Kjemisk likevekt med økende temperatur. Kjemi. Hva vi lærte

Kjemiske reaksjoner kan være reversible eller irreversible.

Irreversible reaksjoner Dette er reaksjoner som bare går i én (direkte →) retning:

de. hvis noen reaksjon A + B = C + D er irreversibel, betyr dette at den omvendte reaksjonen C + D = A + B ikke oppstår.

Reversible reaksjoner - dette er reaksjoner som skjer i både forover og bakover (⇄):

dvs. for eksempel hvis en viss reaksjon A + B = C + D er reversibel, betyr dette at både reaksjonen A + B → C + D (direkte) og reaksjonen C + D → A + B (revers) skjer samtidig ).

Egentlig fordi Både direkte og omvendte reaksjoner forekommer, ved reversible reaksjoner kan både stoffene på venstre side av ligningen og stoffene på høyre side av ligningen kalles reagenser (utgangsstoffer). Det samme gjelder produkter.

For enhver reversibel reaksjon er en situasjon mulig når ratene for forover- og reversreaksjonene er like. Denne tilstanden kalles balansetilstand.

Ved likevekt er konsentrasjonene av både alle reaktanter og alle produkter konstante. Konsentrasjonene av produkter og reaktanter ved likevekt kalles likevektskonsentrasjoner.

Skift i kjemisk likevekt under påvirkning av ulike faktorer

På grunn av ytre påvirkninger på systemet, som endringer i temperatur, trykk eller konsentrasjon av utgangsstoffer eller produkter, kan systemets likevekt bli forstyrret. Etter opphør av denne ytre påvirkningen vil imidlertid systemet etter en tid gå over til en ny likevektstilstand. En slik overgang av et system fra en likevektstilstand til en annen likevektstilstand kalles forskyvning (forskyvning) av kjemisk likevekt .

For å kunne bestemme hvordan den kjemiske likevekten skifter under en bestemt type påvirkning, er det praktisk å bruke Le Chateliers prinsipp:

Hvis noen ytre påvirkning utøves på et system i en likevektstilstand, vil retningen for skiftet i kjemisk likevekt falle sammen med retningen av reaksjonen som svekker effekten av påvirkningen.

Temperaturens påvirkning på likevektstilstanden

Når temperaturen endres, endres likevekten til enhver kjemisk reaksjon. Dette skyldes det faktum at enhver reaksjon har en termisk effekt. Dessuten er de termiske effektene av forover- og reversreaksjonene alltid direkte motsatte. De. hvis foroverreaksjonen er eksoterm og fortsetter med en termisk effekt lik +Q, så er reversreaksjonen alltid endoterm og har en termisk effekt lik –Q.

Således, i samsvar med Le Chateliers prinsipp, hvis vi øker temperaturen til et system som er i en likevektstilstand, vil likevekten skifte mot reaksjonen der temperaturen synker, dvs. mot en endoterm reaksjon. Og på samme måte, hvis vi senker temperaturen på systemet i en likevektstilstand, vil likevekten skifte mot reaksjonen, som et resultat av at temperaturen vil øke, dvs. mot en eksoterm reaksjon.

Tenk for eksempel på følgende reversible reaksjon og angi hvor likevekten vil skifte når temperaturen synker:

Som man kan se av ligningen ovenfor, er fremreaksjonen eksoterm, dvs. Som et resultat av dens forekomst frigjøres varme. Følgelig vil den omvendte reaksjonen være endoterm, det vil si at den skjer med absorpsjon av varme. I henhold til betingelsen reduseres temperaturen, derfor vil likevekten skifte til høyre, dvs. mot direkte reaksjon.

Effekt av konsentrasjon på kjemisk likevekt

En økning i konsentrasjonen av reagenser i henhold til Le Chateliers prinsipp bør føre til et skifte i likevekt mot reaksjonen som et resultat av at reagensene forbrukes, dvs. mot direkte reaksjon.

Og omvendt, hvis konsentrasjonen av reaktantene reduseres, vil likevekten skifte mot reaksjonen som et resultat av at reaktantene dannes, dvs. siden av den omvendte reaksjonen (←).

En endring i konsentrasjonen av reaksjonsprodukter har også en lignende effekt. Økes konsentrasjonen av produkter, vil likevekten skifte mot reaksjonen som følge av at produktene konsumeres, d.v.s. mot omvendt reaksjon (←). Hvis tvert imot konsentrasjonen av produkter reduseres, vil likevekten skifte mot den direkte reaksjonen (→), slik at konsentrasjonen av produkter øker.

Effekt av trykk på kjemisk likevekt

I motsetning til temperatur og konsentrasjon, påvirker ikke endringer i trykk likevektstilstanden til hver reaksjon. For at en trykkendring skal føre til et skifte i kjemisk likevekt, må summene av koeffisientene for gassformige stoffer på venstre og høyre side av ligningen være forskjellige.

