Reverzibilné chemické reakcie. Reverzibilné a nezvratné reakcie - Knowledge Hypermarket

Všetky chemické reakcie možno rozdeliť do dvoch skupín: ireverzibilné a reverzibilné reakcie. Nezvratné reakcie prebiehajú až do konca - až do úplného spotrebovania jednej z reagujúcich látok. Reverzibilné reakcie neprebiehajú úplne: pri reverzibilnej reakcii sa žiadna z reaktantov úplne nespotrebuje. Tento rozdiel je spôsobený skutočnosťou, že nezvratná reakcia môže prebiehať iba jedným smerom. Reverzibilná reakcia môže prebiehať v smere dopredu aj dozadu.

Pozrime sa na dva príklady.

Príklad 1. Interakcia medzi zinkom a koncentrovanou kyselinou dusičnou prebieha podľa rovnice:

Pri dostatočnom množstve kyseliny dusičnej sa reakcia skončí až vtedy, keď sa všetok zinok rozpustí. Okrem toho, ak sa pokúsite vykonať túto reakciu v opačnom smere - prechodom oxidu dusičitého cez roztok dusičnanu zinočnatého, potom kovový zinok a kyselina dusičná nebudú fungovať - ​​táto reakcia nemôže pokračovať v opačnom smere. Interakcia zinku s kyselinou dusičnou je teda nezvratnou reakciou.

Príklad 2. Syntéza amoniaku prebieha podľa rovnice:

Ak zmiešate jeden mól dusíka s tromi mólmi vodíka, implementujete v systéme podmienky, ktoré priaznivo ovplyvňujú reakciu, a po dostatočnom čase analyzujete zmes plynov, potom výsledky analýzy ukážu, že nielen produkt reakcie (amoniak ) budú v systéme prítomné, ale aj východiskové látky (dusík a vodík). Ak sa teraz za rovnakých podmienok ako východisková látka nepoužije zmes dusíka a vodíka, ale amoniak, potom bude možné zistiť, že časť amoniaku sa rozloží na dusík a vodík a konečný pomer medzi množstvami všetkých troch látok bude rovnaký ako v prípade, keď sa vychádza zo zmesi dusíka a vodíka. Syntéza amoniaku je teda reverzibilná reakcia.

V rovniciach reverzibilných reakcií môžete namiesto znamienka rovnosti umiestniť šípky; symbolizujú priebeh reakcie v smere dopredu aj dozadu.

Na obr. 68 ukazuje zmenu rýchlosti priamych a spätných reakcií v priebehu času. Na začiatku, keď sú východiskové materiály zmiešané, je rýchlosť priamej reakcie vysoká a rýchlosť spätnej reakcie je nulová.Ako reakcia pokračuje, východiskové látky sa spotrebúvajú a ich koncentrácie klesajú.

Ryža. 63. Zmena rýchlosti reakcií vpred a vzad v priebehu času.

V dôsledku toho sa rýchlosť priamej reakcie znižuje. Súčasne sa objavujú reakčné produkty a zvyšuje sa ich koncentrácia. V dôsledku toho sa začne objavovať spätná reakcia a jej rýchlosť sa postupne zvyšuje. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zhoduje, nastáva chemická rovnováha. Takže v poslednom príklade sa vytvorí rovnováha medzi dusíkom, vodíkom a amoniakom.

Chemická rovnováha sa nazýva dynamická rovnováha. To zdôrazňuje, že v rovnováhe sa vyskytujú priame aj spätné reakcie, ale ich rýchlosti sú rovnaké, v dôsledku čoho nie sú zmeny v systéme badateľné.

Kvantitatívna charakteristika chemickej rovnováhy je veličina nazývaná konštanta chemickej rovnováhy. Zoberme si to na príklade reakcie syntézy jód-vodík:

Podľa zákona o účinku hmôt sú rýchlosti priamych a spätných reakcií vyjadrené rovnicami:

V rovnováhe sú rýchlosti priamych a spätných reakcií navzájom rovnaké, odkiaľ

Pomer rýchlostných konštánt doprednej a spätnej reakcie je tiež konštantný. Nazýva sa rovnovážna konštanta tejto reakcie (K):

Konečne odtiaľto

Na ľavej strane tejto rovnice sú tie koncentrácie interagujúcich látok, ktoré sú stanovené v rovnovážnych - rovnovážnych koncentráciách. Pravá strana rovnice je konštantná (pri konštantnej teplote) hodnota.

