Hemijska ravnoteža sa porastom temperature. hemija. Šta smo naučili

Hemijske reakcije mogu biti reverzibilne ili ireverzibilne.

Nepovratne reakcije Ovo su reakcije koje idu samo u jednom (direktnom →) smjeru:

one. ako je neka reakcija A + B = C + D nepovratna, to znači da se obrnuta reakcija C + D = A + B ne događa.

Reverzibilne reakcije - ovo su reakcije koje se javljaju i u naprijed i u obrnutom smjeru (⇄):

tj., na primjer, ako je određena reakcija A + B = C + D reverzibilna, to znači da se i reakcija A + B → C + D (direktna) i reakcija C + D → A + B (obrnuta) odvijaju istovremeno ).

U suštini, jer Javljaju se i direktne i reverzne reakcije; u slučaju reverzibilnih reakcija, i tvari na lijevoj strani jednačine i tvari na desnoj strani jednačine mogu se nazvati reagensima (početne tvari). Isto važi i za proizvode.

Za bilo koju reverzibilnu reakciju moguća je situacija kada su brzine reakcije naprijed i nazad jednake. Ovo stanje se zove stanje ravnoteže.

U ravnoteži, koncentracije svih reaktanata i svih proizvoda su konstantne. Koncentracije proizvoda i reaktanata u ravnoteži nazivaju se ravnotežne koncentracije.

Promena hemijske ravnoteže pod uticajem različitih faktora

Zbog spoljašnjih uticaja na sistem, kao što su promene temperature, pritiska ili koncentracije polaznih supstanci ili proizvoda, ravnoteža sistema može biti poremećena. Međutim, nakon prestanka ovog vanjskog utjecaja, sistem će nakon nekog vremena prijeći u novo stanje ravnoteže. Takav prelazak sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo ravnotežno stanje naziva se pomeranje (pomeranje) hemijske ravnoteže .

Da bismo mogli odrediti kako se kemijska ravnoteža mijenja pod određenom vrstom utjecaja, zgodno je koristiti Le Chatelierov princip:

Ako se na sistem u stanju ravnoteže izvrši bilo kakav vanjski utjecaj, tada će se smjer pomaka u kemijskoj ravnoteži poklopiti sa smjerom reakcije koja slabi učinak utjecaja.

Utjecaj temperature na stanje ravnoteže

Kada se temperatura promijeni, ravnoteža bilo koje kemijske reakcije se mijenja. To je zbog činjenice da svaka reakcija ima toplinski učinak. Štaviše, toplotni efekti prednjih i reverznih reakcija su uvek direktno suprotni. One. ako je prednja reakcija egzotermna i nastavlja se s termičkim efektom jednakim +Q, tada je reverzna reakcija uvijek endotermna i ima toplinski učinak jednak –Q.

Dakle, u skladu sa Le Chatelierovim principom, ako povećamo temperaturu nekog sistema koji je u stanju ravnoteže, tada će se ravnoteža pomjeriti prema reakciji tokom koje temperatura opada, tj. ka endotermnoj reakciji. I slično, ako snizimo temperaturu sistema u stanju ravnoteže, ravnoteža će se pomeriti ka reakciji, usled čega će temperatura porasti, tj. ka egzotermnoj reakciji.

Na primjer, razmotrite sljedeću reverzibilnu reakciju i naznačite gdje će se njena ravnoteža pomjeriti kako temperatura opada:

Kao što se može vidjeti iz gornje jednačine, reakcija naprijed je egzotermna, tj. Kao rezultat njegovog nastanka, oslobađa se toplina. Posljedično, obrnuta reakcija će biti endotermna, odnosno javlja se uz apsorpciju topline. U skladu sa uslovom, temperatura se smanjuje, pa će se ravnoteža pomeriti udesno, tj. ka direktnoj reakciji.

Utjecaj koncentracije na kemijsku ravnotežu

Povećanje koncentracije reagensa u skladu sa Le Chatelierovim principom trebalo bi dovesti do pomaka u ravnoteži prema reakciji uslijed koje se reagensi troše, tj. ka direktnoj reakciji.

I obrnuto, ako se koncentracija reaktanata smanji, tada će se ravnoteža pomjeriti prema reakciji uslijed koje nastaju reaktanti, tj. strana obrnute reakcije (←).

Promjena koncentracije produkta reakcije također ima sličan učinak. Ako se koncentracija produkata poveća, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji uslijed koje se proizvodi troše, tj. prema obrnutoj reakciji (←). Ako se, naprotiv, koncentracija produkata smanji, tada će se ravnoteža pomjeriti prema direktnoj reakciji (→), tako da se koncentracija produkata povećava.

Utjecaj pritiska na hemijsku ravnotežu

Za razliku od temperature i koncentracije, promjene tlaka ne utječu na ravnotežno stanje svake reakcije. Da bi promjena tlaka dovela do promjene kemijske ravnoteže, zbroji koeficijenata za plinovite tvari na lijevoj i desnoj strani jednačine moraju biti različiti.

