>> Chemie: omkeerbare en onomkeerbare reacties
CO2+ H2O = H2CO3
Laat de resulterende zuuroplossing op een standaard staan. Na enige tijd zullen we zien dat de oplossing weer paars is geworden, omdat het zuur is afgebroken tot zijn oorspronkelijke stoffen.
Dit proces kan veel sneller worden uitgevoerd als de oplossing voor een derde uit koolzuur bestaat. Bijgevolg vindt de reactie om koolzuur te produceren zowel in de voorwaartse als in de omgekeerde richting plaats, dat wil zeggen dat deze omkeerbaar is. De omkeerbaarheid van een reactie wordt aangegeven door twee tegengesteld gerichte pijlen:
Laten we onder de omkeerbare reacties die ten grondslag liggen aan de productie van de belangrijkste chemische producten, als voorbeeld de reactie van de synthese (verbinding) van zwavel (VI) oxide uit zwavel (IV) oxide en zuurstof noemen.
1. Omkeerbare en onomkeerbare reacties.
2. De regel van Berthollet.
Schrijf de vergelijkingen op voor de verbrandingsreacties die in de tekst van de paragraaf worden besproken, en merk op dat als gevolg van deze reacties oxiden worden gevormd van de elementen waaruit de oorspronkelijke stoffen zijn opgebouwd.
Karakteriseer de laatste drie reacties die aan het einde van de paragraaf volgens plan zijn uitgevoerd: a) de aard en het aantal reagentia en producten; b) aggregatiestatus; c) richting: d) aanwezigheid van een katalysator; e) het vrijkomen of absorberen van warmte
Welke onnauwkeurigheid is er gemaakt bij het schrijven van de vergelijking voor de reactie bij het bakken van kalksteen, zoals voorgesteld in de tekst van de paragraaf?
Hoe waar is het om te zeggen dat samengestelde reacties over het algemeen exotherme reacties zullen zijn? Motiveer uw standpunt met behulp van de feiten uit de tekst van het leerboek.
Inhoud van de les lesaantekeningen ondersteunende frameleinteractieve technologieën Oefening taken en oefeningen zelftest workshops, trainingen, cases, speurtochten huiswerk discussievragen retorische vragen van studenten Illustraties audio, videoclips en multimedia foto's, afbeeldingen, grafieken, tabellen, diagrammen, humor, anekdotes, grappen, strips, gelijkenissen, gezegden, kruiswoordraadsels, citaten Add-ons samenvattingen artikelen trucs voor nieuwsgierigen kribben leerboeken basis- en aanvullend woordenboek met termen overige Verbetering van leerboeken en lessenhet corrigeren van fouten in het leerboek het bijwerken van een fragment in een leerboek, elementen van innovatie in de les, het vervangen van verouderde kennis door nieuwe Alleen voor docenten perfecte lessen kalenderplan voor het jaar richtlijnen discussieprogramma's Geïntegreerde lessenDEFINITIE
Chemische reactie worden transformaties van stoffen genoemd waarbij een verandering in hun samenstelling en (of) structuur optreedt.
De reactie is mogelijk met een gunstige verhouding tussen energie- en entropiefactoren. Als deze factoren elkaar in evenwicht houden, verandert de toestand van het systeem niet. In dergelijke gevallen wordt gezegd dat het systeem in evenwicht is.
Chemische reacties die in één richting verlopen, worden onomkeerbaar genoemd. Meerderheid chemische reacties zijn omkeerbaar. Dit betekent dat onder dezelfde omstandigheden zowel voorwaartse als achterwaartse reacties optreden (vooral als we praten over over gesloten systemen).
De toestand van het systeem waarin de snelheid van de voorwaartse reactie gelijk is aan de snelheid van de omgekeerde reactie, wordt chemisch evenwicht genoemd . In dit geval blijven de concentraties van reactanten en reactieproducten onveranderd (evenwichtsconcentraties).