Dá sa ukázať, že vo všeobecnom prípade ide o reverzibilnú reakciu

rovnovážna konštanta je vyjadrená rovnicou:

Tu veľké písmená označujú vzorce látok a malé písmená označujú koeficienty v reakčnej rovnici.

Pri konštantnej teplote je teda rovnovážna konštanta reverzibilnej reakcie konštantná hodnota, ktorá udáva pomer medzi koncentráciami reakčných produktov (čitateľ) a počiatočných látok (menovateľ), ktorý je stanovený v rovnováhe.

Rovnica rovnovážnej konštanty ukazuje, že za rovnovážnych podmienok sú koncentrácie všetkých látok zúčastňujúcich sa reakcie vzájomne prepojené. Zmena koncentrácie ktorejkoľvek z týchto látok má za následok zmenu koncentrácie všetkých ostatných látok; v dôsledku toho sa stanovia nové koncentrácie, ale pomer medzi nimi opäť zodpovedá rovnovážnej konštante.

Číselná hodnota rovnovážnej konštanty v prvej aproximácii charakterizuje výťažok tejto reakcie. Napríklad, keď je výťažok reakcie veľký, pretože v tomto prípade

to znamená, že v rovnováhe je koncentrácia reakčných produktov oveľa vyššia ako koncentrácie východiskových látok, čo znamená, že výťažok reakcie je vysoký. Pri (z podobného dôvodu) je výťažok reakcie malý.

Pri heterogénnych reakciách výraz pre rovnovážnu konštantu, ako aj výraz pre zákon pôsobenia hmotností (pozri § 58) zahŕňa koncentrácie len tých látok, ktoré sú v plynnej alebo kvapalnej fáze. Napríklad na reakciu

rovnovážna konštanta má tvar:

Hodnota rovnovážnej konštanty závisí od charakteru reagujúcich látok a od teploty. Nezávisí od prítomnosti katalyzátorov. Ako už bolo uvedené, rovnovážna konštanta sa rovná pomeru rýchlostných konštánt priamych a spätných reakcií. Keďže katalyzátor mení aktivačnú energiu priamych aj spätných reakcií o rovnakú hodnotu (pozri § 60), nemá vplyv na pomer ich rýchlostných konštánt.

Katalyzátor teda neovplyvňuje hodnotu rovnovážnej konštanty, a preto nemôže ani zvyšovať, ani znižovať výťažok reakcie. Môže len urýchliť alebo spomaliť nástup rovnováhy.

Chemické reakcie prebiehajúce jedným smerom sa nazývajú nezvratné.

Väčšina chemických procesov je reverzibilné... To znamená, že za rovnakých podmienok dochádza k priamym aj spätným reakciám (najmä ak prichádza v uzavretých systémoch).

Napríklad:

a) reakcia

v otvorený systém nezvratné;

b) rovnaká reakcia

v uzavretom systéme reverzibilné.

Chemická rovnováha

Pozrime sa podrobnejšie na procesy, ktoré sa vyskytujú počas reverzibilných reakcií, napríklad pre podmienenú reakciu:

Na základe zákona masovej akcie rýchlosť doprednej reakcie:

Keďže koncentrácie látok A a B časom klesajú, znižuje sa aj rýchlosť priamej reakcie.

Výskyt reakčných produktov znamená možnosť reverznej reakcie a v priebehu času sa koncentrácie látok C a D zvyšujú, čo znamená, že a miera spätnej väzby.

Skôr či neskôr sa dosiahne stav, v ktorom sa rýchlosť priamych a spätných reakcií rovná =.

Nazýva sa stav systému, pri ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie chemická rovnováha.

V tomto prípade zostávajú koncentrácie reaktantov a reakčných produktov nezmenené. Nazývajú sa rovnovážne koncentrácie. Zdá sa, že na makroúrovni sa celkovo nič nemení. Ale v skutočnosti priame aj spätné procesy pokračujú, ale rovnako rýchlo. Preto sa takáto rovnováha v systéme nazýva mobilná a dynamická.

Označme rovnovážne koncentrácie látok [A], [B], [C], [D]. Potom keďže =, k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , kde

kde α, β, γ, δ sú exponenty, rovné koeficientom pri reverzibilnej reakcii; Vyrovnať sa - chemická rovnovážna konštanta.

Výsledný výraz kvantitatívne opisuje rovnovážny stav a je matematickým vyjadrením zákona hromadného pôsobenia pre rovnovážne systémy.

Pri konštantnej teplote je rovnovážna konštanta konštantná hodnota pre danú reverzibilnú reakciu... Ukazuje pomer medzi koncentráciami reakčných produktov (čitateľ) a východiskových látok (menovateľ), ktorý je stanovený v rovnováhe.