One. od dve reakcije:

promjena tlaka može utjecati na stanje ravnoteže samo u slučaju druge reakcije. Pošto je zbir koeficijenata ispred formula gasovitih supstanci u slučaju prve jednačine levo i desno isti (jednak 2), au slučaju druge jednačine različit (4 na lijevo i 2 desno).

Odavde, posebno, slijedi da ako nema plinovitih tvari i među reaktantima i među produktima, tada promjena tlaka neće ni na koji način utjecati na trenutno stanje ravnoteže. Na primjer, pritisak neće utjecati na stanje ravnoteže reakcije:

Ako se s lijeve i desne strane razlikuje količina plinovitih tvari, tada će povećanje tlaka dovesti do pomaka ravnoteže prema reakciji tijekom koje se smanjuje volumen plinova, a smanjenje tlaka do pomjeranja u ravnoteža, usled čega se povećava zapremina gasova.

Utjecaj katalizatora na hemijsku ravnotežu

Pošto katalizator podjednako ubrzava i prednju i obrnutu reakciju, njegovo prisustvo ili odsustvo nema efekta u stanje ravnoteže.

Jedina stvar na koju katalizator može uticati je brzina prelaska sistema iz neravnotežnog stanja u ravnotežno.

Utjecaj svih gore navedenih faktora na kemijsku ravnotežu sažet je u nastavku u cheat sheet-u, koji u početku možete pogledati prilikom izvršavanja zadataka ravnoteže. Međutim, neće ga biti moguće koristiti na ispitu, pa ga nakon analize nekoliko primjera uz njegovu pomoć treba naučiti i vježbati rješavanje ravnotežnih zadataka bez gledanja:

Oznake: T -temperatura, str - pritisak, With – koncentracija, – povećanje, ↓ – smanjenje

Katalizator

T	T - ravnoteža se pomera prema endotermnoj reakciji
T	↓T - ravnoteža se pomera prema egzotermnoj reakciji
*str*	*str* - ravnoteža se pomera ka reakciji sa manjim zbrojem koeficijenata ispred gasovitih supstanci
*str*	*↓str* - ravnoteža se pomera prema reakciji sa većim zbrojem koeficijenata ispred gasovitih supstanci
c	c (reagens) – ravnoteža se pomiče prema direktnoj reakciji (udesno)
	↓c (reagens) – ravnoteža se pomiče prema obrnutoj reakciji (lijevo)
	c (proizvod) – ravnoteža se pomiče prema obrnutoj reakciji (lijevo)
	↓c (proizvod) – ravnoteža se pomera prema direktnoj reakciji (udesno)
Ne utiče na balans!!!

Stanje hemijske ravnoteže narušava se raznim spoljnim uticajima na sistem: zagrevanjem i hlađenjem, promenama pritiska, dodavanjem i uklanjanjem pojedinačnih supstanci ili rastvarača. Kao rezultat toga, narušava se jednakost brzina naprijed i obrnuto i dolazi do određenog pomaka u stanju sistema.

Promena hemijske ravnoteže je proces koji se javlja u ravnotežnom sistemu kao rezultat spoljašnjeg uticaja.

Promena ravnoteže dovodi do uspostavljanja novog stanja ravnoteže u sistemu, koje karakterišu promenjene koncentracije supstanci.

Primjer 10.6. U kom smjeru će se pomjeriti ravnoteža reakcije kada se doda kisik?

Rješenje. Kada se doda kisik, njegova koncentracija se povećava, a time i brzina u smjeru naprijed. Ravnoteža će se pomjeriti udesno. Ovo povećava udio konverzije S0 2 u S0 3.

Pomeranje ravnoteže pod bilo kojim uticajem je u skladu sa Le Chatelierovim principom (1884).

Eksterni uticaj na sistem u stanju ravnoteže izaziva proces koji dovodi do smanjenja rezultata uticaja.

Prilikom odlučivanja o konkretnom pitanju o smjeru pomaka ravnoteže, treba jasno razumjeti suštinu nastalog efekta i njegov rezultat. Na primjer, promjena koncentracije se ne može smatrati efektom na sistem. Supstance se mogu unijeti ili ukloniti u sistem (ego efekti), što rezultira promjenom koncentracija. Primjena Le Chatelierovog principa na praktično važnu reakciju za proizvodnju amonijaka prikazana je u tabeli. 10.1. Prve dvije kolone označavaju utjecaj na sistem i rezultat utjecaja. Strelice T i >1 označavaju povećanje ili smanjenje odgovarajuće karakteristike. Kolona „Reakcija sistema” označava promene koje su suprotne učinku uticaja. Ove promjene su povezane sa pojavom direktne ili reverzne reakcije u sistemu. Određene poteškoće se javljaju u razumijevanju utjecaja pritiska na stanje ravnoteže. Pritisak gasne mešavine, prema jednačini gasnog stanja, zavisi od temperature i zapremine za datu količinu supstance, ali sistem kao takav, koji ima određenu zapreminu i temperaturu, može da odgovori na promene pritiska samo promenom ukupna količina supstance kao rezultat reakcije. Iz Le Chatelierovog principa slijedi zaključak: s povećanjem pritiska, ravnoteža se pomiče u smjeru smanjenja sume stehiometrijskih koeficijenata za tvari u plinovitom stanju.

