Οι χημικές αντιδράσεις μπορεί να είναι αναστρέψιμες ή μη αναστρέψιμες.
Μη αναστρέψιμες αντιδράσειςΑυτές είναι αντιδράσεις που πηγαίνουν μόνο προς μία (άμεση →) κατεύθυνση:
εκείνοι. εάν κάποια αντίδραση A + B = C + D είναι μη αναστρέψιμη, αυτό σημαίνει ότι η αντίστροφη αντίδραση C + D = A + B δεν συμβαίνει.
Αναστρέψιμες αντιδράσεις - αυτές είναι αντιδράσεις που συμβαίνουν τόσο προς την εμπρός όσο και προς την αντίστροφη κατεύθυνση (⇄):
δηλ., για παράδειγμα, εάν μια ορισμένη αντίδραση A + B = C + D είναι αναστρέψιμη, αυτό σημαίνει ότι τόσο η αντίδραση A + B → C + D (άμεση) όσο και η αντίδραση C + D → A + B (αντίστροφη) συμβαίνουν ταυτόχρονα. ).
Ουσιαστικά γιατί Συμβαίνουν και οι άμεσες και οι αντίστροφες αντιδράσεις· στην περίπτωση των αναστρέψιμων αντιδράσεων, τόσο οι ουσίες στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης όσο και οι ουσίες στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης μπορούν να ονομαστούν αντιδραστήρια (ουσίες έναρξης). Το ίδιο ισχύει και για τα προϊόντα.
Για οποιαδήποτε αναστρέψιμη αντίδραση, μια κατάσταση είναι δυνατή όταν οι ρυθμοί της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης είναι ίσοι. Αυτή η κατάσταση ονομάζεται κατάσταση ισορροπίας.
Σε κατάσταση ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις τόσο όλων των αντιδρώντων όσο και όλων των προϊόντων είναι σταθερές. Οι συγκεντρώσεις των προϊόντων και των αντιδρώντων σε ισορροπία ονομάζονται συγκεντρώσεις ισορροπίας.
Μετατόπιση της χημικής ισορροπίας υπό την επίδραση διαφόρων παραγόντων
Λόγω εξωτερικών επιδράσεων στο σύστημα, όπως αλλαγές στη θερμοκρασία, την πίεση ή τη συγκέντρωση αρχικών ουσιών ή προϊόντων, μπορεί να διαταραχθεί η ισορροπία του συστήματος. Ωστόσο, μετά την παύση αυτής της εξωτερικής επιρροής, το σύστημα, μετά από κάποιο χρονικό διάστημα, θα περάσει σε μια νέα κατάσταση ισορροπίας. Μια τέτοια μετάβαση ενός συστήματος από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη κατάσταση ισορροπίας ονομάζεται μετατόπιση (μετατόπιση) χημικής ισορροπίας .
Για να μπορέσουμε να προσδιορίσουμε πώς μεταβάλλεται η χημική ισορροπία υπό έναν συγκεκριμένο τύπο επιρροής, είναι βολικό να χρησιμοποιήσουμε την αρχή του Le Chatelier:
Εάν ασκηθεί οποιαδήποτε εξωτερική επίδραση σε ένα σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας, τότε η κατεύθυνση της μετατόπισης στη χημική ισορροπία θα συμπίπτει με την κατεύθυνση της αντίδρασης που εξασθενεί την επίδραση της επιρροής.
Η επίδραση της θερμοκρασίας στην κατάσταση ισορροπίας
Όταν η θερμοκρασία αλλάζει, η ισορροπία οποιασδήποτε χημικής αντίδρασης μετατοπίζεται. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι οποιαδήποτε αντίδραση έχει θερμική επίδραση. Επιπλέον, οι θερμικές επιδράσεις της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης είναι πάντα ακριβώς αντίθετες. Εκείνοι. αν η μπροστινή αντίδραση είναι εξώθερμη και προχωρά με θερμική επίδραση ίση με +Q, τότε η αντίστροφη αντίδραση είναι πάντα ενδόθερμη και έχει θερμική επίδραση ίση με –Q.
Έτσι, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, αν αυξήσουμε τη θερμοκρασία κάποιου συστήματος που βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση κατά την οποία η θερμοκρασία μειώνεται, δηλ. προς μια ενδόθερμη αντίδραση. Και ομοίως, αν χαμηλώσουμε τη θερμοκρασία του συστήματος σε κατάσταση ισορροπίας, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση, με αποτέλεσμα να αυξηθεί η θερμοκρασία, δηλ. προς μια εξώθερμη αντίδραση.
Για παράδειγμα, εξετάστε την ακόλουθη αναστρέψιμη αντίδραση και υποδείξτε πού θα μετατοπιστεί η ισορροπία της καθώς μειώνεται η θερμοκρασία:
Όπως φαίνεται από την παραπάνω εξίσωση, η προς τα εμπρός αντίδραση είναι εξώθερμη, δηλ. Ως αποτέλεσμα της εμφάνισής του, απελευθερώνεται θερμότητα. Κατά συνέπεια, η αντίστροφη αντίδραση θα είναι ενδόθερμη, δηλαδή συμβαίνει με την απορρόφηση θερμότητας. Σύμφωνα με τη συνθήκη, η θερμοκρασία μειώνεται, επομένως, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά, δηλ. προς την άμεση αντίδραση.
Επίδραση της συγκέντρωσης στη χημική ισορροπία
Η αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier θα πρέπει να οδηγήσει σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την αντίδραση ως αποτέλεσμα της οποίας καταναλώνονται τα αντιδραστήρια, δηλ. προς την άμεση αντίδραση.
Και αντίστροφα, αν μειωθεί η συγκέντρωση των αντιδρώντων, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση με αποτέλεσμα να σχηματιστούν τα αντιδρώντα, δηλ. πλευρά της αντίστροφης αντίδρασης (←).
Μια αλλαγή στη συγκέντρωση των προϊόντων αντίδρασης έχει επίσης παρόμοιο αποτέλεσμα. Εάν η συγκέντρωση των προϊόντων είναι αυξημένη, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση ως αποτέλεσμα της οποίας τα προϊόντα καταναλώνονται, δηλ. προς την αντίστροφη αντίδραση (←). Αν, αντίθετα, μειωθεί η συγκέντρωση των προϊόντων, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την άμεση αντίδραση (→), έτσι ώστε η συγκέντρωση των προϊόντων να αυξηθεί.
Επίδραση της πίεσης στη χημική ισορροπία
Σε αντίθεση με τη θερμοκρασία και τη συγκέντρωση, οι αλλαγές στην πίεση δεν επηρεάζουν την κατάσταση ισορροπίας κάθε αντίδρασης. Προκειμένου η αλλαγή της πίεσης να οδηγήσει σε μετατόπιση της χημικής ισορροπίας, τα αθροίσματα των συντελεστών για τις αέριες ουσίες στην αριστερή και τη δεξιά πλευρά της εξίσωσης πρέπει να είναι διαφορετικά.