Rovnovážne konštanty sa vypočítajú z experimentálnych údajov stanovením rovnovážnych koncentrácií východiskových látok a reakčných produktov pri určitej teplote.

Hodnota rovnovážnej konštanty charakterizuje výťažok produktov reakcie, úplnosť jej priebehu. Ak sa získa K "1, znamená to, že pri rovnováhe [C] γ [D] δ »[A] α [B] β koncentrácie reakčných produktov prevažujú nad koncentráciami východiskových látok a výťažok reakčných produktov je veľký.

Keď sa K rovná "1, výťažok reakčných produktov je zodpovedajúcim spôsobom malý. Napríklad pre hydrolytickú reakciu etylacetátu

rovnovážna konštanta:

pri 20 °C má hodnotu 0,28 (t.j. menej ako 1).

To znamená, že významná časť éteru nebola hydrolyzovaná.

V prípade heterogénnych reakcií výraz pre rovnovážnu konštantu zahŕňa koncentrácie iba tých látok, ktoré sú v plynnej alebo kvapalnej fáze. Napríklad na reakciu

Rovnovážne konštanty sú vyjadrené takto:

Hodnota rovnovážnej konštanty závisí od charakteru reagujúcich látok a teploty.

Konštanta nezávisí od prítomnosti katalyzátora, pretože mení aktivačnú energiu priamych aj spätných reakcií o rovnakú hodnotu. Katalyzátor môže len urýchliť nástup rovnováhy bez ovplyvnenia hodnoty rovnovážnej konštanty.

Rovnovážny stav sa udržuje ľubovoľne dlho za konštantných vonkajších podmienok: teplota, koncentrácia východiskových látok, tlak (ak sa do reakcie zúčastňujú alebo tvoria plyny).

Zmenou týchto podmienok je možné preniesť systém z jedného rovnovážneho stavu do druhého, ktorý vyhovuje novým podmienkam. Takýto prechod je tzv posunutie alebo posun rovnováhy.

Zvážte rôzne cesty vytesnenie rovnováhy na príklade reakcie interakcie dusíka a vodíka za vzniku amoniaku:

Vplyv zmeny koncentrácie látok

Keď sa do reakčnej zmesi pridá dusík N2 a vodík H2, koncentrácia týchto plynov sa zvýši, čo znamená, že rýchlosť priamej reakcie sa zvyšuje... Rovnováha sa posúva doprava, smerom k reakčnému produktu, to znamená k amoniaku NH3.

N2 + 3H2 -> 2NH3

Rovnaký záver možno urobiť analýzou výrazu pre rovnovážnu konštantu. So zvyšujúcou sa koncentráciou dusíka a vodíka sa menovateľ zvyšuje, a keďže K sa rovná. - hodnota je konštantná, čitateľ sa musí zvýšiť. Množstvo NH3 reakčného produktu sa teda v reakčnej zmesi zvýši.

Zvýšenie koncentrácie reakčného produktu amoniaku NH 3 povedie k posunu rovnováhy doľava, smerom k tvorbe východiskových látok. Tento záver možno vyvodiť na základe podobných úvah.

Vplyv zmien tlaku

Zmena tlaku ovplyvňuje iba tie systémy, kde je aspoň jedna z látok v plynnom stave. So zvyšujúcim sa tlakom sa objem plynov zmenšuje, čo znamená, že sa zvyšuje ich koncentrácia.

Predpokladajme, že tlak v uzavretom systéme sa zvýšil napríklad dvakrát. To znamená, že koncentrácia všetkých plynných látok (N 2, H 2, NH 3) v uvažovanej reakcii sa zvýši 2 krát. V tomto prípade sa čitateľ vo výraze pre K rovný zvýši 4-krát a menovateľ 16-krát, to znamená, že rovnováha bude narušená. Na jej obnovenie sa musí zvýšiť koncentrácia amoniaku a znížiť koncentrácia dusíka a vodíka. Rovnováha sa posunie doprava. Zmena tlaku nemá prakticky žiadny vplyv na objem kvapalín a pevných látok, t.j. nemení ich koncentráciu. teda stav chemickej rovnováhy reakcií, ktoré nezahŕňajú plyny, je nezávislý od tlaku.

Vplyv zmeny teploty

Keď teplota stúpa, rýchlosť všetkých reakcií (exo- a endotermických) sa zvyšuje. Okrem toho zvýšenie teploty má väčší vplyv na rýchlosť tých reakcií, ktoré majú vysokú aktivačnú energiu, čo znamená, že endotermický.