Evenwichtsconstante
Beschouw de reactie voor het produceren van ammoniak:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2 NH 3(g)
Laten we uitdrukkingen opschrijven voor het berekenen van de snelheden van voorwaartse (1) en omgekeerde (2) reacties:
1 = k1 [ H2 ] 3
2 = k2 2
De snelheden van voorwaartse en achterwaartse reacties zijn gelijk, daarom kunnen we schrijven:
k1 3 = k2 2
k1 / k2 = 2/3
De verhouding tussen twee constante grootheden is een constante grootheid. De evenwichtsconstante is de verhouding tussen de snelheidsconstanten van voorwaartse en achterwaartse reacties.
K=2/3
Indien uitgedrukt in algemeen beeld, dan is de evenwichtsconstante:
mA + nB ↔ pC +qD
К = [C] p [D] q / [A] m [B] n
De evenwichtsconstante is de verhouding van de producten van concentraties van reactieproducten verhoogd tot machten gelijk aan hun stoichiometrische coëfficiënten, tot het product van concentraties van uitgangsstoffen verhoogd tot machten gelijk aan hun stoichiometrische coëfficiënten.
Als K wordt uitgedrukt in termen van evenwichtsconcentraties, wordt dit meestal aangeduid als Ks. Het is ook mogelijk om K voor gassen te berekenen via hun partiële druk. In dit geval wordt K aangeduid als K r. Er bestaat een relatie tussen Kc en Kr:
Kp = Ks × (RT) Δn,
waarbij Δn de verandering is in het aantal mol gassen tijdens de overgang van reactanten naar producten, is R de universele gasconstante.
K is niet afhankelijk van de concentratie, druk, volume en aanwezigheid van een katalysator en hangt af van de temperatuur en aard van de reactanten. Als K veel kleiner is dan 1, dan zitten er meer uitgangsstoffen in het mengsel, en als K veel groter is dan 1, zitten er meer producten in het mengsel.
Heterogene evenwicht
Denk eens aan de reactie
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
De uitdrukking voor de evenwichtsconstante omvat daarom niet de concentraties van componenten in de vaste fase
Chemisch equilibrium treedt op in aanwezigheid van alle componenten van het systeem, maar de evenwichtsconstante is niet afhankelijk van de concentraties van stoffen in de vaste fase. Chemisch evenwicht is een dynamisch proces. K geeft informatie over het verloop van de reactie, en ΔG geeft informatie over de richting ervan. Ze zijn met elkaar verbonden door de relatie:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK
Verschuiving in chemisch evenwicht. Het principe van Le Chatelier
Vanuit oogpunt technologische processen omkeerbare chemische reacties zijn niet gunstig, omdat u kennis moet hebben van hoe u de opbrengst van het reactieproduct kunt verhogen, d.w.z. het is noodzakelijk om te leren hoe het chemische evenwicht naar de reactieproducten kan worden verschoven.
Laten we een reactie bekijken waarbij het nodig is om de opbrengst aan ammoniak te verhogen:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g), ΔН< 0
Om het evenwicht naar de voorwaartse of achterwaartse reactie te verschuiven, is het noodzakelijk om te gebruiken Het principe van Le Chatelier: als een systeem dat in evenwicht is, wordt beïnvloed door een externe factor (verhoging of verlaging van temperatuur, druk, volume, concentratie van stoffen), dan gaat het systeem deze invloed tegen.
Als bijvoorbeeld de temperatuur in een evenwichtssysteem wordt verhoogd, zal van de twee mogelijke reacties de reactie plaatsvinden die endotherm zal zijn; als je de druk verhoogt, verschuift het evenwicht naar de reactie met een groot aantal mol stoffen; als het volume in het systeem wordt verkleind, zal de evenwichtsverschuiving gericht zijn op een toename van de druk; Als u de concentratie van een van de uitgangsstoffen verhoogt, zal van de twee mogelijke reacties degene plaatsvinden die zal leiden tot een verlaging van de evenwichtsconcentratie van het product.
Dus, met betrekking tot de beschouwde reactie, is het, om de opbrengst aan ammoniak te verhogen, noodzakelijk om de concentraties van de uitgangsstoffen te verhogen; verlaag de temperatuur, aangezien de directe reactie exotherm is, verhoog de druk of verlaag het volume.