Εκείνοι. δύο αντιδράσεων:
μια αλλαγή στην πίεση μπορεί να επηρεάσει την κατάσταση ισορροπίας μόνο στην περίπτωση της δεύτερης αντίδρασης. Επειδή το άθροισμα των συντελεστών μπροστά από τους τύπους των αερίων ουσιών στην περίπτωση της πρώτης εξίσωσης αριστερά και δεξιά είναι το ίδιο (ίσο με 2), και στην περίπτωση της δεύτερης εξίσωσης είναι διαφορετικό (4 στο αριστερά και 2 στα δεξιά).
Από εδώ, συγκεκριμένα, προκύπτει ότι εάν δεν υπάρχουν αέριες ουσίες τόσο μεταξύ των αντιδρώντων όσο και των προϊόντων, τότε μια αλλαγή στην πίεση δεν θα επηρεάσει σε καμία περίπτωση την τρέχουσα κατάσταση ισορροπίας. Για παράδειγμα, η πίεση δεν θα επηρεάσει την κατάσταση ισορροπίας της αντίδρασης:
Εάν, αριστερά και δεξιά, η ποσότητα των αερίων ουσιών διαφέρει, τότε μια αύξηση της πίεσης θα οδηγήσει σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την αντίδραση κατά την οποία ο όγκος των αερίων μειώνεται και μια μείωση της πίεσης θα οδηγήσει σε μετατόπιση της ισορροπίας, με αποτέλεσμα να αυξάνεται ο όγκος των αερίων.
Επίδραση ενός καταλύτη στη χημική ισορροπία
Δεδομένου ότι ένας καταλύτης επιταχύνει εξίσου τις εμπρός και τις αντίστροφες αντιδράσεις, η παρουσία ή η απουσία του δεν έχει αποτέλεσμασε κατάσταση ισορροπίας.
Το μόνο πράγμα που μπορεί να επηρεάσει ένας καταλύτης είναι ο ρυθμός μετάβασης του συστήματος από μια κατάσταση μη ισορροπίας σε μια κατάσταση ισορροπίας.
Ο αντίκτυπος όλων των παραπάνω παραγόντων στη χημική ισορροπία συνοψίζεται παρακάτω σε ένα φύλλο εξαπάτησης, το οποίο μπορείτε αρχικά να εξετάσετε κατά την εκτέλεση εργασιών ισορροπίας. Ωστόσο, δεν θα είναι δυνατό να το χρησιμοποιήσετε στην εξέταση, επομένως αφού αναλύσετε πολλά παραδείγματα με τη βοήθειά του, θα πρέπει να το μάθετε και να εξασκηθείτε στην επίλυση προβλημάτων ισορροπίας χωρίς να το κοιτάξετε:
Ονομασίες: Τ - θερμοκρασία, Π - πίεση, Με – συγκέντρωση, – αύξηση, ↓ – μείωση
| Τ | Τ - η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση |
| ↓Τ - η ισορροπία μετατοπίζεται προς την εξώθερμη αντίδραση | |
| Π | Π - η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίδραση με μικρότερο άθροισμα συντελεστών μπροστά από αέριες ουσίες |
| ↓σελ - η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίδραση με μεγαλύτερο άθροισμα συντελεστών μπροστά από αέριες ουσίες | |
| ντο | ντο (αντιδραστήριο) – η ισορροπία μετατοπίζεται προς την άμεση αντίδραση (στα δεξιά) |
| ↓γ (αντιδραστήριο) – η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση (στα αριστερά) | |
| ντο (προϊόν) – η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση (στα αριστερά) | |
| ↓γ (προϊόν) - η ισορροπία μετατοπίζεται προς την άμεση αντίδραση (προς τα δεξιά) | |
| Δεν επηρεάζει την ισορροπία!!! |
Η κατάσταση της χημικής ισορροπίας διαταράσσεται από διάφορες εξωτερικές επιδράσεις στο σύστημα: θέρμανση και ψύξη, αλλαγές πίεσης, προσθήκη και αφαίρεση μεμονωμένων ουσιών ή διαλύτη. Ως αποτέλεσμα, η ισότητα των ρυθμών των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων παραβιάζεται και εμφανίζεται μια ορισμένη μετατόπιση στην κατάσταση του συστήματος.
Μια μετατόπιση στη χημική ισορροπία είναι μια διαδικασία που συμβαίνει σε ένα σύστημα ισορροπίας ως αποτέλεσμα μιας εξωτερικής επιρροής.
Μια αλλαγή στην ισορροπία οδηγεί στην εγκαθίδρυση μιας νέας κατάστασης ισορροπίας στο σύστημα, που χαρακτηρίζεται από μεταβαλλόμενες συγκεντρώσεις ουσιών.
Παράδειγμα 10.6. Προς ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η ισορροπία της αντίδρασης όταν προστεθεί οξυγόνο;
Λύση.Όταν προστίθεται οξυγόνο, η συγκέντρωσή του αυξάνεται και ως εκ τούτου η ταχύτητα προς την κατεύθυνση προς τα εμπρός. Η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά. Αυτό αυξάνει το ποσοστό μετατροπής του S0 2 σε S0 3.
Η μετατόπιση της ισορροπίας υπό οποιαδήποτε επιρροή υπακούει στην αρχή του Le Chatelier (1884).
Μια εξωτερική επίδραση σε ένα σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας προκαλεί μια διαδικασία που οδηγεί σε μείωση του αποτελέσματος της επιρροής.
Όταν αποφασίζουμε μια συγκεκριμένη ερώτηση σχετικά με την κατεύθυνση της μετατόπισης ισορροπίας, θα πρέπει να κατανοήσουμε ξεκάθαρα την ουσία του παραγόμενου αποτελέσματος και το αποτέλεσμά του. Για παράδειγμα, μια αλλαγή στη συγκέντρωση δεν μπορεί να θεωρηθεί ως επίδραση στο σύστημα. Οι ουσίες μπορούν να εισαχθούν ή να αφαιρεθούν στο σύστημα (επιδράσεις του εγώ), με αποτέλεσμα μια αλλαγή στις συγκεντρώσεις. Η εφαρμογή της αρχής του Le Chatelier στην πρακτικά σημαντική αντίδραση για την παραγωγή αμμωνίας φαίνεται στον πίνακα. 10.1. Οι δύο πρώτες στήλες υποδεικνύουν την επίδραση στο σύστημα και το αποτέλεσμα της κρούσης. Τα βέλη T και >1 δείχνουν αύξηση ή μείωση του αντίστοιχου χαρακτηριστικού. Η στήλη "Απόκριση συστήματος" υποδεικνύει αλλαγές που είναι αντίθετες από την επίδραση της πρόσκρουσης. Αυτές οι αλλαγές σχετίζονται με την εμφάνιση μιας άμεσης ή αντίστροφης αντίδρασης στο σύστημα. Προκύπτουν ορισμένες δυσκολίες στην κατανόηση της επίδρασης της πίεσης στην κατάσταση ισορροπίας. Η πίεση ενός μείγματος αερίων, σύμφωνα με την εξίσωση της κατάστασης αερίου, εξαρτάται από τη θερμοκρασία και τον όγκο για μια δεδομένη ποσότητα ουσίας, αλλά ένα σύστημα αυτό καθαυτό, με συγκεκριμένο όγκο και θερμοκρασία, μπορεί να ανταποκριθεί στις αλλαγές της πίεσης μόνο αλλάζοντας την συνολική ποσότητα ουσίας ως αποτέλεσμα της αντίδρασης. Ένα συμπέρασμα προκύπτει από την αρχή του Le Chatelier: με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της μείωσης του αθροίσματος των στοιχειομετρικών συντελεστών για ουσίες σε αέρια κατάσταση.