Rýchlosť spätnej reakcie (endotermickej) sa teda zvyšuje silnejšie ako rýchlosť priamej reakcie. Rovnováha sa posunie smerom k procesu, sprevádzanému absorpciou energie.

Smer posunu rovnováhy možno predpovedať pomocou Princíp Le Chatelier:

Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv (koncentrácia, tlak, zmeny teploty), potom sa rovnováha posunie v smere, ktorý oslabí tento vplyv.

Takto:

So zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov sa chemická rovnováha systému posúva smerom k tvorbe reakčných produktov;

So zvyšujúcou sa koncentráciou reakčných produktov sa chemická rovnováha systému posúva smerom k tvorbe východiskových látok;

So zvyšujúcim sa tlakom sa chemická rovnováha systému posúva smerom k reakcii, pri ktorej je objem vytvorených plynných látok menší;

Ako teplota stúpa, chemická rovnováha systému sa posúva smerom k endotermickej reakcii;

S poklesom teploty - smerom k exotermickému procesu.

Le Chatelierov princíp je aplikovateľný nielen na chemické reakcie, ale aj na mnohé iné procesy: na vyparovanie, kondenzáciu, topenie, kryštalizáciu atď.. Pri výrobe najdôležitejších chemických produktov sa Le Chatelierov princíp a výpočty vyplývajúce zo zákona hmotnosti akcie umožňujú nájsť také podmienky na vykonávanie chemických procesov, ktoré poskytujú maximálny výťažok požadovanej látky.

Referenčný materiál na úspešné absolvovanie testu:

Mendelejevov stôl

Tabuľka rozpustnosti

Reverzibilné a nevratné chemické reakcie. Chemická rovnováha. Posun rovnováhy pod vplyvom rôznych faktorov

Chemická rovnováha

Chemické reakcie prebiehajúce jedným smerom sa nazývajú nezvratné.

Väčšina chemických procesov je reverzibilné... To znamená, že za rovnakých podmienok dochádza k priamym aj spätným reakciám (najmä ak ide o uzavreté systémy).

Napríklad:

a) reakcia

$ CaCO_3 (→) ↖ (t) CaO + CO_2 $

nezvratné v otvorenom systéme;

b) rovnaká reakcia

$ CaCO_3⇄CaO + CO_2 $

v uzavretom systéme je reverzibilná.

Pozrime sa podrobnejšie na procesy, ktoré sa vyskytujú počas reverzibilných reakcií, napríklad pre podmienenú reakciu:

Na základe zákona o hromadnej akcii je rýchlosť priamej reakcie

$ (υ) ↖ (→) = k_ (1) C_ (A) ^ (α) C_ (B) ^ (β) $

Keďže koncentrácie látok $ A $ a $ B $ s časom klesajú, znižuje sa aj rýchlosť priamej reakcie.

Vzhľad reakčných produktov znamená možnosť reverznej reakcie a s časom sa koncentrácie látok $ C $ a $ D $ zvyšujú, čo znamená, že rýchlosť reverznej reakcie sa tiež zvyšuje:

$ (υ) ↖ (→) = k_ (2) C_ (C) ^ (γ) C_ (D) ^ (δ) $

Skôr či neskôr sa dosiahne stav, v ktorom sa rýchlosť doprednej a spätnej reakcie vyrovná

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

Stav systému, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie, sa nazýva chemická rovnováha.

V tomto prípade zostávajú koncentrácie reaktantov a reakčných produktov nezmenené. Volajú sa rovnovážne koncentrácie... Zdá sa, že na makroúrovni sa celkovo nič nemení. Ale v skutočnosti priame aj spätné procesy pokračujú, ale rovnako rýchlo. Preto sa takáto rovnováha v systéme nazýva mobilné a dynamický.

Rovnovážna konštanta

Označme rovnovážne koncentrácie látok $ [A], [B], [C], [D] $.

Potom, keďže $ (υ) ↖ (→) = (υ) ↖ (←), k_ (1) · [A] ^ (α) · [B] ^ (β) = k_ (2) · [C] ^ ( γ) · [D] ^ (δ) $, odkiaľ

$ ([C] ^ (γ) · [D] ^ (δ)) / ([A] ^ (α) · [B] ^ (β)) = (k_1) / (k_2) = K_ (rovná sa) $

kde $ γ, δ, α, β $ - exponenty rovné koeficientom pri reverzibilnej reakcii; $ K_ (rovná sa) $ - konštanta chemickej rovnováhy.