Voorbeelden van probleemoplossing
VOORBEELD 1
omscholing van onderwijspersoneel.
Afdeling Natuurwetenschappen
Onderwerp: “Omkeerbare en onomkeerbare reacties.
Chemisch evenwicht. Het principe van Le Chatelier.
Werk voltooid:
Groep X luisteraar – 1
Docent scheikunde Gemeentelijke onderwijsinstelling Middelbare school nr. 6
Dimitrovgrad
regio Oeljanovsk
Lepikhova Tatjana Vasilievna.
Wetenschappelijk adviseur:
Hoofd van de afdeling
Natuurwetenschappen
Achmetov Marat Anvarovitsj
Oeljanovsk 2009
Omkeerbare en onomkeerbare chemische reacties.
Chemisch evenwicht.
Het principe van Le Chatelier.
Doel van het werk: 1) Studie van de kenmerken en patronen van de stroom van chemische reacties, als voortzetting van de vorming van ideeën over verschillende types chemische reacties gebaseerd op omkeerbaarheid.
2) Generalisatie en concretisering van kennis over de wetten van chemische reacties, de vorming van vaardigheden om de kenmerken en de resulterende voorwaarden die nodig zijn voor het optreden van een bepaalde reactie te bepalen, uit te leggen. 3) Kennis over de verscheidenheid aan chemische processen uitbreiden en verdiepen, studenten leren vergelijken, analyseren, uitleggen, conclusies trekken en generalisaties. 4) Beschouw dit deel van de chemische wetenschap als het belangrijkste in het toegepaste aspect en beschouw ideeën over chemisch evenwicht als een speciaal geval van de verenigde wet van natuurlijk evenwicht, het verlangen naar compensatie, de stabiliteit van evenwicht in eenheid met de basisvorm van bestaan van materie, beweging, dynamiek.
Taken.
Beschouw het onderwerp: "Omkeerbare en onomkeerbare reacties" op specifieke voorbeelden, gebruikmakend van eerdere ideeën over de snelheid van chemische reacties.
Ga door met het bestuderen van de kenmerken van omkeerbare chemische reacties en het ontwikkelen van ideeën over chemisch evenwicht als een dynamische toestand van een reagerend systeem.
Bestudeer de principes van het verschuiven van het chemische evenwicht en leer leerlingen de voorwaarden voor het verschuiven van het chemische evenwicht te bepalen.
Studenten een idee geven van de betekenis van dit onderwerp, niet alleen voor de chemische productie, maar ook voor het normale functioneren van een levend organisme en de natuur als geheel.
Invoering
In de natuur, in de organismen van levende wezens, in het proces van menselijke fysiologische activiteit, in zijn acties om omstandigheden te creëren verschillende niveaus: huishoudens, defensie, industrie, techniek, milieu en andere - duizenden, miljoenen totaal verschillende reacties vinden plaats of worden uitgevoerd, die vanuit verschillende gezichtspunten en classificaties kunnen worden beschouwd. We zullen chemische reacties beschouwen vanuit het oogpunt van hun omkeerbaarheid en onomkeerbaarheid.
Het is moeilijk om het belang van deze concepten te overschatten: zolang er een denkend persoon bestaat, zal het menselijke denken over de omkeerbaarheid en onomkeerbaarheid van de processen die in zijn lichaam plaatsvinden, het eeuwige probleem van het verlengen van iemands leven, het probleem van de onomkeerbaarheid van de gevolgen van zijn levensactiviteit, een gedachteloze houding ten opzichte van de natuur.
Ik wil het concept van omkeerbaarheid en onomkeerbaarheid van chemische reacties overwegen, het concept van chemisch evenwicht en de voorwaarden voor de verschuiving ervan in een ‘nuttige’ richting. Voorstellen theoretische basis gevolgd door testen, zelftesten van kennis over dit onderwerp, met behulp van testen van verschillende typologieën. Ik ga ervan uit dat studenten door “het pad te bewandelen” van eenvoudige naar meer complexe taken, niet alleen een duidelijke, goede kennis over dit onderwerp zullen hebben, maar ook hun kennis van de scheikunde zullen verdiepen.