Πίνακας 10.1
Εφαρμογή της αρχής του Le Chatelier χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης N2 + 3Н2 2NH3, ArH° =-92 kJ/mol
Στις αναστρέψιμες ετερογενείς αντιδράσεις, μια μετατόπιση της ισορροπίας σχετίζεται με αλλαγές στις συγκεντρώσεις αερίων και διαλυμένων ουσιών. Μια αλλαγή στη μάζα ενός στερεού δεν επηρεάζει τη θέση ισορροπίας στο σύστημα.
Η μεταβαλλόμενη χημική ισορροπία χρησιμοποιείται ευρέως κατά τη διεξαγωγή αντιδράσεων σε εργαστήρια και σε τεχνολογικές διεργασίες. Σε αυτή την περίπτωση, δεν μιλάμε για επίτευξη ισορροπίας, αλλά για μετατόπισή της μία προς μία. Η διαδικασία σχεδιάζεται από την αρχή έτσι ώστε η διαμορφωμένη ισορροπία να είναι βέλτιστη από την άποψη της εξοικονόμησης των πιο πολύτιμων αντιδραστηρίων. Το κόστος παραγωγής μειώνεται καθώς αυξάνεται η απόδοση του προϊόντος. Εξαρτάται από τις συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης. Χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης για την παραγωγή αμμωνίας, εμφανίζεται η αρχή της προσέγγισης για την επιλογή των συνθηκών διεργασίας (τα σημάδια "+" και "-" συμβολίζουν την επιθυμητή ή ανεπιθύμητη φύση της επίδρασης στο τελικό αποτέλεσμα).
Από τα δεδομένα που παρουσιάζονται προκύπτει ότι στην παραγωγή αμμωνίας είναι επιθυμητό να χρησιμοποιείται υψηλή πίεση και να βρεθούν οι πιο ενεργοί καταλύτες. Η θερμοκρασία έχει θετική επίδραση από τεχνολογική και οικονομική άποψη στον ρυθμό αντίδρασης και αρνητική επίδραση στην απόδοση της αμμωνίας. Επομένως, είναι απαραίτητο να επιλέξετε τη βέλτιστη θερμοκρασία, η οποία τελικά εξασφαλίζει το ελάχιστο κόστος παραγωγής του προϊόντος.
Η χημική ισορροπία είναι εγγενής αναστρεπτόςαντιδράσεις και δεν είναι τυπικό για μη αναστρεψιμοχημικές αντιδράσεις.
Συχνά, κατά τη διεξαγωγή μιας χημικής διαδικασίας, τα αρχικά αντιδρώντα μετατρέπονται πλήρως σε προϊόντα αντίδρασης. Για παράδειγμα:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Είναι αδύνατο να ληφθεί μεταλλικός χαλκός πραγματοποιώντας την αντίδραση προς την αντίθετη κατεύθυνση, επειδή δεδομένος η αντίδραση είναι μη αναστρέψιμη. Σε τέτοιες διαδικασίες, τα αντιδρώντα μετατρέπονται πλήρως σε προϊόντα, δηλ. η αντίδραση προχωρά στην ολοκλήρωση.
Αλλά το μεγαλύτερο μέρος των χημικών αντιδράσεων αναστρεπτός, δηλ. η αντίδραση είναι πιθανό να συμβεί παράλληλα προς την εμπρός και την αντίστροφη κατεύθυνση. Με άλλα λόγια, τα αντιδρώντα μετατρέπονται μόνο εν μέρει σε προϊόντα και το σύστημα αντίδρασης θα αποτελείται τόσο από αντιδρώντα όσο και από προϊόντα. Το σύστημα σε αυτή την περίπτωση είναι στο κράτος χημική ισορροπία.
Στις αναστρέψιμες διεργασίες, αρχικά η άμεση αντίδραση έχει μέγιστη ταχύτητα, η οποία σταδιακά μειώνεται λόγω μείωσης της ποσότητας των αντιδραστηρίων. Η αντίστροφη αντίδραση, αντίθετα, έχει αρχικά μια ελάχιστη ταχύτητα, η οποία αυξάνεται καθώς τα προϊόντα συσσωρεύονται. Τελικά, έρχεται μια στιγμή που οι ρυθμοί και των δύο αντιδράσεων γίνονται ίσοι - το σύστημα φτάνει σε μια κατάσταση ισορροπίας. Όταν εμφανίζεται μια κατάσταση ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις των συστατικών παραμένουν αμετάβλητες, αλλά η χημική αντίδραση δεν σταματά. Οτι. – αυτή είναι μια δυναμική (κινούμενη) κατάσταση. Για λόγους σαφήνειας, εδώ είναι το ακόλουθο σχήμα:
Ας πούμε ότι υπάρχει ένα συγκεκριμένο αναστρέψιμη χημική αντίδραση:
a A + b B = c C + d D
στη συνέχεια, με βάση το νόμο της μαζικής δράσης, γράφουμε εκφράσεις για ευθείαυ 1 και ΑΝΤΙΣΤΡΟΦΗυ 2 αντιδράσεις:
v1 = k 1 ·[A] a ·[B] β
v2 = k 2 ·[C] c ·[D] d
Ικανός χημική ισορροπία, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι, δηλ.:
k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d
παίρνουμε
ΠΡΟΣ ΤΗΝ= k 1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] β
Οπου Κ =κ 1 / κ 2 – σταθερά ισορροπίας.
Για οποιαδήποτε αναστρέψιμη διαδικασία, υπό δεδομένες συνθήκες κείναι σταθερή τιμή. Δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των ουσιών, γιατί Όταν αλλάζει η ποσότητα μιας από τις ουσίες, αλλάζουν και οι ποσότητες άλλων συστατικών.
Όταν οι συνθήκες μιας χημικής διεργασίας αλλάζουν, η ισορροπία μπορεί να αλλάξει.
Παράγοντες που επηρεάζουν τη μεταβολή της ισορροπίας:
- αλλαγές στις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων ή προϊόντων,
- αλλαγή πίεσης,
- αλλαγή θερμοκρασίας,
- προσθέτοντας έναν καταλύτη στο μέσο αντίδρασης.
Η αρχή του Le Chatelier
Όλοι οι παραπάνω παράγοντες επηρεάζουν τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας, η οποία υπακούει Η αρχή του Le Chatelier: Εάν αλλάξετε μία από τις συνθήκες υπό τις οποίες το σύστημα βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας - συγκέντρωση, πίεση ή θερμοκρασία - τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση της αντίδρασης που εξουδετερώνει αυτήν την αλλαγή.Εκείνοι. η ισορροπία τείνει να μετατοπίζεται προς μια κατεύθυνση που οδηγεί σε μείωση της επιρροής της επιρροής που οδήγησε σε παραβίαση της κατάστασης ισορροπίας.
Ας εξετάσουμε λοιπόν χωριστά την επίδραση καθενός από τους παράγοντες τους στην κατάσταση ισορροπίας.