Výsledný výraz kvantitatívne popisuje stav rovnováhy a je matematickým vyjadrením zákona o pôsobení hmoty pre rovnovážne systémy.

Pri konštantnej teplote je rovnovážna konštanta konštantnou hodnotou pre danú vratnú reakciu. Ukazuje pomer medzi koncentráciami reakčných produktov (čitateľ) a východiskových látok (menovateľ), ktorý je stanovený v rovnováhe.

Rovnovážne konštanty sa vypočítajú z experimentálnych údajov stanovením rovnovážnych koncentrácií východiskových látok a reakčných produktov pri určitej teplote.

Hodnota rovnovážnej konštanty charakterizuje výťažok produktov reakcie, úplnosť jej priebehu. Ak získate $ K_ (rovná sa) >> 1 $, znamená to, že v rovnováhe $ [C] ^ (γ) · [D] ^ (δ) >> [A] ^ (α) · [B] ^ ( β )$, tj koncentrácie reakčných produktov prevažujú nad koncentráciami východiskových látok a výťažok reakčných produktov je vysoký.

Za K_ $ (rovná sa)

$ CH_3COOC_2H_5 + H_2O⇄CH_3COOH + C_2H_5OH $

rovnovážna konštanta

$ K_ (rovná sa) = () / () $

pri 20 dolároch ° C má $ hodnotu 0,28 $ (t. j. menej ako 1 $). To znamená, že významná časť éteru nebola hydrolyzovaná.

V prípade heterogénnych reakcií výraz pre rovnovážnu konštantu zahŕňa koncentrácie len tých látok, ktoré sú v plynnej alebo kvapalnej fáze. Napríklad na reakciu

rovnovážna konštanta je vyjadrená takto:

$ K_ (rovná sa) = (^ 2) / () $

Hodnota rovnovážnej konštanty závisí od charakteru reagujúcich látok a teploty.

Konštanta nezávisí od prítomnosti katalyzátora, pretože mení aktivačnú energiu priamych aj reverzných reakcií o rovnakú hodnotu. Katalyzátor môže len urýchliť nástup rovnováhy bez ovplyvnenia hodnoty rovnovážnej konštanty.

Posun rovnováhy pod vplyvom rôznych faktorov

Rovnovážny stav sa udržuje ľubovoľne dlho za konštantných vonkajších podmienok: teplota, koncentrácia východiskových látok, tlak (ak sa do reakcie zúčastňujú alebo tvoria plyny).

Zmenou týchto podmienok je možné preniesť systém z jedného rovnovážneho stavu do druhého, ktorý vyhovuje novým podmienkam. Takýto prechod je tzv posunutie alebo posun rovnováhy.

Uvažujme o rôznych spôsoboch posunu rovnováhy na príklade reakcie interakcie dusíka a vodíka s tvorbou amoniaku:

$ N_2 + 3H_2⇄2HN_3 + Q $

$ K_ (rovná sa) = (^ 2) / (^ 3) $

Vplyv zmeny koncentrácie látok

Keď sa do reakčnej zmesi pridá dusík $ N_2 $ a vodík $ Н_2 $, koncentrácia týchto plynov sa zvýši, čo znamená, že sa zvýši rýchlosť priamej reakcie. Rovnováha sa posúva doprava, smerom k reakčnému produktu, t.j. smerom k amoniaku $ NH_3 $.

Rovnaký záver možno urobiť analýzou výrazu pre rovnovážnu konštantu. So zvyšujúcou sa koncentráciou dusíka a vodíka sa menovateľ zvyšuje, a keďže $ K_ (rovná sa) $ je konštantná hodnota, čitateľ musí rásť. Množstvo reakčného produktu $NH_3$ sa teda v reakčnej zmesi zvýši.

Zvýšenie koncentrácie produktu reakcie amoniaku $ NH_3 $ povedie k posunu rovnováhy doľava, smerom k tvorbe východiskových látok. Tento záver možno vyvodiť na základe podobných úvah.

Vplyv zmien tlaku

Zmena tlaku ovplyvňuje iba tie systémy, kde je aspoň jedna z látok v plynnom stave. So zvyšujúcim sa tlakom sa objem plynov zmenšuje, čo znamená, že sa zvyšuje ich koncentrácia.