De. av to reaksjoner:

en trykkendring kan bare påvirke likevektstilstanden i tilfelle den andre reaksjonen. Siden summen av koeffisientene foran formlene for gassformige stoffer i tilfelle av den første ligningen til venstre og høyre er den samme (lik 2), og i tilfellet med den andre ligningen er den forskjellig (4 på venstre og 2 til høyre).

Spesielt herfra følger det at hvis det ikke er gassformige stoffer blant både reaktantene og produktene, vil en trykkendring ikke på noen måte påvirke den nåværende likevektstilstanden. For eksempel vil ikke trykk påvirke likevektstilstanden til reaksjonen:

Hvis mengden av gassformige stoffer er forskjellig på venstre og høyre side, vil en trykkøkning føre til et skifte i likevekt mot reaksjonen hvor volumet av gasser avtar, og en reduksjon i trykket vil føre til et skifte i likevekt, som et resultat av at volumet av gasser øker.

Effekt av en katalysator på kjemisk likevekt

Siden en katalysator like akselererer både forover- og bakoverreaksjoner, vil dens tilstedeværelse eller fravær har ingen effekt til en tilstand av likevekt.

Det eneste en katalysator kan påvirke er hastigheten på overgangen til systemet fra en ikke-likevektstilstand til en likevektstilstand.

Virkningen av alle faktorene ovenfor på kjemisk likevekt er oppsummert nedenfor i et jukseark, som du først kan se på når du utfører likevektsoppgaver. Det vil imidlertid ikke være mulig å bruke det i eksamen, så etter å ha analysert flere eksempler med hjelpen, bør du lære det og trene på å løse likevektsproblemer uten å se på det:

Betegnelser: T - temperatur, s - press, Med – konsentrasjon, – øke, ↓ – redusere

Katalysator

T	T - likevekt skifter mot den endoterme reaksjonen
T	↓T - likevekt skifter mot den eksoterme reaksjonen
s	s - likevekt skifter mot reaksjonen med en mindre sum av koeffisienter foran gassformige stoffer
s	↓s - likevekt skifter mot reaksjonen med en større sum av koeffisienter foran gassformige stoffer
c	c (reagens) - likevekten skifter mot den direkte reaksjonen (til høyre)
	↓c (reagens) - likevekten skifter mot den omvendte reaksjonen (til venstre)
	c (produkt) - likevekt skifter mot omvendt reaksjon (til venstre)
	↓c (produkt) - likevekten skifter mot den direkte reaksjonen (til høyre)
Påvirker ikke balansen!!!

Tilstanden til kjemisk likevekt forstyrres av ulike ytre påvirkninger på systemet: oppvarming og avkjøling, trykkendringer, tilsetning og fjerning av individuelle stoffer eller løsemidler. Som et resultat blir likheten mellom ratene for forover- og reversreaksjoner krenket, og det oppstår et visst skifte i systemets tilstand.

Et skifte i kjemisk likevekt er en prosess som skjer i et likevektssystem som følge av en ytre påvirkning.

Et skifte i likevekt fører til etablering av en ny likevektstilstand i systemet, preget av endrede konsentrasjoner av stoffer.

Eksempel 10.6. I hvilken retning vil likevekten i reaksjonen skifte når oksygen tilsettes?

Løsning. Når oksygen tilsettes, øker konsentrasjonen, og dermed hastigheten fremover. Balansen vil skifte til høyre. Dette øker andelen konvertering av S0 2 til S0 3.

Forskyvningen av likevekt under enhver påvirkning adlyder Le Chateliers prinsipp (1884).

En ytre påvirkning på et system i en tilstand av likevekt forårsaker en prosess som fører til en reduksjon i resultatet av påvirkningen.

Når man bestemmer seg for et spesifikt spørsmål om retningen av likevektsskiftet, bør man tydelig forstå essensen av den produserte effekten og dens resultat. For eksempel kan en endring i konsentrasjon ikke anses som en effekt på systemet. Stoffer kan introduseres eller fjernes i systemet (ego-effekter), noe som resulterer i en endring i konsentrasjoner. Anvendelsen av Le Chateliers prinsipp på den praktisk viktige reaksjonen for produksjon av ammoniakk er vist i tabellen. 10.1. De to første kolonnene angir påvirkningen på systemet og resultatet av påvirkningen. Pilene T og >1 indikerer en økning eller reduksjon i den tilsvarende karakteristikken. "System Response"-kolonnen indikerer endringer som er motsatte av effekten av påvirkningen. Disse endringene er assosiert med forekomsten av en direkte eller omvendt reaksjon i systemet. Noen vanskeligheter oppstår med å forstå påvirkningen av trykk på likevektstilstanden. Trykket til en gassblanding, i henhold til ligningen for gasstilstand, avhenger av temperatur og volum for en gitt mengde stoff, men et system som sådan, med et visst volum og temperatur, kan reagere på endringer i trykk bare ved å endre total mengde stoff som et resultat av reaksjonen. En konsekvens følger av Le Chateliers prinsipp: med økende trykk, skifter likevekten i retning av å redusere summen av støkiometriske koeffisienter for stoffer i gassform.