Tabela 10.1

Primjena Le Chatelierovog principa na primjeru reakcije N2 + 3N2 2NH3, ArH° =-92 kJ/mol

U reverzibilnim heterogenim reakcijama, pomak u ravnoteži je povezan s promjenama koncentracija plinovitih i otopljenih tvari. Promjena mase čvrste tvari ne utiče na ravnotežni položaj u sistemu.

Promena hemijske ravnoteže se široko koristi pri izvođenju reakcija u laboratorijama iu tehnološkim procesima. U ovom slučaju ne govorimo o postizanju ravnoteže, već o pomjeranju jednog po jednog. Proces je planiran od samog početka tako da uspostavljena ravnoteža bude optimalna sa stanovišta uštede najvrednijih reagensa. Troškovi proizvodnje se smanjuju kako se prinos proizvoda povećava. Zavisi od uslova temperature i pritiska. Na primjeru reakcije za proizvodnju amonijaka prikazan je princip pristupa odabiru uvjeta procesa (znakovi “+” i “-” simboliziraju željenu ili nepoželjnu prirodu utjecaja na konačni rezultat).

Iz prikazanih podataka proizilazi da je u proizvodnji amonijaka poželjno koristiti visoki tlak i pronaći najaktivnije katalizatore. Temperatura ima pozitivan učinak sa tehnološkog i ekonomskog gledišta na brzinu reakcije i negativan na prinos amonijaka. Stoga je potrebno odabrati optimalnu temperaturu, koja u konačnici osigurava minimalne troškove proizvodnje proizvoda.

Hemijska ravnoteža je inherentna reverzibilan reakcije i nije tipično za nepovratan hemijske reakcije.

Često se prilikom izvođenja kemijskog procesa početni reaktanti potpuno pretvaraju u produkte reakcije. Na primjer:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Nemoguće je dobiti metalni bakar izvođenjem reakcije u suprotnom smjeru, jer dato reakcija je nepovratna. U takvim procesima reaktanti se u potpunosti pretvaraju u produkte, tj. reakcija ide do kraja.

Ali većina hemijskih reakcija reverzibilan, tj. reakcija će se vjerovatno odvijati paralelno u smjeru naprijed i nazad. Drugim riječima, reaktanti se samo djelimično pretvaraju u produkte, a reakcioni sistem će se sastojati i od reaktanata i od proizvoda. Sistem je u ovom slučaju u državi hemijska ravnoteža.

U reverzibilnim procesima u početku direktna reakcija ima maksimalnu brzinu, koja se postepeno smanjuje zbog smanjenja količine reagensa. Obrnuta reakcija, naprotiv, u početku ima minimalnu brzinu, koja se povećava kako se proizvodi akumuliraju. Na kraju, dolazi trenutak kada brzine obje reakcije postanu jednake - sistem dostiže stanje ravnoteže. Kada dođe do stanja ravnoteže, koncentracije komponenti ostaju nepromijenjene, ali kemijska reakcija ne prestaje. To. – ovo je dinamičko (pokretno) stanje. Radi jasnoće, evo sljedeće slike:

Recimo da postoji određena reverzibilna hemijska reakcija:

a A + b B = c C + d D

zatim, na osnovu zakona akcije mase, zapisujemo izraze za ravnoυ 1 i obrnutoυ 2 reakcije:

v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b

v2 = k 2 ·[C] c ·[D] d

U stanju hemijska ravnoteža, stope reakcije naprijed i nazad su jednake, tj.

k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d

dobijamo

TO= k 1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b

Gdje K =k 1 / k 2 – konstanta ravnoteže.

Za bilo koji reverzibilni proces, pod datim uslovima k je konstantna vrijednost. Ne zavisi od koncentracija supstanci, jer Kada se količina jedne od supstanci mijenja, mijenjaju se i količine ostalih komponenti.

Kada se uslovi hemijskog procesa promene, ravnoteža se može promeniti.

Faktori koji utiču na promjenu ravnoteže:

promjene u koncentracijama reagensa ili proizvoda,
promjena pritiska,
promjena temperature,
dodavanje katalizatora u reakcioni medij.