Predpokladajme, že tlak v uzavretom systéme sa zvýšil napríklad o 2 $ krát. To znamená, že koncentrácie všetkých plynných látok ($ N_2, H_2, NH_3 $) v reakcii, ktorú zvažujeme, sa zvýšia 2 $ krát. V tomto prípade sa čitateľ vo výraze pre $ K_ (rovná sa) $ zvýši 4 krát a menovateľ o $ 16 $ krát, t.j. rovnováha bude narušená. Na jej obnovenie sa musí zvýšiť koncentrácia amoniaku a znížiť koncentrácia dusíka a vodíka. Rovnováha sa posunie doprava. Zmena tlaku nemá prakticky žiadny vplyv na objem kvapalín a pevných látok, t.j. nemení ich koncentráciu. V dôsledku toho stav chemickej rovnováhy reakcií, na ktorých sa nezúčastňujú plyny, nezávisí od tlaku.

Vplyv zmeny teploty

Ako viete, so stúpajúcou teplotou sa rýchlosť všetkých reakcií (exo- a endotermických) zvyšuje. Okrem toho zvýšenie teploty má väčší vplyv na rýchlosť tých reakcií, ktoré majú vysokú aktivačnú energiu, a preto sú endotermické.

Rýchlosť spätnej reakcie (v našom príklade endotermickej) sa teda zvyšuje viac ako rýchlosť priamej reakcie. Rovnováha sa posunie smerom k procesu, sprevádzanému absorpciou energie.

Smer posunu rovnováhy možno predpovedať pomocou Le Chatelierovho princípu (1884):

Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv (koncentrácia, tlak, zmeny teploty), potom sa rovnováha posunie v smere, ktorý oslabí tento vplyv.

Urobme závery:

• so zvýšením koncentrácie reaktantov sa chemická rovnováha systému posúva smerom k tvorbe reakčných produktov;
• so zvýšením koncentrácie reakčných produktov sa chemická rovnováha systému posúva smerom k tvorbe východiskových látok;
• so zvyšujúcim sa tlakom sa chemická rovnováha systému posúva smerom k reakcii, pri ktorej je objem vytvorených plynných látok menší;
• ako teplota stúpa, chemická rovnováha systému sa posúva smerom k endotermickej reakcii;
• s klesajúcou teplotou - smerom k exotermickému procesu.

Le Chatelierov princíp je aplikovateľný nielen na chemické reakcie, ale aj na mnohé iné procesy: vyparovanie, kondenzácia, topenie, kryštalizácia a pod.. Pri výrobe najdôležitejších chemických produktov sa uplatňuje Le Chatelierov princíp a výpočty vyplývajúce zo zákona o pôsobení hmoty. umožňujú nájsť také podmienky na vykonávanie chemických procesov, ktoré poskytujú maximálny výťažok požadovanej látky.

Video tutoriál 2: Posun chemickej rovnováhy

Prednáška: Reverzibilné a nevratné chemické reakcie. Chemická rovnováha. Posun chemickej rovnováhy pod vplyvom rôznych faktorov

V predchádzajúcej lekcii ste sa naučili, aká je rýchlosť chemickej reakcie a aké faktory ju ovplyvňujú. V tejto lekcii sa pozrieme na to, ako tieto reakcie prebiehajú. Závisí od správania východiskových látok zúčastňujúcich sa reakcie – činidiel. Ak sa úplne premenia na konečné látky - produkty, potom je reakcia nevratná. No a keby konečné produkty sa premenia späť na pôvodné látky, potom je reakcia vratná. Berúc do úvahy túto skutočnosť, formulujeme definície:

Reverzibilná reakcia- ide o jednoznačnú reakciu prebiehajúcu za rovnakých podmienok v smere dopredu aj dozadu.

Pamätajte, že na hodinách chémie vám to ukázali názorný príklad reverzibilná reakcia získania kyseliny uhličitej:

C02 + H20<->H2CO3

Nevratná reakcia je istý chemická reakciaže ide celú cestu jedným konkrétnym smerom.

Príkladom je spaľovacia reakcia fosforu: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Jedným z dôkazov nevratnosti reakcie je vyzrážanie zrazeniny alebo vývoj plynu.

Keď sú rýchlosti reakcie vpred a vzad rovnaké, chemická rovnováha.

To znamená, že pri reverzibilných reakciách sa vytvárajú rovnovážne zmesi činidiel a produktov. Ukážme si na príklade, ako vzniká chemická rovnováha. Zoberme si reakciu tvorby jodovodíka:

H2 (g) + I2 (g)<->2HI (g)

Zohrievať môžeme zmes plynného vodíka a jódu alebo hotový jodid, výsledok bude v oboch prípadoch rovnaký: vznik rovnovážnej zmesi troch látok H 2, I 2, HI.