Tabell 10.1

Anvendelse av Le Chateliers prinsipp ved å bruke eksempelet på reaksjonen N2 + 3Н2 2NH3, ArH° =-92 kJ/mol

I reversible heterogene reaksjoner er et skifte i likevekt assosiert med endringer i konsentrasjonene av gassformige og oppløste stoffer. En endring i massen til et fast stoff påvirker ikke likevektsposisjonen i systemet.

Skiftende kjemisk likevekt er mye brukt når man utfører reaksjoner i laboratorier og i teknologiske prosesser. I dette tilfellet snakker vi ikke om å oppnå balanse, men å flytte den en etter en. Prosessen er planlagt helt fra begynnelsen slik at den etablerte likevekten er optimal med tanke på å spare de mest verdifulle reagensene. Produksjonskostnadene synker etter hvert som produktutbyttet øker. Det avhenger av temperatur- og trykkforhold. Ved å bruke eksempelet på reaksjonen for å produsere ammoniakk, vises prinsippet for tilnærmingen til valg av prosessforhold (tegnene "+" og "-" symboliserer ønsket eller uønsket innflytelse på det endelige resultatet).

Fra de presenterte dataene følger det at ved produksjon av ammoniakk er det ønskelig å bruke høyt trykk og finne de mest aktive katalysatorene. Temperatur har en positiv effekt fra et teknologisk og økonomisk synspunkt på reaksjonshastigheten og en negativ effekt på utbyttet av ammoniakk. Derfor er det nødvendig å velge den optimale temperaturen, som til slutt sikrer minimumskostnaden for å produsere produktet.

Kjemisk likevekt er iboende reversible reaksjoner og er ikke typisk for irreversible kjemiske reaksjoner.

Ofte, når man utfører en kjemisk prosess, blir de første reaktantene fullstendig omdannet til reaksjonsprodukter. For eksempel:

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

Det er umulig å oppnå metallisk kobber ved å utføre reaksjonen i motsatt retning, fordi gitt reaksjonen er irreversibel. I slike prosesser blir reaktanter fullstendig omdannet til produkter, d.v.s. reaksjonen fortsetter til fullførelse.

Men hoveddelen av kjemiske reaksjoner reversible, dvs. reaksjonen vil sannsynligvis skje parallelt i forover og bakover retninger. Med andre ord omdannes reaktantene kun delvis til produkter og reaksjonssystemet vil bestå av både reaktanter og produkter. Systemet i dette tilfellet er i staten kjemisk likevekt.

I reversible prosesser har den direkte reaksjonen i utgangspunktet en maksimal hastighet, som gradvis avtar på grunn av en reduksjon i mengden reagenser. Den omvendte reaksjonen, tvert imot, har i utgangspunktet en minimumshastighet, som øker når produktene akkumuleres. Til slutt kommer et øyeblikk når hastighetene til begge reaksjonene blir like - systemet når en tilstand av likevekt. Når en tilstand av likevekt oppstår, forblir konsentrasjonene av komponentene uendret, men den kjemiske reaksjonen stopper ikke. At. – dette er en dynamisk (bevegelig) tilstand. For klarhet, her er følgende figur:

La oss si at det er en viss reversibel kjemisk reaksjon:

a A + b B = c C + d D

så skriver vi, med utgangspunkt i massehandlingens lov, ned uttrykk for rettυ 1 og omvendtυ 2 reaksjoner:

v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b

v2 = k 2 ·[C] c ·[D] d

I stand kjemisk likevekt, ratene for forover- og reversreaksjoner er like, dvs.:

k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d

vi får

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

Hvor K =k 1 / k 2 – likevektskonstant.

For enhver reversibel prosess, under gitte forhold k er en konstant verdi. Det er ikke avhengig av konsentrasjonene av stoffer, fordi Når mengden av ett av stoffene endres, endres også mengden av andre komponenter.

Når betingelsene for en kjemisk prosess endres, kan likevekten skifte.

Faktorer som påvirker endringen i likevekt:

endringer i konsentrasjoner av reagenser eller produkter,
trykkendring,
temperaturendringer,
tilsetning av en katalysator til reaksjonsmediet.

Le Chateliers prinsipp

Alle de ovennevnte faktorene påvirker skiftet i kjemisk likevekt, som adlyder Le Chateliers prinsipp: Hvis du endrer en av betingelsene som systemet er i en likevektstilstand under - konsentrasjon, trykk eller temperatur - så vil likevekten skifte i retning av reaksjonen som motvirker denne endringen. De. likevekt har en tendens til å skifte i en retning som fører til en reduksjon i påvirkningen av påvirkningen som førte til et brudd på likevektstilstanden.