Le Chatelierov princip

Svi navedeni faktori utiču na promenu hemijske ravnoteže koja se povinuje Le Chatelierov princip: Ako promijenite jedan od uslova pod kojima je sistem u stanju ravnoteže - koncentraciju, pritisak ili temperaturu - tada će se ravnoteža pomjeriti u smjeru reakcije koja se suprotstavlja ovoj promjeni. One. ravnoteža ima tendenciju da se pomeri u pravcu koji dovodi do smanjenja uticaja uticaja koji je doveo do narušavanja stanja ravnoteže.

Dakle, razmotrimo posebno uticaj svakog od njihovih faktora na stanje ravnoteže.

Uticaj promjene u koncentracijama reaktanata ili proizvoda pokažemo na primjeru Haberov proces:

N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g)

Ako se, na primjer, dušik doda u ravnotežni sistem koji se sastoji od N 2 (g), H 2 (g) i NH 3 (g), tada bi se ravnoteža trebala pomjeriti u smjeru koji bi doprinio smanjenju količine vodonik prema svojoj prvobitnoj vrijednosti, oni. u smjeru stvaranja dodatnog amonijaka (desno). Istovremeno, količina vodonika će se smanjiti. Kada se sistemu doda vodonik, ravnoteža će se takođe pomeriti ka stvaranju nove količine amonijaka (desno). Dok je uvođenje amonijaka u ravnotežni sistem, prema Le Chatelierov princip , će izazvati pomak ravnoteže prema procesu koji je povoljan za nastanak polaznih supstanci (lijevo), tj. Koncentracija amonijaka bi se trebala smanjiti razlaganjem dijela na dušik i vodik.

Smanjenje koncentracije jedne od komponenti će pomjeriti ravnotežno stanje sistema prema formiranju ove komponente.

Uticaj promene pritiska ima smisla ako gasovite komponente učestvuju u procesu koji se proučava i ako dođe do promjene ukupnog broja molekula. Ako ukupan broj molekula u sistemu ostane trajno, zatim promjena pritiska ne utiče na svom bilansu, na primjer:

I 2(g) + H 2(g) = 2HI (g)

Ako se ukupni pritisak ravnotežnog sistema poveća smanjenjem njegove zapremine, tada će se ravnoteža pomeriti ka smanjenju zapremine. One. ka smanjenju broja gas u sistemu. U reakciji:

N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g)

od 4 molekula gasa (1 N 2 (g) i 3 H 2 (g)) nastaju 2 molekula gasa (2 NH 3 (g)), tj. pritisak u sistemu se smanjuje. Kao rezultat toga, povećanje tlaka će doprinijeti stvaranju dodatne količine amonijaka, tj. ravnoteža će se pomeriti prema svom formiranju (udesno).

Ako je temperatura sistema konstantna, onda promena ukupnog pritiska sistema neće dovesti do promene konstante ravnoteže TO.

Promjena temperature sistem utiče ne samo na pomeranje njegove ravnoteže, već i na konstantu ravnoteže TO. Ako se ravnotežnom sistemu doda dodatna toplota pri konstantnom pritisku, tada će se ravnoteža pomeriti ka apsorpciji toplote. Uzmite u obzir:

N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) + 22 kcal

Dakle, kao što možete vidjeti, direktna reakcija se nastavlja oslobađanjem topline, a obrnuta reakcija apsorpcijom. Kako temperatura raste, ravnoteža ove reakcije se pomjera prema reakciji razgradnje amonijaka (lijevo), jer pojavljuje se i slabi vanjski utjecaj - povećanje temperature. Naprotiv, hlađenje dovodi do pomaka u ravnoteži u smjeru sinteze amonijaka (udesno), jer reakcija je egzotermna i otporna je na hlađenje.

Dakle, povećanje temperature pogoduje pomaku hemijska ravnoteža prema endotermnoj reakciji, a pad temperature prema egzotermnom procesu . Konstante ravnoteže svi egzotermni procesi opadaju sa porastom temperature, a endotermni procesi rastu.

Glavni članak: Le Chatelier-Brown princip

Položaj hemijske ravnoteže zavisi od sledećih parametara reakcije: temperature, pritiska i koncentracije. Uticaj koji ovi faktori imaju na hemijsku reakciju podložan je obrascu koji je generalno izrazio francuski naučnik Le Chatelier 1885. godine.

Faktori koji utiču na hemijsku ravnotežu:

1) temperatura

Kako temperatura raste, kemijska ravnoteža se pomjera prema endotermnoj (apsorpcionoj) reakciji, a kada se smanji, prema egzotermnoj (oslobađanju) reakciji.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) pritisak

Kako pritisak raste, hemijska ravnoteža se pomera prema manjoj zapremini supstanci, a kako pritisak opada prema većoj zapremini. Ovaj princip se odnosi samo na gasove, tj. Ako su čvrste materije uključene u reakciju, one se ne uzimaju u obzir.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) koncentracija polaznih supstanci i produkta reakcije

Sa povećanjem koncentracije jedne od polaznih supstanci, hemijska ravnoteža se pomera prema produktima reakcije, a sa povećanjem koncentracije produkta reakcije prema polaznim supstancama.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Katalizatori ne utiču na promenu hemijske ravnoteže!