Επιρροή αλλαγές στις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ή προϊόντων ας δείξουμε με ένα παράδειγμα Διαδικασία Haber:
N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g)
Εάν, για παράδειγμα, προστεθεί άζωτο σε ένα σύστημα ισορροπίας που αποτελείται από N 2 (g), H 2 (g) και NH 3 (g), τότε η ισορροπία θα πρέπει να μετατοπιστεί σε μια κατεύθυνση που θα συνέβαλε στη μείωση της ποσότητας υδρογόνο προς την αρχική του τιμή, εκείνα. προς την κατεύθυνση του σχηματισμού πρόσθετης αμμωνίας (προς τα δεξιά). Ταυτόχρονα, η ποσότητα του υδρογόνου θα μειωθεί. Όταν προστίθεται υδρογόνο στο σύστημα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί επίσης προς το σχηματισμό μιας νέας ποσότητας αμμωνίας (στα δεξιά). Ενώ η εισαγωγή αμμωνίας στο σύστημα ισορροπίας, σύμφωνα με Η αρχή του Le Chatelier , θα προκαλέσει μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τη διαδικασία που είναι ευνοϊκή για το σχηματισμό των αρχικών ουσιών (στα αριστερά), π.χ. Η συγκέντρωση της αμμωνίας θα πρέπει να μειωθεί μέσω της αποσύνθεσης μέρους της σε άζωτο και υδρογόνο.
Μια μείωση στη συγκέντρωση ενός από τα συστατικά θα μετατοπίσει την κατάσταση ισορροπίας του συστήματος προς το σχηματισμό αυτού του συστατικού.
Επιρροή αλλαγές πίεσης έχει νόημα εάν στην υπό μελέτη διεργασία συμμετέχουν αέρια συστατικά και υπάρχει αλλαγή στον συνολικό αριθμό των μορίων. Αν παραμένει ο συνολικός αριθμός μορίων στο σύστημα μόνιμος, τότε η αλλαγή της πίεσης δεν επηρεάζειστο ισοζύγιο του, για παράδειγμα:
I 2(g) + H 2(g) = 2HI (g)
Εάν η συνολική πίεση ενός συστήματος ισορροπίας αυξηθεί μειώνοντας τον όγκο του, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τον φθίνοντα όγκο. Εκείνοι. προς τη μείωση του αριθμού αέριοστο σύστημα. Σε αντίδραση:
N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g)
από 4 μόρια αερίου (1 N 2 (g) και 3 H 2 (g)) σχηματίζονται 2 μόρια αερίου (2 NH 3 (g)), δηλ. η πίεση στο σύστημα μειώνεται. Ως αποτέλεσμα, μια αύξηση της πίεσης θα συμβάλει στο σχηματισμό μιας επιπλέον ποσότητας αμμωνίας, δηλ. η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς το σχηματισμό της (στα δεξιά).
Εάν η θερμοκρασία του συστήματος είναι σταθερή, τότε μια αλλαγή στη συνολική πίεση του συστήματος δεν θα οδηγήσει σε αλλαγή στη σταθερά ισορροπίας ΠΡΟΣ ΤΗΝ.
Αλλαγή θερμοκρασίας σύστημα επηρεάζει όχι μόνο τη μετατόπιση της ισορροπίας του, αλλά και τη σταθερά ισορροπίας ΠΡΟΣ ΤΗΝ.Εάν προσδίδεται πρόσθετη θερμότητα σε ένα σύστημα ισορροπίας υπό σταθερή πίεση, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την απορρόφηση της θερμότητας. Σκεφτείτε:
N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) + 22 kcal
Έτσι, όπως μπορείτε να δείτε, η άμεση αντίδραση προχωρά με την απελευθέρωση θερμότητας και η αντίστροφη αντίδραση με την απορρόφηση. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία αυτής της αντίδρασης μετατοπίζεται προς την αντίδραση αποσύνθεσης της αμμωνίας (στα αριστερά), επειδή εμφανίζεται και αποδυναμώνει την εξωτερική επιρροή - αύξηση της θερμοκρασίας. Αντίθετα, η ψύξη οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την κατεύθυνση της σύνθεσης αμμωνίας (προς τα δεξιά), επειδή η αντίδραση είναι εξώθερμη και ανθίσταται στην ψύξη.
Έτσι, μια αύξηση της θερμοκρασίας ευνοεί μια μετατόπιση χημική ισορροπίαπρος την ενδόθερμη αντίδραση και η θερμοκρασία πέφτει προς την εξώθερμη διαδικασία . Σταθερές ισορροπίαςΌλες οι εξώθερμες διεργασίες μειώνονται με την αύξηση της θερμοκρασίας και οι ενδόθερμες διεργασίες αυξάνονται.
Κύριο άρθρο: Αρχή Le Chatelier-Brown
Η θέση της χημικής ισορροπίας εξαρτάται από τις ακόλουθες παραμέτρους αντίδρασης: θερμοκρασία, πίεση και συγκέντρωση. Η επίδραση που έχουν αυτοί οι παράγοντες σε μια χημική αντίδραση υπόκειται σε ένα πρότυπο που εκφράστηκε με γενικούς όρους το 1885 από τον Γάλλο επιστήμονα Le Chatelier.
Παράγοντες που επηρεάζουν τη χημική ισορροπία:
1) θερμοκρασία
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση (απορρόφησης) και όταν μειώνεται, προς την εξώθερμη (απελευθέρωση) αντίδραση.
CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←
Ν 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) πίεση
Καθώς η πίεση αυξάνεται, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς μικρότερο όγκο ουσιών και καθώς η πίεση μειώνεται προς μεγαλύτερο όγκο. Αυτή η αρχή ισχύει μόνο για αέρια, δηλ. Εάν εμπλέκονται στερεά στην αντίδραση, δεν λαμβάνονται υπόψη.
CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →
1mol=1mol+1mol
3) συγκέντρωση αρχικών ουσιών και προϊόντων αντίδρασης
Με την αύξηση της συγκέντρωσης μιας από τις πρώτες ουσίες, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα της αντίδρασης και με την αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων της αντίδρασης, προς τις πρώτες ουσίες.
μικρό 2 +2Ο 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←
Οι καταλύτες δεν επηρεάζουν τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας!
Βασικά ποσοτικά χαρακτηριστικά της χημικής ισορροπίας: σταθερά χημικής ισορροπίας, βαθμός μετατροπής, βαθμός διάστασης, απόδοση ισορροπίας. Εξηγήστε τη σημασία αυτών των ποσοτήτων χρησιμοποιώντας το παράδειγμα συγκεκριμένων χημικών αντιδράσεων.
Στη χημική θερμοδυναμική, ο νόμος της δράσης μάζας συσχετίζει τις δραστηριότητες ισορροπίας των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης, σύμφωνα με τη σχέση:
Δραστηριότητα ουσιών. Αντί για δραστηριότητα, μπορεί να χρησιμοποιηθεί συγκέντρωση (για αντίδραση σε ιδανικό διάλυμα), μερικές πιέσεις (αντίδραση σε μείγμα ιδανικών αερίων), φυγοκέντρηση (αντίδραση σε μείγμα πραγματικών αερίων).
Στοιχειομετρικός συντελεστής (αρνητικός για αρχικές ουσίες, θετικός για προϊόντα).