Så la oss vurdere separat påvirkningen av hver av faktorene deres på likevektstilstanden.

Innflytelse endringer i konsentrasjoner av reaktanter eller produkter la oss vise med et eksempel Haber prosess:

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

Hvis for eksempel nitrogen tilsettes et likevektssystem bestående av N 2 (g), H 2 (g) og NH 3 (g), så bør likevekten skifte i en retning som vil bidra til en reduksjon i mengden av hydrogen mot sin opprinnelige verdi, de. i retning av dannelsen av ytterligere ammoniakk (til høyre). Samtidig vil mengden hydrogen minke. Når hydrogen tilføres systemet vil likevekten også skifte mot dannelse av en ny mengde ammoniakk (til høyre). Mens innføring av ammoniakk i likevektssystemet, iht Le Chateliers prinsipp , vil føre til et skifte i likevekt mot prosessen som er gunstig for dannelsen av utgangsstoffer (til venstre), dvs. Ammoniakkkonsentrasjonen bør reduseres ved nedbrytning av noe av den til nitrogen og hydrogen.

En reduksjon i konsentrasjonen av en av komponentene vil skifte likevektstilstanden til systemet mot dannelsen av denne komponenten.

Innflytelse trykkendringer gir mening hvis gassformige komponenter deltar i prosessen som studeres og det er en endring i det totale antallet molekyler. Hvis det totale antallet molekyler i systemet forblir fast, deretter endringen i trykket påvirker ikke på sin balanse, for eksempel:

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

Hvis det totale trykket i et likevektssystem økes ved å redusere volumet, vil likevekten skifte mot synkende volum. De. mot å redusere antallet gass i systemet. Som reaksjon:

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

fra 4 gassmolekyler (1 N 2 (g) og 3 H 2 (g)) dannes 2 gassmolekyler (2 NH 3 (g)), dvs. trykket i systemet synker. Som et resultat vil en økning i trykk bidra til dannelsen av en ekstra mengde ammoniakk, dvs. likevekten vil skifte mot dannelsen (til høyre).

Hvis temperaturen i systemet er konstant, vil ikke en endring i systemets totale trykk føre til en endring i likevektskonstanten TIL.

Temperaturendring systemet påvirker ikke bare forskyvningen av dets likevekt, men også likevektskonstanten TIL. Hvis ytterligere varme gis til et likevektssystem ved konstant trykk, vil likevekten skifte mot absorpsjon av varme. Ta i betraktning:

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

Så, som du kan se, fortsetter den direkte reaksjonen med frigjøring av varme, og den omvendte reaksjonen med absorpsjon. Når temperaturen øker, skifter likevekten til denne reaksjonen mot nedbrytningsreaksjonen av ammoniakk (til venstre), fordi det vises og svekker den ytre påvirkningen - en økning i temperaturen. Tvert imot fører avkjøling til et skifte i likevekt i retning av ammoniakksyntese (til høyre), fordi reaksjonen er eksoterm og motstår avkjøling.

En økning i temperatur favoriserer således et skifte kjemisk likevekt mot den endoterme reaksjonen, og temperaturfallet mot den eksoterme prosessen . Likevektskonstanter alle eksoterme prosesser avtar med økende temperatur, og endoterme prosesser øker.

Hovedartikkel: Le Chatelier-Brown-prinsippet

Plasseringen av kjemisk likevekt avhenger av følgende reaksjonsparametre: temperatur, trykk og konsentrasjon. Påvirkningen som disse faktorene har på en kjemisk reaksjon er underlagt et mønster som ble uttrykt i generelle termer i 1885 av den franske vitenskapsmannen Le Chatelier.

Faktorer som påvirker kjemisk likevekt:

1) temperatur

Når temperaturen øker, skifter den kjemiske likevekten mot den endoterme (absorpsjon) reaksjonen, og når den avtar, mot den eksoterme (frigjørings)reaksjonen.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) trykk

Når trykket øker, skifter den kjemiske likevekten mot et mindre volum av stoffer, og når trykket avtar mot et større volum. Dette prinsippet gjelder kun for gasser, dvs. Hvis faste stoffer er involvert i reaksjonen, tas de ikke i betraktning.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) konsentrasjon av utgangsstoffer og reaksjonsprodukter

Ved en økning i konsentrasjonen av et av utgangsstoffene, skifter den kjemiske likevekten mot reaksjonsproduktene, og med en økning i konsentrasjonen av reaksjonsproduktene, mot utgangsstoffene.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Katalysatorer påvirker ikke forskyvningen av kjemisk likevekt!

Grunnleggende kvantitative egenskaper ved kjemisk likevekt: kjemisk likevektskonstant, grad av konvertering, grad av dissosiasjon, likevektsutbytte. Forklar betydningen av disse mengdene ved å bruke eksemplet på spesifikke kjemiske reaksjoner.