Osnovne kvantitativne karakteristike hemijske ravnoteže: konstanta hemijske ravnoteže, stepen konverzije, stepen disocijacije, ravnotežni prinos. Objasnite značenje ovih veličina na primjeru specifičnih kemijskih reakcija.

U hemijskoj termodinamici, zakon djelovanja mase povezuje ravnotežne aktivnosti polaznih supstanci i produkta reakcije, prema odnosu:

Aktivnost supstanci. Umjesto aktivnosti, mogu se koristiti koncentracija (za reakciju u idealnom rastvoru), parcijalni pritisci (reakcija u mešavini idealnih gasova), fugacitet (reakcija u mešavini stvarnih gasova);

Stehiometrijski koeficijent (negativan za početne supstance, pozitivan za proizvode);

Konstanta hemijske ravnoteže. Subscript "a" ovdje znači korištenje vrijednosti aktivnosti u formuli.

Efikasnost reakcije se obično procjenjuje izračunavanjem prinosa produkta reakcije (odjeljak 5.11). Istovremeno, efikasnost reakcije može se proceniti i određivanjem koji je deo najvažnije (obično najskuplje) supstance pretvoren u ciljni proizvod reakcije, na primer, koji deo SO 2 je pretvoren u SO 3 tokom proizvodnje sumporne kiseline, odnosno nađi stepen konverzije originalna supstanca.

Neka kratak dijagram tekuće reakcije

Tada je stepen konverzije supstance A u supstancu B (A) određen sljedećom jednačinom

Gdje n proreakt (A) – količina supstance reagensa A koja je reagovala da nastane proizvod B, i n početna (A) – početna količina reagensa A.

Naravno, stepen transformacije se može izraziti ne samo u vidu količine supstance, već iu smislu bilo koje količine proporcionalne njoj: broja molekula (jedinica formule), mase, zapremine.

Ako se reagens A uzme u nedostatku i gubitak proizvoda B se može zanemariti, tada je stepen konverzije reagensa A obično jednak prinosu proizvoda B

Izuzetak su reakcije u kojima se početna supstanca očito troši u nekoliko proizvoda. Tako, na primjer, u reakciji

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

hlor (reagens) se podjednako pretvara u kalijum hlorid i kalijum hipohlorit. U ovoj reakciji, čak i sa 100% prinosom KClO, stepen konverzije hlora u njega je 50%.

Količina koju znate - stepen protolize (odeljak 12.4) - je poseban slučaj stepena konverzije:

U okviru TED-a nazivaju se slične količine stepen disocijacije kiseline ili baze (takođe označene kao stepen protolize). Stepen disocijacije je povezan sa konstantom disocijacije prema Ostwaldovom zakonu razblaženja.

U okviru iste teorije, ravnotežu hidrolize karakteriše stepen hidrolize (h), a koriste se sljedeći izrazi koji ga povezuju s početnom koncentracijom tvari ( With) i konstante disocijacije slabih kiselina (K HA) i slabih baza koje nastaju tokom hidrolize ( K MZ):

Prvi izraz vrijedi za hidrolizu soli slabe kiseline, drugi - soli slabe baze, a treći - soli slabe kiseline i slabe baze. Svi ovi izrazi se mogu koristiti samo za razblažene rastvore sa stepenom hidrolize ne većim od 0,05 (5%).

Obično je ravnotežni prinos određen poznatom konstantom ravnoteže, s kojom je u svakom konkretnom slučaju povezan određenim odnosom.

Prinos proizvoda može se mijenjati pomicanjem ravnoteže reakcije u reverzibilnim procesima, pod utjecajem faktora kao što su temperatura, tlak, koncentracija.

U skladu sa Le Chatelierovim principom, ravnotežni stepen konverzije raste sa povećanjem pritiska tokom jednostavnih reakcija, au drugim slučajevima se zapremina reakcione smeše ne menja i prinos proizvoda ne zavisi od pritiska.

Uticaj temperature na ravnotežni prinos, kao i na konstantu ravnoteže, određen je predznakom toplotnog efekta reakcije.

Za potpuniju procjenu reverzibilnih procesa koristi se tzv. prinos od teoretskog (prinos iz ravnoteže), jednak omjeru stvarno dobivenog proizvoda prema količini koja bi se dobila u stanju ravnoteže.

TERMALNA DISOCIJACIJA hemikalija

reakcija reverzibilnog raspadanja tvari uzrokovana povećanjem temperature.