Σταθερά χημικής ισορροπίας. Ο δείκτης "a" εδώ σημαίνει τη χρήση της τιμής δραστηριότητας στον τύπο.
Η αποτελεσματικότητα μιας αντίδρασης συνήθως αξιολογείται με τον υπολογισμό της απόδοσης του προϊόντος της αντίδρασης (ενότητα 5.11). Ταυτόχρονα, η αποτελεσματικότητα της αντίδρασης μπορεί επίσης να εκτιμηθεί προσδιορίζοντας ποιο μέρος της πιο σημαντικής (συνήθως της πιο ακριβής) ουσίας μετατράπηκε στο προϊόν-στόχο της αντίδρασης, για παράδειγμα, ποιο μέρος του SO 2 μετατράπηκε σε SO 3 κατά την παραγωγή θειικού οξέος, δηλαδή βρε βαθμό μετατροπήςαρχική ουσία.
Αφήστε ένα σύντομο διάγραμμα της συνεχιζόμενης αντίδρασης
Τότε ο βαθμός μετατροπής της ουσίας Α σε ουσία Β (Α) προσδιορίζεται από την ακόλουθη εξίσωση
Οπου n proreact (Α) – η ποσότητα της ουσίας του αντιδραστηρίου Α που αντέδρασε για να σχηματίσει το προϊόν Β, και nαρχικό (Α) – αρχική ποσότητα αντιδραστηρίου Α. 
Φυσικά, ο βαθμός μετασχηματισμού μπορεί να εκφραστεί όχι μόνο μέσω της ποσότητας μιας ουσίας, αλλά και μέσω οποιωνδήποτε ποσοτήτων ανάλογων με αυτήν: τον αριθμό των μορίων (μονάδες τύπου), τη μάζα, τον όγκο.
Εάν το αντιδραστήριο Α λαμβάνεται σε έλλειψη και η απώλεια του προϊόντος Β μπορεί να παραμεληθεί, τότε ο βαθμός μετατροπής του αντιδραστηρίου Α είναι συνήθως ίσος με την απόδοση του προϊόντος Β
Εξαίρεση αποτελούν οι αντιδράσεις κατά τις οποίες η αρχική ουσία καταναλώνεται προφανώς για να σχηματιστούν πολλά προϊόντα. Έτσι, για παράδειγμα, στην αντίδραση
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
το χλώριο (αντιδραστήριο) μετατρέπεται εξίσου σε χλωριούχο κάλιο και σε υποχλωριώδες κάλιο. Σε αυτή την αντίδραση, ακόμη και με 100% απόδοση KClO, ο βαθμός μετατροπής του χλωρίου σε αυτό είναι 50%.
Η ποσότητα που γνωρίζετε - ο βαθμός πρωτόλυσης (ενότητα 12.4) - είναι μια ειδική περίπτωση του βαθμού μετατροπής:
Στο πλαίσιο του TED καλούνται παρόμοιες ποσότητες βαθμός διάστασηςοξέα ή βάσεις (ονομάζονται επίσης ως βαθμός πρωτολύσεως). Ο βαθμός διάστασης σχετίζεται με τη σταθερά διάστασης σύμφωνα με τον νόμο αραίωσης του Ostwald.
Στο πλαίσιο της ίδιας θεωρίας, η ισορροπία υδρόλυσης χαρακτηρίζεται από βαθμό υδρόλυσης (η), και χρησιμοποιούνται οι ακόλουθες εκφράσεις που το συσχετίζουν με την αρχική συγκέντρωση της ουσίας ( Με) και σταθερές διάστασης ασθενών οξέων (K HA) και ασθενών βάσεων που σχηματίζονται κατά την υδρόλυση ( κ MOH):
Η πρώτη έκφραση ισχύει για την υδρόλυση ενός άλατος ενός ασθενούς οξέος, η δεύτερη - άλατα μιας ασθενούς βάσης και η τρίτη - άλατα ενός ασθενούς οξέος και μιας ασθενούς βάσης. Όλες αυτές οι εκφράσεις μπορούν να χρησιμοποιηθούν μόνο για αραιά διαλύματα με βαθμό υδρόλυσης όχι μεγαλύτερο από 0,05 (5%).
Τυπικά, η απόδοση ισορροπίας προσδιορίζεται από μια γνωστή σταθερά ισορροπίας, με την οποία σχετίζεται σε κάθε συγκεκριμένη περίπτωση με μια ορισμένη αναλογία.
Η απόδοση του προϊόντος μπορεί να αλλάξει μετατοπίζοντας την ισορροπία της αντίδρασης σε αναστρέψιμες διαδικασίες, υπό την επίδραση παραγόντων όπως η θερμοκρασία, η πίεση, η συγκέντρωση.
Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, ο βαθμός ισορροπίας της μετατροπής αυξάνεται με την αύξηση της πίεσης κατά τη διάρκεια απλών αντιδράσεων, και σε άλλες περιπτώσεις ο όγκος του μείγματος αντίδρασης δεν αλλάζει και η απόδοση του προϊόντος δεν εξαρτάται από την πίεση.
Η επίδραση της θερμοκρασίας στην απόδοση ισορροπίας, καθώς και στη σταθερά ισορροπίας, προσδιορίζεται από το πρόσημο της θερμικής επίδρασης της αντίδρασης.
Για μια πληρέστερη αξιολόγηση των αναστρέψιμων διεργασιών, χρησιμοποιείται η λεγόμενη απόδοση από τη θεωρητική (απόδοση από την ισορροπία), ίση με την αναλογία του πραγματικά ληφθέντος προϊόντος προς την ποσότητα που θα λαμβανόταν σε κατάσταση ισορροπίας.
ΘΕΡΜΙΚΗ ΔΙΑΚΟΠΗ χημικό
μια αντίδραση αναστρέψιμης αποσύνθεσης μιας ουσίας που προκαλείται από αύξηση της θερμοκρασίας.
Με κ.λπ., από μία ουσία σχηματίζονται πολλές (2H2H+ OCaO + CO) ή μία απλούστερη ουσία
Η ισορροπία κ.λπ. καθιερώνεται σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης. Το
μπορεί να χαρακτηριστεί είτε από σταθερά ισορροπίας είτε από το βαθμό διάστασης
(ο λόγος του αριθμού των διασπασμένων μορίων προς τον συνολικό αριθμό των μορίων). ΣΕ
Στις περισσότερες περιπτώσεις, κλπ. συνοδεύεται από την απορρόφηση θερμότητας (αύξηση
ενθαλπία
DN>0); επομένως, σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier-Brown
η θέρμανση το ενισχύει, προσδιορίζεται ο βαθμός μετατόπισης κ.λπ. με τη θερμοκρασία
απόλυτη τιμή του DN. Η πίεση παρεμβαίνει κ.λπ., όσο πιο έντονα, τόσο μεγαλύτερη
αλλαγή (αύξηση) του αριθμού των mol (Di) των αερίων ουσιών
ο βαθμός διάστασης δεν εξαρτάται από την πίεση. Αν τα στερεά δεν είναι
σχηματίζουν στερεά διαλύματα και δεν βρίσκονται σε κατάσταση υψηλής διασποράς,
τότε η πίεση κ.λπ. καθορίζεται μοναδικά από τη θερμοκρασία. Για την υλοποίηση του Τ.