I kjemisk termodynamikk relaterer loven om massevirkning likevektsaktivitetene til utgangsstoffene og reaksjonsproduktene, i henhold til forholdet:

Aktiviteten til stoffer. I stedet for aktivitet kan konsentrasjon (for en reaksjon i en ideell løsning), partialtrykk (en reaksjon i en blanding av ideelle gasser), fugacity (en reaksjon i en blanding av ekte gasser) brukes;

Støkiometrisk koeffisient (negativ for utgangsstoffer, positiv for produkter);

Kjemisk likevektskonstant. Den nedskrevne "a" betyr her bruken av aktivitetsverdien i formelen.

Effektiviteten til en reaksjon vurderes vanligvis ved å beregne utbyttet av reaksjonsproduktet (avsnitt 5.11). Samtidig kan effektiviteten av reaksjonen også vurderes ved å bestemme hvilken del av det viktigste (vanligvis dyreste) stoffet som ble omdannet til målreaksjonsproduktet, for eksempel hvilken del av SO 2 som ble omdannet til SO 3 under produksjonen av svovelsyre, det vil si finne grad av konvertering originalt stoff.

La et kort diagram av den pågående reaksjonen

Deretter bestemmes graden av omdannelse av stoff A til stoff B (A) av følgende ligning

Hvor n proreact (A) - mengden stoff av reagens A som reagerte for å danne produkt B, og n initial (A) – innledende mengde reagens A.

Naturligvis kan graden av transformasjon uttrykkes ikke bare gjennom mengden av et stoff, men også gjennom alle mengder som er proporsjonale med det: antall molekyler (formelenheter), masse, volum.

Hvis reagens A er mangelvare og tapet av produkt B kan neglisjeres, er graden av omdannelse av reagens A vanligvis lik utbyttet av produkt B

Unntaket er reaksjoner der utgangsstoffet åpenbart konsumeres for å danne flere produkter. Så for eksempel i reaksjonen

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

klor (reagens) omdannes likt til kaliumklorid og kaliumhypokloritt. I denne reaksjonen, selv med et 100% utbytte av KClO, er graden av omdannelse av klor til det 50%.

Mengden du kjenner - graden av protolyse (avsnitt 12.4) - er et spesielt tilfelle av konverteringsgraden:

Innenfor rammen av TED kalles tilsvarende mengder grad av dissosiasjon syrer eller baser (også betegnet som graden av protolyse). Graden av dissosiasjon er relatert til dissosiasjonskonstanten i henhold til Ostwalds fortynningslov.

Innenfor rammen av samme teori er hydrolyselikevekten preget av grad av hydrolyse (h), og følgende uttrykk brukes som relaterer det til den opprinnelige konsentrasjonen av stoffet ( Med) og dissosiasjonskonstanter for svake syrer (K HA) og svake baser dannet under hydrolyse ( K MOH):

Det første uttrykket er gyldig for hydrolyse av et salt av en svak syre, det andre - salter av en svak base, og det tredje - salter av en svak syre og en svak base. Alle disse uttrykkene kan bare brukes for fortynnede løsninger med en hydrolysegrad på ikke mer enn 0,05 (5%).

Vanligvis er likevektsutbyttet bestemt av en kjent likevektskonstant, som den er relatert til i hvert enkelt tilfelle med et visst forhold.

Utbyttet av produktet kan endres ved å forskyve reaksjonens likevekt i reversible prosesser, under påvirkning av faktorer som temperatur, trykk, konsentrasjon.

I samsvar med Le Chateliers prinsipp øker likevektsgraden av omdannelse med økende trykk under enkle reaksjoner, og i andre tilfeller endres ikke volumet av reaksjonsblandingen og utbyttet av produktet er ikke avhengig av trykk.

Effekten av temperatur på likevektsutbyttet, så vel som på likevektskonstanten, bestemmes av tegnet på reaksjonens termiske effekt.

For en mer fullstendig vurdering av reversible prosesser brukes det såkalte utbyttet fra det teoretiske (utbyttet fra likevekten), lik forholdet mellom det faktisk oppnådde produktet og mengden som ville oppnås i en likevektstilstand.

TERMISK DISSOSIASJON kjemisk

en reaksjon av reversibel dekomponering av et stoff forårsaket av en temperaturøkning.

Med Etc. dannes flere (2H2H+ OCaO + CO) eller ett enklere stoff fra ett stoff

Likevekt etc. etableres i henhold til loven om masseaksjon. Den

kan karakteriseres enten av en likevektskonstant eller av graden av dissosiasjon

(forholdet mellom antall henfalte molekyler og det totale antallet molekyler). I

I de fleste tilfeller, etc. er ledsaget av absorpsjon av varme (økning

entalpi

DN>0); derfor i samsvar med Le Chatelier-Brown-prinsippet

oppvarming forsterker det, graden av forskyvning etc. med temperatur bestemmes

absolutt verdi av DN. Trykket forstyrrer osv., jo sterkere, jo større

endring (økning) i antall mol (Di) av gassformige stoffer

graden av dissosiasjon er ikke avhengig av press. Hvis faste stoffer ikke er det

danner faste løsninger og er ikke i en svært spredt tilstand,

da er trykket etc. unikt bestemt av temperaturen. For å implementere T.

d. faste stoffer (oksider, krystallinske hydrater osv.)