I sl., od jedne supstance nastaje nekoliko (2H2H+ OCaO + CO) ili jedna jednostavnija supstanca

Ravnoteža itd. uspostavlja se prema zakonu djelovanja mase. To

može se okarakterisati ili konstantom ravnoteže ili stepenom disocijacije

(odnos broja raspadnutih molekula i ukupnog broja molekula). IN

U većini slučajeva, itd. je praćeno apsorpcijom topline (povećanje

entalpija

DN>0); dakle, u skladu sa principom Le Chatelier-Brown

zagrijavanje ga pojačava, određuje se stepen pomjeranja itd. s temperaturom

apsolutna vrijednost DN. Pritisak ometa itd., što jače, to veće

promjena (povećanje) broja molova (Di) gasovitih materija

stepen disocijacije ne zavisi od pritiska. Ako čvrste materije nisu

formiraju čvrste otopine i nisu u visoko raspršenom stanju,

tada je pritisak itd. jedinstveno određen temperaturom. Za implementaciju T.

d) čvrste materije (oksidi, kristalni hidrati, itd.)

Važno je znati

temperatura na kojoj pritisak disocijacije postaje jednak vanjskom (posebno,

atmosferski pritisak. Pošto se gas koji se oslobađa može savladati

pritisak okoline, a zatim po dostizanju ove temperature proces raspadanja

odmah se intenzivira.

Zavisnost stepena disocijacije od temperature: stepen disocijacije raste s porastom temperature (povećanje temperature dovodi do povećanja kinetičke energije otopljenih čestica, što pospješuje dezintegraciju molekula na ione)

Stepen konverzije polaznih supstanci i ravnotežni prinos proizvoda. Metode za njihov proračun na datoj temperaturi. Koji su podaci potrebni za ovo? Dajte shemu za izračunavanje bilo koje od ovih kvantitativnih karakteristika kemijske ravnoteže koristeći proizvoljan primjer.

Stepen konverzije je količina reagovanog reagensa podijeljena s njegovom originalnom količinom. Za najjednostavniju reakciju, gdje je koncentracija na ulazu u reaktor ili na početku periodičnog procesa, je koncentracija na izlazu iz reaktora ili trenutni trenutak periodičnog procesa. Za dobrovoljni odgovor, npr. , u skladu sa definicijom, formula za proračun je ista: . Ako u reakciji postoji nekoliko reagensa, tada se stupanj konverzije može izračunati za svaki od njih, na primjer, za reakciju Ovisnost stupnja konverzije o vremenu reakcije određena je promjenom koncentracije reagensa tokom vremena. U početnom trenutku vremena, kada se ništa nije transformisalo, stepen transformacije je nula. Zatim, kako se reagens pretvara, stepen konverzije se povećava. Za ireverzibilnu reakciju, kada ništa ne sprečava da se reagens potpuno potroši, njegova vrijednost teži (slika 1) na jedinici (100%). Slika 1 Što je veća brzina potrošnje reagensa, određena vrijednošću konstante brzine, stepen konverzije se brže povećava, kao što je prikazano na slici. Ako je reakcija reverzibilna, onda kako reakcija teži ravnoteži, stupanj konverzije teži ravnotežnoj vrijednosti, čija vrijednost ovisi o omjeru konstanti brzine prednje i reverzne reakcije (od konstante ravnoteže) (Sl. 2). Slika 2 Prinos ciljnog proizvoda Prinos proizvoda je količina stvarno dobijenog ciljanog proizvoda, podijeljena s količinom ovog proizvoda koja bi se dobila da je sav reagens prešao u ovaj proizvod (na maksimalnu moguću količinu rezultirajući proizvod). Ili (preko reagensa): količina reagensa stvarno pretvorena u ciljni proizvod, podijeljena s početnom količinom reagensa. Za najjednostavniju reakciju, prinos je , a imajući na umu da je za ovu reakciju, , tj. Za najjednostavniju reakciju, prinos i stepen konverzije su iste vrijednosti. Ako se transformacija odvija s promjenom količine tvari, na primjer, tada, u skladu s definicijom, stehiometrijski koeficijent mora biti uključen u izračunati izraz. U skladu s prvom definicijom, zamišljena količina proizvoda dobivena iz cijele početne količine reagensa bit će za ovu reakciju dva puta manja od početne količine reagensa, tj. , i formula za izračunavanje. U skladu s drugom definicijom, količina reagensa koja se stvarno pretvara u ciljni proizvod bit će dvostruko veća nego što je taj proizvod nastao, tj. , tada je formula za proračun . Naravno, oba izraza su ista. Za složeniju reakciju, formule izračunavanja se pišu na potpuno isti način u skladu sa definicijom, ali u ovom slučaju prinos više nije jednak stepenu konverzije. Na primjer, za reakciju, . Ako u reakciji postoji više reagensa, prinos se može izračunati za svaki od njih; ako također postoji nekoliko ciljnih proizvoda, tada se prinos može izračunati za bilo koji ciljni proizvod za bilo koji reagens. Kao što se vidi iz strukture proračunske formule (imenik sadrži konstantnu vrijednost), ovisnost prinosa od vremena reakcije određena je vremenskom ovisnošću koncentracije ciljnog proizvoda. Tako, na primjer, za reakciju ova zavisnost izgleda kao na slici 3. Fig.3