δ. στερεά (οξείδια, κρυσταλλικά ένυδρα κ.λπ.)
Είναι σημαντικό να γνωρίζουμε
θερμοκρασία στην οποία η πίεση διάστασης γίνεται ίση με την εξωτερική (ιδίως,
ατμοσφαιρική πίεση. Δεδομένου ότι το αέριο που απελευθερώνεται μπορεί να υπερνικήσει
πίεση περιβάλλοντος και, στη συνέχεια, με την επίτευξη αυτής της θερμοκρασίας η διαδικασία αποσύνθεσης
αμέσως εντείνεται.
Εξάρτηση του βαθμού διάστασης από τη θερμοκρασία: ο βαθμός διάστασης αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας (η αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε αύξηση της κινητικής ενέργειας των διαλυμένων σωματιδίων, η οποία προάγει τη διάσπαση των μορίων σε ιόντα) 
Ο βαθμός μετατροπής των αρχικών ουσιών και η απόδοση ισορροπίας του προϊόντος. Μέθοδοι υπολογισμού τους σε δεδομένη θερμοκρασία. Τι δεδομένα χρειάζονται για αυτό; Δώστε ένα σχήμα για τον υπολογισμό οποιουδήποτε από αυτά τα ποσοτικά χαρακτηριστικά της χημικής ισορροπίας χρησιμοποιώντας ένα αυθαίρετο παράδειγμα.
Ο βαθμός μετατροπής είναι η ποσότητα του αντιδραστηρίου που αντέδρασε διαιρεμένη με την αρχική του ποσότητα. Για την απλούστερη αντίδραση, όπου είναι η συγκέντρωση στην είσοδο στον αντιδραστήρα ή στην αρχή της περιοδικής διαδικασίας, είναι η συγκέντρωση στην έξοδο του αντιδραστήρα ή η τρέχουσα στιγμή της περιοδικής διεργασίας. Για μια εθελοντική απάντηση, για παράδειγμα, 
, σύμφωνα με τον ορισμό, ο τύπος υπολογισμού είναι ο ίδιος: . Εάν υπάρχουν πολλά αντιδραστήρια σε μια αντίδραση, τότε ο βαθμός μετατροπής μπορεί να υπολογιστεί για καθένα από αυτά, για παράδειγμα, για την αντίδραση 
Η εξάρτηση του βαθμού μετατροπής από το χρόνο αντίδρασης καθορίζεται από τη μεταβολή της συγκέντρωσης του αντιδραστηρίου με την πάροδο του χρόνου. Στην αρχική χρονική στιγμή, όταν τίποτα δεν έχει μεταμορφωθεί, ο βαθμός μετασχηματισμού είναι μηδέν. Στη συνέχεια, καθώς το αντιδραστήριο μετατρέπεται, ο βαθμός μετατροπής αυξάνεται. Για μια μη αναστρέψιμη αντίδραση, όταν τίποτα δεν εμποδίζει το αντιδραστήριο να καταναλωθεί πλήρως, η τιμή του τείνει (Εικ. 1) στη μονάδα (100%). 
Εικ. 1 Όσο μεγαλύτερος είναι ο ρυθμός κατανάλωσης αντιδραστηρίου, που προσδιορίζεται από την τιμή της σταθεράς ρυθμού, τόσο πιο γρήγορα αυξάνεται ο βαθμός μετατροπής, όπως φαίνεται στο σχήμα. Εάν η αντίδραση είναι αναστρέψιμη, τότε καθώς η αντίδραση τείνει προς την ισορροπία, ο βαθμός μετατροπής τείνει σε μια τιμή ισορροπίας, η τιμή της οποίας εξαρτάται από την αναλογία των σταθερών ρυθμού των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων (στη σταθερά ισορροπίας) (Εικ. . 2). 
Εικ. 2 Απόδοση του προϊόντος-στόχου Η απόδοση του προϊόντος είναι η ποσότητα του προϊόντος στόχου που λαμβάνεται στην πραγματικότητα, διαιρούμενη με την ποσότητα αυτού του προϊόντος που θα είχε ληφθεί εάν όλο το αντιδραστήριο είχε περάσει σε αυτό το προϊόν (στη μέγιστη δυνατή ποσότητα το προϊόν που προκύπτει). Ή (μέσω του αντιδραστηρίου): η ποσότητα του αντιδραστηρίου που πράγματι μετατράπηκε στο προϊόν στόχο, διαιρούμενη με την αρχική ποσότητα του αντιδραστηρίου. Για την απλούστερη αντίδραση, η απόδοση είναι , και λαμβάνοντας υπόψη ότι για αυτήν την αντίδραση, 
, δηλ. Για την απλούστερη αντίδραση, η απόδοση και ο βαθμός μετατροπής είναι η ίδια τιμή. Εάν ο μετασχηματισμός λαμβάνει χώρα με μια αλλαγή στην ποσότητα των ουσιών, για παράδειγμα, τότε, σύμφωνα με τον ορισμό, ο στοιχειομετρικός συντελεστής πρέπει να συμπεριληφθεί στην υπολογιζόμενη έκφραση. Σύμφωνα με τον πρώτο ορισμό, η φανταστική ποσότητα προϊόντος που λαμβάνεται από ολόκληρη την αρχική ποσότητα του αντιδραστηρίου θα είναι για αυτήν την αντίδραση δύο φορές μικρότερη από την αρχική ποσότητα του αντιδραστηρίου, δηλ. και τον τύπο υπολογισμού. Σύμφωνα με τον δεύτερο ορισμό, η ποσότητα του αντιδραστηρίου που πραγματικά μεταφέρεται στο προϊόν στόχο θα είναι διπλάσια από αυτή που σχηματίστηκε αυτό το προϊόν, δηλ. , τότε ο τύπος υπολογισμού είναι . Φυσικά και οι δύο εκφράσεις είναι ίδιες. Για μια πιο σύνθετη αντίδραση, οι τύποι υπολογισμού γράφονται με τον ίδιο ακριβώς τρόπο σύμφωνα με τον ορισμό, αλλά στην περίπτωση αυτή η απόδοση δεν είναι πλέον ίση με το βαθμό μετατροπής. Για παράδειγμα, για την αντίδραση, 
. Εάν υπάρχουν πολλά αντιδραστήρια σε μια αντίδραση, η απόδοση μπορεί να υπολογιστεί για καθένα από αυτά· εάν υπάρχουν επίσης πολλά προϊόντα-στόχοι, τότε η απόδοση μπορεί να υπολογιστεί για οποιοδήποτε προϊόν στόχο για οποιοδήποτε αντιδραστήριο. Όπως φαίνεται από τη δομή του τύπου υπολογισμού (ο παρονομαστής περιέχει μια σταθερή τιμή), η εξάρτηση της απόδοσης από τον χρόνο αντίδρασης προσδιορίζεται από τη χρονική εξάρτηση της συγκέντρωσης του προϊόντος στόχου. Έτσι, για παράδειγμα, για την αντίδραση 
αυτή η εξάρτηση φαίνεται όπως στο Σχ. 3. 