Det er viktig å vite

temperatur der dissosiasjonstrykket blir lik det ytre (spesielt,

atmosfærisk trykk. Siden gassen frigjøres kan overvinne

omgivelsestrykk, deretter nedbrytningsprosessen når denne temperaturen nås

forsterkes umiddelbart.

Avhengighet av graden av dissosiasjon på temperatur: graden av dissosiasjon øker med økende temperatur (økende temperatur fører til en økning i den kinetiske energien til oppløste partikler, noe som fremmer desintegrering av molekyler til ioner)

Graden av omdannelse av utgangsstoffer og likevektsutbytte av produktet. Metoder for deres beregning ved en gitt temperatur. Hvilke data trengs for dette? Gi et skjema for å beregne noen av disse kvantitative egenskapene til kjemisk likevekt ved å bruke et vilkårlig eksempel.

Omdannelsesgraden er mengden reagert reagens delt på den opprinnelige mengden. For den enkleste reaksjonen, hvor er konsentrasjonen ved innløpet til reaktoren eller ved begynnelsen av den periodiske prosessen, er konsentrasjonen ved utløpet av reaktoren eller det aktuelle øyeblikket av den periodiske prosessen. For en frivillig reaksjon, f.eks. , i samsvar med definisjonen, er beregningsformelen den samme: . Hvis det er flere reagenser i en reaksjon, kan konverteringsgraden beregnes for hver av dem, for eksempel for reaksjonen Avhengigheten av omdannelsesgraden av reaksjonstiden bestemmes av endringen i konsentrasjonen av reagenset over tid. I det første øyeblikket, når ingenting har transformert, er transformasjonsgraden null. Deretter, ettersom reagenset omdannes, øker omdannelsesgraden. For en irreversibel reaksjon, når ingenting hindrer reagenset fra å bli fullstendig forbrukt, tenderer dens verdi (fig. 1) til enhet (100%). Fig. 1 Jo større reagensforbruket er, bestemt av verdien av hastighetskonstanten, desto raskere øker konverteringsgraden, som vist i figuren. Hvis reaksjonen er reversibel, når reaksjonen har en tendens til likevekt, tenderer konverteringsgraden til en likevektsverdi, hvis verdi avhenger av forholdet mellom hastighetskonstantene til forover- og reversreaksjonene (på likevektskonstanten) (fig. . 2). Fig. 2 Utbytte av målproduktet Utbytte av produktet er mengden av målproduktet som faktisk er oppnådd, delt på mengden av dette produktet som ville blitt oppnådd hvis all reagens hadde gått inn i dette produktet (til maksimalt mulig mengde det resulterende produktet). Eller (gjennom reagensen): mengden reagens som faktisk er omdannet til målproduktet, delt på den opprinnelige mengden av reagensen. For den enkleste reaksjonen er utbyttet , og husk at for denne reaksjonen, , dvs. For den enkleste reaksjonen har utbyttet og omdannelsesgraden samme verdi. Dersom transformasjonen skjer med endring i mengde stoffer, for eksempel, må den støkiometriske koeffisienten i henhold til definisjonen inkluderes i det beregnede uttrykket. I samsvar med den første definisjonen vil den imaginære mengden produkt oppnådd fra hele den opprinnelige mengden av reagenset for denne reaksjonen være to ganger mindre enn den opprinnelige mengden av reagenset, dvs. , og beregningsformelen. I samsvar med den andre definisjonen vil mengden av reagenset som faktisk overføres til målproduktet være dobbelt så stor som dette produktet ble dannet, dvs. , da er beregningsformelen . Naturligvis er begge uttrykkene like. For en mer kompleks reaksjon er beregningsformlene skrevet på nøyaktig samme måte i samsvar med definisjonen, men i dette tilfellet er utbyttet ikke lenger lik konverteringsgraden. For eksempel, for reaksjonen, . Hvis det er flere reagenser i en reaksjon, kan utbyttet beregnes for hver av dem; hvis det også er flere målprodukter, kan utbyttet beregnes for ethvert målprodukt for et hvilket som helst reagens. Som det fremgår av strukturen til beregningsformelen (nevneren inneholder en konstant verdi), er avhengigheten av utbyttet av reaksjonstiden bestemt av tidsavhengigheten til konsentrasjonen av målproduktet. Så for eksempel for reaksjonen denne avhengigheten ser ut som i fig. 3. Fig.3

Omdannelsesgraden som en kvantitativ egenskap ved kjemisk likevekt. Hvordan vil en økning i totalt trykk og temperatur påvirke graden av omdannelse av reagenset ... i en gassfasereaksjon: ( ligningen er gitt)? Gi en begrunnelse for svaret ditt og passende matematiske uttrykk.