Stepen konverzije kao kvantitativna karakteristika hemijske ravnoteže. Kako će povećanje ukupnog pritiska i temperature uticati na stepen konverzije reagensa ... u reakciji u gasnoj fazi: ( data je jednačina)? Dajte obrazloženje za svoj odgovor i odgovarajuće matematičke izraze.

Stanje u kojem su brzine naprijed i obrnute reakcije jednake naziva se kemijska ravnoteža. Jednačina za reverzibilnu reakciju u opštem obliku:

Brzina reakcije naprijed v 1 =k 1 [A] m [B] n, brzina obrnute reakcije v 2 =k 2 [C] p [D] q, gdje su u uglastim zagradama ravnotežne koncentracije. Po definiciji, u hemijskoj ravnoteži v 1 =v 2, odakle

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

gdje je Kc konstanta kemijske ravnoteže, izražena u molarnim koncentracijama. Dati matematički izraz često se naziva zakon djelovanja mase za reverzibilnu kemijsku reakciju: omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija produkta reakcije i proizvoda ravnotežnih koncentracija polaznih supstanci.

Ako se na sistem u stanju ravnoteže izvrši vanjski utjecaj, sistem će prijeći u drugo stanje na način da smanji učinak vanjskog utjecaja.

Faktori koji utiču na hemijsku ravnotežu.

1. Utjecaj temperature. U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom procesu.

Kako temperatura raste, kemijska se ravnoteža pomiče u smjeru endotermne reakcije, a kako temperatura opada, u smjeru egzotermne reakcije.

2. Utjecaj pritiska. U svim reakcijama koje uključuju gasovite supstance, praćene promenom zapremine usled promene količine supstance tokom prelaska sa polaznih supstanci na produkte, na položaj ravnoteže utiče pritisak u sistemu.
Utjecaj pritiska na ravnotežni položaj podliježe sljedećim pravilima:

Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče prema stvaranju tvari (početne ili produkta) manjeg volumena.

3. Učinak koncentracije. Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže podliježe sljedećim pravilima:

Kada se koncentracija jedne od polaznih supstanci poveća, ravnoteža se pomiče prema stvaranju produkta reakcije;
Kada se koncentracija jednog od produkta reakcije poveća, ravnoteža se pomiče prema stvaranju polaznih tvari.

Pitanja za samokontrolu:

1. Kolika je brzina hemijske reakcije i od kojih faktora zavisi? Od kojih faktora zavisi konstanta stope?

2. Napravite jednadžbu za brzinu reakcije stvaranja vode iz vodonika i kisika i pokažite kako se brzina mijenja ako se koncentracija vodonika poveća tri puta.

3. Kako se brzina reakcije mijenja tokom vremena? Koje reakcije se nazivaju reverzibilnim? Šta karakteriše stanje hemijske ravnoteže? Šta se zove konstanta ravnoteže, od kojih faktora zavisi?

4. Koji spoljni uticaji mogu poremetiti hemijsku ravnotežu? U kom smjeru će se ravnoteža miješati kada se temperatura promijeni? Pritisak?

5. Kako se reverzibilna reakcija može pomaknuti u određenom smjeru i završiti?

Predavanje br. 12 (problematično)

Rješenja

Cilj: Dajte kvalitativne zaključke o rastvorljivosti supstanci i kvantitativnu ocjenu rastvorljivosti.

Ključne riječi: Otopine – homogene i heterogene, prave i koloidne; rastvorljivost supstanci; koncentracija rastvora; otopine neelektroila; Raoultovi i van't Hoffovi zakoni.

Plan.

1. Klasifikacija rješenja.

2. Koncentracija rastvora.

3. Otopine neelektrolita. Raoultovi zakoni.

Klasifikacija rješenja

Rešenja su homogeni (jednofazni) sistemi promenljivog sastava, koji se sastoje od dve ili više supstanci (komponenti).

Prema prirodi svog agregatnog stanja, rastvori mogu biti gasoviti, tečni i čvrsti. Obično se komponenta koja je, pod datim uslovima, u istom stanju agregacije kao i rezultujuća otopina smatra rastvaračem, dok se preostale komponente otopine smatraju otopljenim tvarima. U slučaju istog agregatnog stanja komponenti, otapalo se smatra komponentom koja dominira u rastvoru.