Εικ.3
Ο βαθμός μετατροπής ως ποσοτικό χαρακτηριστικό της χημικής ισορροπίας. Πώς θα επηρεάσει μια αύξηση στη συνολική πίεση και θερμοκρασία τον βαθμό μετατροπής του αντιδραστηρίου ... σε μια αντίδραση αέριας φάσης: ( δίνεται η εξίσωση)? Δώστε μια αιτιολογία για την απάντησή σας και κατάλληλες μαθηματικές εκφράσεις.
Η κατάσταση στην οποία οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι ονομάζεται χημική ισορροπία. Η εξίσωση για μια αναστρέψιμη αντίδραση σε γενική μορφή:
Ταχύτητα μπροστινής αντίδρασης v 1 =κ 1 [A] m [B] n, ταχύτητα αντίστροφης αντίδρασης v 2 =κ 2 [C] p [D] q, όπου σε αγκύλες βρίσκονται οι συγκεντρώσεις ισορροπίας. Εξ ορισμού, σε χημική ισορροπία v 1 =v 2, από πού
K c =k 1 /k 2 = [C] p [D] q / [A] m [B] n,
όπου Kc είναι η σταθερά χημικής ισορροπίας, εκφρασμένη σε μοριακές συγκεντρώσεις. Η δεδομένη μαθηματική έκφραση ονομάζεται συχνά νόμος της δράσης μάζας για μια αναστρέψιμη χημική αντίδραση: η αναλογία του προϊόντος των συγκεντρώσεων ισορροπίας των προϊόντων της αντίδρασης προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων ισορροπίας των αρχικών ουσιών.
Η θέση της χημικής ισορροπίας εξαρτάται από τις ακόλουθες παραμέτρους αντίδρασης: θερμοκρασία, πίεση και συγκέντρωση. Η επίδραση που έχουν αυτοί οι παράγοντες σε μια χημική αντίδραση υπόκειται σε ένα πρότυπο που εκφράστηκε με γενικούς όρους το 1884 από τον Γάλλο επιστήμονα Le Chatelier. Η σύγχρονη διατύπωση της αρχής του Le Chatelier είναι η εξής:
Εάν ασκηθεί εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας, το σύστημα θα μετακινηθεί σε άλλη κατάσταση με τέτοιο τρόπο ώστε να μειωθεί η επίδραση της εξωτερικής επιρροής.
Παράγοντες που επηρεάζουν τη χημική ισορροπία.
1. Επίδραση θερμοκρασίας. Σε κάθε αναστρέψιμη αντίδραση, μια από τις κατευθύνσεις αντιστοιχεί σε μια εξώθερμη διαδικασία και η άλλη σε μια ενδόθερμη διαδικασία.
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της ενδόθερμης αντίδρασης και καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, προς την κατεύθυνση της εξώθερμης αντίδρασης.
2. Επίδραση της πίεσης.
Σε όλες τις αντιδράσεις που περιλαμβάνουν αέριες ουσίες, που συνοδεύονται από μεταβολή του όγκου λόγω αλλαγής της ποσότητας της ουσίας κατά τη μετάβαση από την αρχική ουσία στα προϊόντα, η θέση ισορροπίας επηρεάζεται από την πίεση στο σύστημα.
Η επίδραση της πίεσης στη θέση ισορροπίας υπακούει στους ακόλουθους κανόνες:
Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό ουσιών (αρχικών ή προϊόντων) με μικρότερο όγκο.
3. Επίδραση συγκέντρωσης. Η επίδραση της συγκέντρωσης στην κατάσταση ισορροπίας υπόκειται στους ακόλουθους κανόνες:
Όταν η συγκέντρωση μιας από τις πρώτες ουσίες αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης.
Όταν η συγκέντρωση ενός από τα προϊόντα της αντίδρασης αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό των αρχικών ουσιών.
Ερωτήσεις για αυτοέλεγχο:
1. Ποιος είναι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης και από ποιους παράγοντες εξαρτάται; Από ποιους παράγοντες εξαρτάται η σταθερά του ρυθμού;
2. Δημιουργήστε μια εξίσωση για τον ρυθμό αντίδρασης του σχηματισμού νερού από υδρογόνο και οξυγόνο και δείξτε πώς αλλάζει ο ρυθμός εάν η συγκέντρωση του υδρογόνου τριπλασιαστεί.
3. Πώς αλλάζει ο ρυθμός αντίδρασης με την πάροδο του χρόνου; Ποιες αντιδράσεις ονομάζονται αναστρέψιμες; Τι χαρακτηρίζει την κατάσταση της χημικής ισορροπίας; Τι ονομάζεται σταθερά ισορροπίας, από ποιους παράγοντες εξαρτάται;
4. Ποιες εξωτερικές επιρροές μπορούν να διαταράξουν τη χημική ισορροπία; Προς ποια κατεύθυνση θα αναμειχθεί η ισορροπία όταν αλλάζει η θερμοκρασία; Πίεση?
5. Πώς μπορεί μια αναστρέψιμη αντίδραση να μετατοπιστεί σε μια συγκεκριμένη κατεύθυνση και να ολοκληρωθεί;
Διάλεξη Νο. 12 (προβληματική)
Λύσεις
Στόχος:Να δώσετε ποιοτικά συμπεράσματα για τη διαλυτότητα των ουσιών και μια ποσοτική εκτίμηση της διαλυτότητας.
Λέξεις-κλειδιά:Λύσεις – ομοιογενείς και ετερογενείς, αληθινές και κολλοειδείς. διαλυτότητα ουσιών. συγκέντρωση διαλυμάτων? διαλύματα μη ηλεκτροϋλών. Οι νόμοι του Raoult και van't Hoff.
Σχέδιο.
1. Ταξινόμηση λύσεων.
2. Συγκέντρωση διαλυμάτων.
3. Διαλύματα μη ηλεκτρολυτών. Οι νόμοι του Ραούλ.
Ταξινόμηση λύσεων
Τα διαλύματα είναι ομοιογενή (μονοφασικά) συστήματα μεταβλητής σύστασης, που αποτελούνται από δύο ή περισσότερες ουσίες (συστατικά).
Ανάλογα με τη φύση της κατάστασης συσσώρευσής τους, τα διαλύματα μπορεί να είναι αέρια, υγρά και στερεά. Τυπικά, ένα συστατικό που, υπό δεδομένες συνθήκες, βρίσκεται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης με το προκύπτον διάλυμα θεωρείται διαλύτης, ενώ τα υπόλοιπα συστατικά του διαλύματος θεωρούνται διαλυμένες ουσίες. Στην περίπτωση της ίδιας κατάστασης συσσωμάτωσης των συστατικών, ο διαλύτης θεωρείται το συστατικό που κυριαρχεί στο διάλυμα.
Ανάλογα με το μέγεθος των σωματιδίων, τα διαλύματα χωρίζονται σε αληθινά και κολλοειδή. Σε αληθινά διαλύματα (συχνά ονομάζονται απλά διαλύματα), η διαλυμένη ουσία διασπείρεται σε ατομικό ή μοριακό επίπεδο, τα σωματίδια της διαλυμένης ουσίας δεν είναι ορατά ούτε οπτικά ούτε κάτω από μικροσκόπιο και κινούνται ελεύθερα στο περιβάλλον του διαλύτη. Οι αληθινές λύσεις είναι θερμοδυναμικά σταθερά συστήματα που είναι απεριόριστα σταθερά στο χρόνο.