Tilstanden der hastighetene for forover- og reversreaksjoner er like kalles kjemisk likevekt. Ligningen for en reversibel reaksjon i generell form:

Fremover reaksjonshastighet v 1 =k 1 [A] m [B] n, revers reaksjonshastighet v 2 =k 2 [C] p [D] q, hvor i firkantede parenteser står likevektskonsentrasjoner. Per definisjon, ved kjemisk likevekt v 1 =v 2, hvor fra

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

hvor Kc er den kjemiske likevektskonstanten, uttrykt i molare konsentrasjoner. Det gitte matematiske uttrykket kalles ofte massevirkningsloven for en reversibel kjemisk reaksjon: forholdet mellom produktet av likevektskonsentrasjonene til reaksjonsproduktene og produktet av likevektskonsentrasjonene til utgangsstoffene.

Hvis en ytre påvirkning utøves på et system i en tilstand av likevekt, vil systemet bevege seg til en annen tilstand på en slik måte at effekten av den ytre påvirkningen reduseres.

Faktorer som påvirker kjemisk likevekt.

1. Effekt av temperatur. I hver reversibel reaksjon tilsvarer en av retningene en eksoterm prosess, og den andre til en endoterm prosess.

Når temperaturen øker, skifter den kjemiske likevekten i retning av den endoterme reaksjonen, og når temperaturen synker, i retning av den eksoterme reaksjonen.

2. Effekt av trykk. I alle reaksjoner som involverer gassformige stoffer, ledsaget av volumendring på grunn av endring i stoffmengden under overgangen fra utgangsstoffer til produkter, påvirkes likevektsposisjonen av trykket i systemet.
Påvirkningen av trykk på likevektsposisjonen overholder følgende regler:

Når trykket øker, skifter likevekten mot dannelse av stoffer (initial eller produkter) med et mindre volum.

3. Effekt av konsentrasjon. Påvirkningen av konsentrasjon på likevektstilstanden er underlagt følgende regler:

Når konsentrasjonen av et av utgangsstoffene øker, skifter likevekten mot dannelse av reaksjonsprodukter;
Når konsentrasjonen av et av reaksjonsproduktene øker, skifter likevekten mot dannelsen av utgangsstoffene.

Spørsmål for selvkontroll:

1. Hva er hastigheten på en kjemisk reaksjon og hvilke faktorer er den avhengig av? Hvilke faktorer er hastighetskonstanten avhengig av?

2. Lag en ligning for reaksjonshastigheten for dannelsen av vann fra hydrogen og oksygen og vis hvordan hastigheten endres dersom konsentrasjonen av hydrogen tredobles.

3. Hvordan endres reaksjonshastigheten over tid? Hvilke reaksjoner kalles reversible? Hva kjennetegner tilstanden til kjemisk likevekt? Hva kalles likevektskonstanten, hvilke faktorer avhenger den av?

4. Hvilke ytre påvirkninger kan forstyrre den kjemiske balansen? I hvilken retning vil likevekten blandes når temperaturen endres? Press?

5. Hvordan kan en reversibel reaksjon forskyves i en bestemt retning og fullføres?

Forelesning nr. 12 (problematisk)

Løsninger

Mål: Gi kvalitative konklusjoner om stoffers løselighet og en kvantitativ vurdering av løselighet.

Nøkkelord: Løsninger – homogene og heterogene, sanne og kolloidale; løselighet av stoffer; konsentrasjon av løsninger; løsninger av ikke-elektroyler; Raoults og van't Hoffs lover.

Plan.

1. Klassifisering av løsninger.

2. Konsentrering av løsninger.

3. Løsninger av ikke-elektrolytter. Raoults lover.

Klassifisering av løsninger

Løsninger er homogene (enfasede) systemer med variabel sammensetning, bestående av to eller flere stoffer (komponenter).

I henhold til arten av deres aggregeringstilstand kan løsninger være gassformige, flytende og faste. Vanligvis anses en komponent som under gitte forhold er i samme aggregeringstilstand som den resulterende løsningen som et løsningsmiddel, mens de resterende komponentene i løsningen regnes som oppløste stoffer. Ved samme aggregeringstilstand for komponentene anses løsningsmidlet for å være den komponenten som dominerer i løsningen.

Avhengig av partikkelstørrelsen deles løsninger inn i sanne og kolloidale. I sanne løsninger (ofte kalt enkle løsninger), er det oppløste stoffet spredt til atom- eller molekylnivå, partiklene til det oppløste stoffet er ikke synlige verken visuelt eller under et mikroskop, og beveger seg fritt i løsemiddelmiljøet. Ekte løsninger er termodynamisk stabile systemer som er uendelig stabile i tid.