U zavisnosti od veličine čestica, rastvori se dele na prave i koloidne. U pravim otopinama (koje se često nazivaju jednostavno otopinama), otopljena supstanca je raspršena na atomskom ili molekularnom nivou, čestice otopljene tvari nisu vidljive ni vizualno ni pod mikroskopom i slobodno se kreću u okruženju rastvarača. Prava rješenja su termodinamički stabilni sistemi koji su neograničeno stabilni u vremenu.

Pokretačke sile za formiranje rješenja su faktori entropije i entalpije. Kada su plinovi otopljeni u tekućini, entropija uvijek opada ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Što je jača interakcija između otopljene tvari i otapala, veća je uloga faktora entalpije u formiranju otopina. Predznak promjene entalpije rastvaranja određen je predznakom zbira svih termičkih efekata procesa koji prate otapanje, čemu glavni doprinos daje destrukcija kristalne rešetke u slobodne ione (ΔH > 0) i interakcija nastalih jona sa molekulima rastvarača (soltivacija, 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.

Koncentracija zasićenog rastvora određena je rastvorljivošću supstance na datoj temperaturi. Otopine s nižim koncentracijama nazivaju se nezasićenim.

Rastvorljivost za različite supstance uveliko varira i zavisi od njihove prirode, interakcije čestica rastvorenih materija među sobom i sa molekulima rastvarača, kao i od spoljašnjih uslova (pritisak, temperatura, itd.)

U hemijskoj praksi najvažnija rješenja su ona pripremljena na bazi tečnog rastvarača. Tečne mješavine u hemiji jednostavno se nazivaju otopinama. Najrasprostranjenije neorgansko otapalo je voda. Otopine s drugim rastvaračima nazivaju se nevodenim.

Rješenja su od izuzetno velike praktične važnosti, u njima se odvijaju mnoge kemijske reakcije, uključujući i one u osnovi metabolizma u živim organizmima.

Koncentracija rastvora

Važna karakteristika rastvora je njihova koncentracija, koja izražava relativnu količinu komponenti u rastvoru. Postoje masene i zapreminske koncentracije, dimenzionalne i bezdimenzionalne.

TO bezdimenzionalni koncentracije (udjeli) uključuju sljedeće koncentracije:

Maseni udio otopljene tvari W(B) izraženo kao dio jedinice ili kao postotak:

gdje su m(B) i m(A) masa otopljene tvari B i masa rastvarača A.

Zapreminski udio otopljene tvari σ(B) izražava se u udjelima jedinice ili zapreminskim procentima:

gdje je Vi zapremina komponente rastvora, V(B) je zapremina rastvorene supstance B. Zapreminski procenti se nazivaju stepeni *).

*) Ponekad se volumna koncentracija izražava u dijelovima promila (ppm, ‰) ili u dijelovima na milijun (ppm), ppm.

Molni udio otopljene supstance χ(B) izražava se relacijom

Zbir molnih udjela k komponenti rastvora χ i jednak je jedinici

TO dimenzionalni koncentracije uključuju sljedeće koncentracije:

Molalnost otopljene supstance C m (B) određena je količinom supstance n(B) u 1 kg (1000 g) rastvarača, dimenzija je mol/kg.

Molarna koncentracija supstance B u rastvoru C(B) – sadržaj količine rastvorene supstance B po jedinici zapremine rastvora, mol/m3, ili češće mol/litar:

gdje je μ(B) molarna masa B, V je zapremina otopine.

Molarna koncentracija ekvivalenata supstance B C E (B) (normalnost - zastarjelo) određuje se brojem ekvivalenata otopljene tvari po jedinici volumena otopine, mol/litar:

gdje je n E (B) količina ekvivalenata tvari, μ E je molarna masa ekvivalenta.

Titar rastvora supstance B( T B) određuje se masom otopljene tvari u g koja se nalazi u 1 ml otopine:

G/ml ili g/ml.

Masene koncentracije (maseni udio, postotak, molal) ne ovise o temperaturi; volumetrijske koncentracije odnose se na određenu temperaturu.

Sve supstance su sposobne da se rastvore u jednom ili drugom stepenu i karakteriše ih rastvorljivost. Neke supstance su neograničeno rastvorljive jedna u drugoj (voda-aceton, benzen-toluen, tečni natrijum-kalijum). Većina jedinjenja je slabo rastvorljiva (voda-benzen, voda-butil alkohol, vodena kuhinjska so), a mnoga su slabo rastvorljiva ili praktično nerastvorljiva (voda-BaSO 4, voda-benzin).

Rastvorljivost supstance pod datim uslovima je njena koncentracija u zasićenom rastvoru. U takvom rastvoru se postiže ravnoteža između otopljene supstance i rastvora. U nedostatku ravnoteže, otopina ostaje stabilna ako je koncentracija otopljene tvari manja od njene topljivosti (nezasićena otopina), ili nestabilna ako otopina sadrži otopljenu tvar veću od svoje topljivosti (prezasićena otopina).