Na samom začiatku reakcie, pred tvorbou jodovodíka, prebieha priama reakcia s rýchlosťou ( v NS). Vyjadríme to kinetickou rovnicou v pr = k 1, kde k 1 je rýchlostná konštanta priamej reakcie. Postupne vzniká produkt HI, ktorý sa za rovnakých podmienok začne rozkladať na H 2 a I 2. Rovnica pre tento proces je nasledovná: v arr = k 2 2, kde v obr je rýchlosť reverznej reakcie, k 2 je rýchlostná konštanta reverznej reakcie. Na vyrovnanie stačí moment HI v pri v arr, nastáva chemická rovnováha. Množstvo látok v rovnováhe, v našom prípade je to H 2, I 2 a HI, sa nemení v čase, ale len ak nepôsobia vonkajšie vplyvy. Z uvedeného vyplýva, že chemická rovnováha je dynamická. Pri našej reakcii sa buď tvorí alebo spotrebúva jodovodík.

Pamätajte, že zmena reakčných podmienok posúva rovnováhu správnym smerom. Ak zvýšime koncentráciu jódu alebo vodíka, potom sa v pr, dôjde k posunu doprava, vznikne viac jodovodíka. Ak zvýšime koncentráciu jodovodíka, v arr a posun bude doľava. Môžeme získať viac/menej činidiel a produktov.

Chemická rovnováha má teda tendenciu odolávať vonkajším vplyvom. Prídavok H 2 alebo I 2 v konečnom dôsledku vedie k zvýšeniu ich spotreby a zvýšeniu HI. A naopak. Tento proces vo vede je tzv Princíp Le Chatelier... Znie:

Ak je systém, ktorý je v stabilnej rovnováhe, ovplyvňovaný zvonku (zmena teploty, tlaku alebo koncentrácie), dôjde k posunu v smere procesu, ktorý tento efekt oslabí.

Pamätajte, že katalyzátor nie je schopný posunúť rovnováhu. Svoj postup môže len urýchliť.

Zmena koncentrácie ... Vyššie sme skúmali, ako tento faktor posúva rovnováhu buď v smere dopredu, alebo v opačnom smere. Ak sa koncentrácia reaktantov zvýši, rovnováha sa posunie na stranu, kde sa táto látka spotrebováva. Ak znížite koncentráciu, posunie sa na stranu, kde sa táto látka tvorí. Pamätajte, že reakcia je reverzibilná a reaktanty môžu byť látky podobné pravá strana, a vľavo, podľa toho, akú reakciu uvažujeme (priamu alebo spätnú).

Vplyvt ... Jeho rast vyvoláva posun v rovnováhe smerom k endotermickej reakcii (- Q) a pokles smerom k exotermickej reakcii (+ Q). Reakčné rovnice ukazujú tepelný účinok priamej reakcie. Tepelný efekt reverznej reakcie je opačný. Toto pravidlo je vhodné len pre reakcie s tepelným efektom. Ak tam nie je, potom t nie je schopné posunúť rovnováhu, ale jeho zvýšenie urýchli proces vzniku rovnováhy.

Vplyv tlaku ... Tento faktor možno použiť pri reakciách s plynnými látkami. Ak sú móly plynu rovné nule, nedôjde k žiadnym zmenám. Keď tlak stúpa, rovnováha sa posúva smerom k menším objemom. Keď tlak klesá, rovnováha sa posunie smerom k väčším objemom. Objemy - pozrieme sa na koeficienty pred plynnými látkami v rovnici reakcie.

Medzi početné klasifikácie typov reakcií patria napríklad tie, ktoré sú určené tepelný efekt(exotermické a endotermické), podľa zmeny oxidačných stavov látok (redox), podľa počtu zložiek, ktoré sa na nich podieľajú (rozklad, zlúčeniny) a pod., sa uvažujú reakcie prebiehajúce v dvoch vzájomných smeroch, inak tzv. reverzibilné ... Alternatívou k reverzibilným reakciám sú reakcie nezvratný, v procese ktorého vzniká konečný produkt (sediment, plynná látka, voda). Tieto reakcie zahŕňajú nasledujúce:

Výmenné reakcie medzi soľnými roztokmi, počas ktorých vzniká buď nerozpustná zrazenina - CaCO 3:

Ca (OH)2 + K2C03 -> CaCO3↓ + 2KON (1)

alebo plynná látka - CO 2:

