážny výťažok určený známou rovnovážnou konštantou, s ktorou je v každom konkrétnom prípade spojený určitým pomerom.

Výťažok produktu je možné meniť posunutím rovnováhy reakcie pri reverzibilných procesoch, vplyvom faktorov ako je teplota, tlak, koncentrácia.

V súlade s Le Chatelierovým princípom sa pri jednoduchých reakciách rovnovážny stupeň premeny zvyšuje so zvyšujúcim sa tlakom, zatiaľ čo v iných prípadoch sa objem reakčnej zmesi nemení a výťažok produktu nezávisí od tlaku.

Vplyv teploty na rovnovážny výťažok, ako aj na rovnovážnu konštantu je určený znamienkom tepelného účinku reakcie.

Na úplnejšie posúdenie vratných procesov sa používa takzvaný výťažok z teoretického (výťažok z rovnováhy), ktorý sa rovná pomeru skutočne získaného produktu w k množstvu, ktoré by sa získalo v rovnovážnom stave.

TEPELNÁ DISOCIÁCIA chemická

reakcia vratného rozkladu látky spôsobená zvýšením teploty.

Pri T. d. vzniká z jednej látky niekoľko (2H2H + OSaO + CO) alebo jedna jednoduchšia látka.

Rovnováha atď. sa ustanoví podľa zákona o pôsobiacej hmotnosti. to

možno charakterizovať buď rovnovážnou konštantou alebo stupňom disociácie

(pomer počtu rozpadnutých molekúl k celkovému počtu molekúl). AT

vo väčšine prípadov je T. d. sprevádzaná absorpciou tepla (prírastok

entalpia

DN>0); teda v súlade s princípom Le Chatelier-Brown

zahrievaním sa zintenzívni, určí sa stupeň posunu T. d. s teplotou

absolútna hodnota DN. Tlak bráni T. d. čím silnejší, tým väčší

zmena (zvýšenie) počtu mólov (Di) plynných látok

stupeň disociácie nezávisí od tlaku. Ak pevné látky nie sú

tvoria tuhé roztoky a nie sú vo vysoko dispergovanom stave,

potom je tlak T. d. jednoznačne určený teplotou. Na implementáciu T.

pevné látky (oxidy, kryštalické hydráty atď.)

je dôležité vedieť

teplota, pri ktorej sa disociačný tlak rovná vonkajšiemu (najmä

atmosferický tlak. Keďže unikajúci plyn dokáže prekonať

okolitého tlaku, potom pri dosiahnutí tejto teploty prebieha proces rozkladu

okamžite zosilnie.

Závislosť stupňa disociácie od teploty: stupeň disociácie sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou (zvýšenie teploty vedie k zvýšeniu kinetickej energie rozpustených častíc, čo prispieva k rozpadu molekúl na ióny)

Stupeň konverzie východiskových látok a rovnovážny výťažok produktu. Metódy ich výpočtu pri danej teplote. Aké údaje sú na to potrebné? Uveďte schému na výpočet ktorejkoľvek z týchto kvantitatívnych charakteristík chemickej rovnováhy pomocou ľubovoľného príkladu.

Stupeň konverzie je množstvo zreagovaného činidla vztiahnuté na jeho počiatočné množstvo. Pre najjednoduchšiu reakciu, kde je koncentrácia na vstupe do reaktora alebo na začiatku periodického procesu, je koncentrácia na výstupe z reaktora alebo aktuálny moment periodického procesu. Pre svojvoľnú reakciu napr. , v súlade s definíciou je vzorec výpočtu rovnaký: . Ak je v reakcii niekoľko činidiel, potom sa stupeň konverzie môže vypočítať pre každé z nich, napríklad pre reakciu Závislosť stupňa konverzie od reakčného času je určená zmenou koncentrácie činidla s časom. V počiatočnom okamihu, keď sa nič nezmenilo, je stupeň transformácie rovný nule. Potom, ako sa činidlo premieňa, stupeň konverzie sa zvyšuje. Pri nezvratnej reakcii, keď nič nebráni tomu, aby sa činidlo úplne spotrebovalo, jeho hodnota smeruje (obr. 1) k jednote (100 %). Obr.1 Čím vyššia je rýchlosť spotreby činidla určená hodnotou rýchlostnej konštanty, tým rýchlejšie rastie stupeň konverzie, čo je znázornené na obrázku. Ak je reakcia reverzibilná, potom keď má reakcia tendenciu k rovnováhe, miera konverzie smeruje k rovnovážnej hodnote, ktorej hodnota závisí od pomeru rýchlostných konštánt priamych a reverzných reakcií (na rovnovážnej konštante) (obr. 2). Obr.2 Výťažok cieľového produktu Výťažok produktu je množstvo skutočne získaného cieľového produktu vo vzťahu k množstvu tohto produktu, ktoré by sa získalo, keby celé činidlo prešlo do tohto produktu (do maximálneho možného množstva výsledný produkt). Alebo (prostredníctvom činidla): množstvo činidla skutočne premenené na cieľový produkt vydelené počiatočným množstvom činidla. Pre najjednoduchšiu reakciu je výťažok , a majte na pamäti, že pre túto reakciu, , t.j. pre najjednoduchšiu reakciu je výťažok a stupeň konverzie jedna a tá istá veličina. Ak transformácia prebieha napríklad pri zmene množstva látok, potom v súlade s definíciou treba do vypočítaného výrazu zahrnúť stechiometrický koeficient. V súlade s prvou definíciou bude imaginárne množstvo produktu získaného z celého počiatočného množstva činidla pre túto reakciu polovičné ako počiatočné množstvo činidla, t.j. a výpočtový vzorec . V súlade s druhou definíciou bude množstvo činidla skutočne premeneného na cieľový produkt dvakrát väčšie ako množstvo tohto vytvoreného produktu, t.j. , potom výpočtový vzorec . Prirodzene, oba výrazy sú rovnaké. Pre zložitejšiu reakciu sú výpočtové vzorce napísané presne rovnakým spôsobom v súlade s definíciou, ale v tomto prípade sa výťažok už nerovná stupňu konverzie. Napríklad na reakciu . Ak je v reakcii niekoľko činidiel, výťažok sa môže vypočítať pre každé z nich; ak navyše existuje niekoľko cieľových produktov, potom sa výťažok môže vypočítať pre akýkoľvek cieľový produkt pre akékoľvek činidlo. Ako je zrejmé zo štruktúry výpočtového vzorca (menovateľ obsahuje konštantnú hodnotu), závislosť výťažku od reakčného času je určená časovou závislosťou koncentrácie cieľového produktu. Tak napríklad na reakciu táto závislosť vyzerá ako na obr.3. Obr.3

Stupeň konverzie ako kvantitatívna charakteristika chemickej rovnováhy. Ako ovplyvní zvýšenie celkového tlaku a teploty stupeň premeny činidla ... v reakcii v plynnej fáze: ( vzhľadom na rovnicu)? Uveďte zdôvodnenie odpovede a príslušné matematické výrazy.