Drivkreftene for dannelsen av løsninger er entropi og entalpifaktorer. Når gasser er oppløst i en væske, reduseres alltid entropien ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Jo sterkere interaksjonen mellom det oppløste stoffet og løsningsmidlet er, desto større rolle spiller entalpifaktoren i dannelsen av løsninger. Tegnet på endringen i oppløsningsentalpien bestemmes av tegnet på summen av alle termiske effekter av prosessene som følger med oppløsningen, hvorav hovedbidraget er gitt av ødeleggelsen av krystallgitteret til frie ioner (ΔH > 0) og interaksjonen mellom de resulterende ionene med løsemiddelmolekyler (soltivering, 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.

Konsentrasjonen av en mettet løsning bestemmes av stoffets løselighet ved en gitt temperatur. Løsninger med lavere konsentrasjoner kalles umettede.

Løseligheten for ulike stoffer varierer mye og avhenger av deres natur, samspillet mellom oppløste partikler med hverandre og med løsemiddelmolekyler, samt av ytre forhold (trykk, temperatur, etc.)

I kjemisk praksis er de viktigste løsningene de som er fremstilt på grunnlag av et flytende løsningsmiddel. Flytende blandinger i kjemi kalles ganske enkelt løsninger. Det mest brukte uorganiske løsningsmidlet er vann. Løsninger med andre løsemidler kalles ikke-vandige.

Løsninger er av ekstremt stor praktisk betydning; mange kjemiske reaksjoner finner sted i dem, inkludert de som ligger til grunn for metabolismen i levende organismer.

Konsentrasjon av løsninger

Et viktig kjennetegn ved løsninger er deres konsentrasjon, som uttrykker den relative mengden komponenter i løsningen. Det er masse- og volumkonsentrasjoner, dimensjonale og dimensjonsløse.

TIL dimensjonsløs konsentrasjoner (aksjer) inkluderer følgende konsentrasjoner:

Massefraksjon av oppløst stoff W(B) uttrykt som en brøkdel av en enhet eller som en prosentandel:

hvor m(B) og m(A) er massen av oppløst stoff B og massen av løsningsmiddel A.

Volumfraksjonen av det oppløste stoffet σ(B) er uttrykt i fraksjoner av en enhet eller volumprosent:

hvor Vi er volumet av løsningskomponenten, V(B) er volumet av det oppløste stoffet B. Volumprosent kalles grader *).

*) Noen ganger uttrykkes volumkonsentrasjonen i deler per tusen (ppm, ‰) eller i deler per million (ppm), ppm.

Molfraksjonen av det oppløste stoffet χ(B) uttrykkes ved relasjonen

Summen av molfraksjonene til k-komponentene i løsningen χ i er lik enhet

TIL dimensjonale konsentrasjoner inkluderer følgende konsentrasjoner:

Molaliteten til det oppløste stoffet C m (B) bestemmes av mengden stoff n(B) i 1 kg (1000 g) løsemiddel, dimensjonen er mol/kg.

Molar konsentrasjon av stoff B i løsning C(B) – innhold av mengden oppløst stoff B per volumenhet løsning, mol/m3, eller oftere mol/liter:

hvor μ(B) er molmassen til B, V er volumet av løsningen.

Molar konsentrasjon av ekvivalenter av stoff B C E (B) (normalitet - utdatert) bestemmes av antall ekvivalenter av et oppløst stoff per volumenhet løsning, mol/liter:

hvor n E (B) er mengden stoffekvivalenter, μ E er molmassen til ekvivalenten.

Titer på løsning av stoff B( T B) bestemmes av massen av det oppløste stoffet i g inneholdt i 1 ml løsning:

G/ml eller g/ml.

Massekonsentrasjoner (massefraksjon, prosentandel, molal) er ikke avhengig av temperatur; volumetriske konsentrasjoner refererer til en bestemt temperatur.

Alle stoffer er i stand til å løse seg i en eller annen grad og er preget av løselighet. Noen stoffer er ubegrenset løselige i hverandre (vann-aceton, benzen-toluen, flytende natrium-kalium). De fleste forbindelser er lite løselige (vann-benzen, vann-butylalkohol, vann-bordsalt), og mange er lett løselige eller praktisk talt uløselige (vann-BaSO 4, vann-bensin).

Løseligheten til et stoff under gitte forhold er dets konsentrasjon i en mettet løsning. I en slik løsning oppnås likevekt mellom det oppløste stoffet og løsningen. I fravær av likevekt forblir en løsning stabil hvis konsentrasjonen av det oppløste stoffet er mindre enn dets løselighet (umettet løsning), eller ustabil hvis løsningen inneholder et løst stoff som er mer enn dets løselighet (overmettet løsning).