3 K 2 CO 3 + 2H 3 PO 4 → 2 K 3 PO 4 + 3 CO 2+ 3H20 (2)

alebo sa získa málo disociovateľná látka - H 2 O:

2NaOH + H2S04 -> Na2S04 + 2 H 2O(3)

Ak uvažujeme o reverzibilnej reakcii, tak tá prebieha nielen v smere dopredu (v reakciách 1,2,3 zľava doprava), ale aj v opačnom smere. Príkladom takejto reakcie je syntéza amoniaku z plynných látok - vodíka a dusíka:

3H2 + N2 ↔ 2NH3 (4)

teda chemická reakcia sa nazýva reverzibilná, ak prebieha nielen v smere dopredu (→), ale aj v opačnom smere (←) a označuje sa symbolom (↔).

Hlavná prednosť tohto typu reakcií spočíva v tom, že z východiskových látok vznikajú reakčné produkty, no zároveň z rovnakých produktov vznikajú naopak východiskové činidlá. Ak uvažujeme reakciu (4), tak za relatívnu jednotku času súčasne s tvorbou dvoch mólov amoniaku dôjde k ich rozkladu za vzniku troch mólov vodíka a jedného mólu dusíka. Označme rýchlosť priamej reakcie (4) symbolom V 1, potom vyjadrenie tejto rýchlosti bude mať tvar:

V 1 = kˑ [Н 2] 3 ˑ, (5)

kde hodnota "k" je definovaná ako rýchlostná konštanta danej reakcie, hodnoty [H 2] 3 a zodpovedajú koncentráciám východiskových látok, zvýšené na mocninu zodpovedajúcu koeficientom v reakčnej rovnici. V súlade s princípom reverzibility bude rýchlosť reakcie vyjadrená:

V 2 = kˑ 2 (6)

V počiatočnom okamihu má rýchlosť priamej reakcie najväčšiu hodnotu. Postupne však klesajú koncentrácie východiskových činidiel a rýchlosť reakcie sa spomaľuje. Zároveň sa začne zvyšovať rýchlosť spätnej väzby. Keď sa rýchlosť reakcie vpred a vzad zhoduje (V 1 = V 2), rovnovážny stav , pri ktorej už nedochádza k zmene koncentrácií počiatočných ani výsledných činidiel.

Treba poznamenať, že niektoré nezvratné reakcie netreba brať doslovne. Tu je príklad najčastejšie uvádzanej reakcie interakcie kovu s kyselinou, najmä zinku s kyselinou chlorovodíkovou:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (7)

V skutočnosti zinok, ktorý sa rozpúšťa v kyseline, tvorí soľ: chlorid zinočnatý a plynný vodík, ale po určitom čase sa rýchlosť priamej reakcie spomalí, keď sa koncentrácia soli v roztoku zvýši. Keď sa reakcia prakticky zastaví, v roztoku spolu s chloridom zinočnatým sa určité množstvo kyseliny chlorovodíkovej, preto by sa reakcia (7) mala uvádzať v tejto forme:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)

Alebo v prípade tvorby nerozpustnej zrazeniny získanej zlúčením roztokov Na2S04 a BaCl2:

Na2S04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2NaCl (9)

vyzrážaná soľ BaSO 4, aj keď v malom rozsahu, bude disociovať na ióny:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Preto je koncept nezvratných a nezvratných reakcií relatívny. Ale napriek tomu majú tieto reakcie v prírode aj v praktickej činnosti ľudí veľký význam. Napríklad procesy spaľovania uhľovodíkov alebo zložitejšie organickej hmoty napríklad alkohol:

CH4+02 = CO2 + H20 (11)

2C2H5OH + 502 = 4C02 + 6H20 (12)

sú absolútne nezvratné procesy. Ak by reakcie (11) a (12) boli reverzibilné, považovalo by sa to za šťastný sen ľudstva! Potom by bolo možné opäť syntetizovať plyn a benzín a alkohol z CO 2 a H 2 O! Na druhej strane reverzibilné reakcie, ako je (4) alebo oxidácia oxidu siričitého:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

sú hlavné pri výrobe amónnych solí, kyseliny dusičnej, sírovej a pod., a to anorganických, resp. Organické zlúčeniny... Ale tieto reakcie sú reverzibilné! A na získanie konečných produktov: NH 3 alebo SO 3 je potrebné použiť také technologické metódy ako: zmena koncentrácie činidiel, zmena tlaku, zvýšenie alebo zníženie teploty. Ale to už bude predmetom ďalšej témy: "Chemický rovnovážny posun".

stránky, s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.