Οι κινητήριες δυνάμεις για το σχηματισμό διαλυμάτων είναι οι παράγοντες εντροπίας και ενθαλπίας. Όταν τα αέρια διαλύονται σε ένα υγρό, η εντροπία πάντα μειώνεται ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Όσο ισχυρότερη είναι η αλληλεπίδραση μεταξύ της διαλυμένης ουσίας και του διαλύτη, τόσο μεγαλύτερος είναι ο ρόλος του παράγοντα ενθαλπίας στο σχηματισμό διαλυμάτων. Το πρόσημο της αλλαγής στην ενθαλπία της διάλυσης προσδιορίζεται από το πρόσημο του αθροίσματος όλων των θερμικών επιδράσεων των διεργασιών που συνοδεύουν τη διάλυση, από τις οποίες η κύρια συμβολή γίνεται με την καταστροφή του κρυσταλλικού πλέγματος σε ελεύθερα ιόντα (ΔH > 0) και την αλληλεπίδραση των ιόντων που προκύπτουν με τα μόρια του διαλύτη (διαλυτοποίηση, ΔΗ< 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.
Η συγκέντρωση ενός κορεσμένου διαλύματος προσδιορίζεται από τη διαλυτότητα της ουσίας σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Τα διαλύματα με χαμηλότερες συγκεντρώσεις ονομάζονται ακόρεστα.
Η διαλυτότητα για διάφορες ουσίες ποικίλλει ευρέως και εξαρτάται από τη φύση τους, την αλληλεπίδραση των σωματιδίων διαλυμένης ουσίας μεταξύ τους και με τα μόρια του διαλύτη, καθώς και από τις εξωτερικές συνθήκες (πίεση, θερμοκρασία κ.λπ.)
Στη χημική πρακτική, οι πιο σημαντικές λύσεις είναι αυτές που παρασκευάζονται με βάση έναν υγρό διαλύτη. Τα υγρά μείγματα στη χημεία ονομάζονται απλά διαλύματα. Ο πιο ευρέως χρησιμοποιούμενος ανόργανος διαλύτης είναι το νερό. Τα διαλύματα με άλλους διαλύτες ονομάζονται μη υδατικά.
Τα διαλύματα είναι εξαιρετικά μεγάλης πρακτικής σημασίας· πολλές χημικές αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε αυτά, συμπεριλαμβανομένων εκείνων που υποβόσκουν τον μεταβολισμό σε ζωντανούς οργανισμούς.
Συγκέντρωση διαλυμάτων
Ένα σημαντικό χαρακτηριστικό των διαλυμάτων είναι η συγκέντρωσή τους, η οποία εκφράζει τη σχετική ποσότητα των συστατικών στο διάλυμα. Υπάρχουν συγκεντρώσεις μάζας και όγκου, διαστάσεων και αδιάστατων.
ΠΡΟΣ ΤΗΝ αδιάστατοοι συγκεντρώσεις (μερίδια) περιλαμβάνουν τις ακόλουθες συγκεντρώσεις:
Κλάσμα μάζας διαλυμένης ουσίας W(Β) εκφρασμένο ως κλάσμα μονάδας ή ως ποσοστό:
όπου m(B) και m(A) είναι η μάζα της διαλυμένης ουσίας Β και η μάζα του διαλύτη Α.
Το κλάσμα όγκου της διαλυμένης ουσίας σ(Β) εκφράζεται σε κλάσματα ενός ποσοστού μονάδας ή όγκου:
όπου Vi είναι ο όγκος του συστατικού του διαλύματος, V(B) ο όγκος της διαλυμένης ουσίας Β. Τα ποσοστά όγκου ονομάζονται μοίρες *).
*) Μερικές φορές η συγκέντρωση όγκου εκφράζεται σε μέρη ανά χίλια (ppm, ‰) ή σε μέρη ανά εκατομμύριο (ppm), ppm.
Το μοριακό κλάσμα της διαλυμένης ουσίας χ(Β) εκφράζεται με τη σχέση
Το άθροισμα των μοριακών κλασμάτων των k συστατικών του διαλύματος χ i ισούται με μονάδα
ΠΡΟΣ ΤΗΝ διαστατικόςοι συγκεντρώσεις περιλαμβάνουν τις ακόλουθες συγκεντρώσεις:
Η μοριακότητα της διαλυμένης ουσίας C m (B) προσδιορίζεται από την ποσότητα της ουσίας n(B) σε 1 kg (1000 g) διαλύτη, η διάσταση είναι mol/kg.
Μοριακή συγκέντρωση της ουσίας Β σε διάλυμα ντο(Β) – περιεκτικότητα της ποσότητας της διαλυμένης ουσίας Β ανά μονάδα όγκου διαλύματος, mol/m3 ή συχνότερα mol/λίτρο:
όπου μ(Β) είναι η μοριακή μάζα του Β, V ο όγκος του διαλύματος.
Μοριακή συγκέντρωση ισοδυνάμων της ουσίας Β ντοΤο E (B) (κανονικότητα - ξεπερασμένο) προσδιορίζεται από τον αριθμό των ισοδυνάμων μιας διαλυμένης ουσίας ανά μονάδα όγκου διαλύματος, mol/λίτρο:
όπου n E (B) είναι η ποσότητα των ισοδυνάμων ουσίας, μ E είναι η μοριακή μάζα του ισοδυνάμου.
Τίτλος διαλύματος της ουσίας Β( ΤΒ) προσδιορίζεται από τη μάζα της διαλυμένης ουσίας σε g που περιέχεται σε 1 ml διαλύματος:
G/ml ή 
g/ml.
Οι συγκεντρώσεις μάζας (κλάσμα μάζας, ποσοστό, μοριακό) δεν εξαρτώνται από τη θερμοκρασία. Οι ογκομετρικές συγκεντρώσεις αναφέρονται σε μια συγκεκριμένη θερμοκρασία.
Όλες οι ουσίες είναι ικανές να διαλυθούν στον ένα ή τον άλλο βαθμό και χαρακτηρίζονται από διαλυτότητα. Ορισμένες ουσίες είναι απεριόριστα διαλυτές μεταξύ τους (νερό-ακετόνη, βενζόλιο-τολουόλιο, υγρό νάτριο-κάλιο). Οι περισσότερες ενώσεις είναι ελάχιστα διαλυτές (νερό-βενζόλιο, νερό-βουτυλική αλκοόλη, νερό-επιτραπέζιο αλάτι), και πολλές είναι ελαφρώς διαλυτές ή πρακτικά αδιάλυτες (νερό-BaSO 4, νερό-βενζίνη).
Η διαλυτότητα μιας ουσίας υπό δεδομένες συνθήκες είναι η συγκέντρωσή της σε ένα κορεσμένο διάλυμα. Σε ένα τέτοιο διάλυμα, επιτυγχάνεται ισορροπία μεταξύ της διαλυμένης ουσίας και του διαλύματος. Ελλείψει ισορροπίας, ένα διάλυμα παραμένει σταθερό εάν η συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας είναι μικρότερη από τη διαλυτότητά της (ακόρεστο διάλυμα) ή ασταθές εάν το διάλυμα περιέχει μια διαλυμένη ουσία μεγαλύτερη από τη διαλυτότητά της (υπερκορεσμένο διάλυμα).