Chemische reacties zijn verschijnselen waarbij één (of sommige) stoffen worden omgezet in andere; het bewijs hiervan zijn zichtbare en onzichtbare veranderingen. Zichtbaar: veranderingen in kleur, geur, smaak, neerslag, verandering in indicatorkleur, opname en afgifte van warmte. Onzichtbaar: veranderingen in de samenstelling van een stof die kunnen worden bepaald met behulp van kwalitatieve en analytische reacties. Al deze reacties kunnen in twee soorten worden verdeeld: omkeerbare en onomkeerbare reacties.
Onomkeerbare reacties. Reacties die slechts in één richting verlopen en eindigen met de volledige omzetting van de initiële reactanten in de uiteindelijke stoffen, worden onomkeerbaar genoemd.
Een voorbeeld van een dergelijke reactie is de ontleding van kaliumchloraat (Bertholette-zout) bij verhitting:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
De reactie stopt wanneer al het kaliumchloraat is omgezet in kaliumchloride en zuurstof. Onomkeerbare reacties niet zo veel.
Als zure en alkalische oplossingen worden gecombineerd, ontstaan er bijvoorbeeld zout en water.
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, en als de stoffen in de vereiste verhoudingen worden ingenomen, reageert de oplossing neutraal en blijven er zelfs geen sporen achter van zoutzuur en natriumhydroxide. Als u een reactie probeert uit te voeren in een oplossing tussen de resulterende stoffen - natriumchloride en water, zullen er geen veranderingen worden gevonden. In dergelijke gevallen zeggen ze dat de reactie van een zuur met een alkali onomkeerbaar is, d.w.z. er is geen tegenreactie. Veel reacties zijn bij kamertemperatuur vrijwel onomkeerbaar, bijvoorbeeld
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O, enz.
Omkeerbare reacties. Omkeerbare reacties zijn reacties die gelijktijdig plaatsvinden in twee onderling tegengestelde richtingen.
De meeste reacties zijn omkeerbaar. In vergelijkingen van omkeerbare reacties worden tussen de linker- en rechterkant twee pijlen geplaatst die in tegengestelde richtingen wijzen. Een voorbeeld van een dergelijke reactie is de synthese van ammoniak uit waterstof en stikstof:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
In de technologie zijn omkeerbare reacties meestal nadelig. Daarom verschillende methoden(veranderingen in temperatuur, druk, enz.) maken ze vrijwel onomkeerbaar.
Onomkeerbare reacties zijn reacties die optreden:
1) de resulterende producten verlaten de reactiesfeer - ze slaan neer en komen bijvoorbeeld vrij in de vorm van gas
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) er ontstaat een enigszins gedissocieerde verbinding, bijvoorbeeld water:
HCl + NaOH = H2O + NaCl
3) de reactie gaat gepaard met een grote vrijgave van energie, bijvoorbeeld de verbranding van magnesium
Mg+ 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol
In vergelijkingen van onomkeerbare reacties wordt een gelijkteken of een pijl tussen de linker- en rechterkant geplaatst.
Veel reacties zijn zelfs onder normale omstandigheden omkeerbaar, wat betekent dat de omgekeerde reactie in merkbare mate optreedt. Als u bijvoorbeeld een waterige oplossing van zeer zwak hypochloorzuur met een alkali probeert te neutraliseren, blijkt dat de neutralisatiereactie niet volledig verloopt en dat de oplossing een sterk alkalische omgeving heeft. Dit betekent dat de reactie HClO + NaOH NaClO + H 2 O omkeerbaar is, d.w.z. De producten van deze reactie, die met elkaar reageren, transformeren gedeeltelijk in de oorspronkelijke verbindingen. Als gevolg hiervan heeft de oplossing een alkalische reactie. De reactie voor de vorming van esters is omkeerbaar (de omgekeerde reactie wordt verzeping genoemd): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, vele andere processen.
Net als veel andere concepten in de scheikunde is het concept van omkeerbaarheid grotendeels willekeurig. Normaal gesproken wordt een reactie als onomkeerbaar beschouwd als de concentraties van de uitgangsstoffen na voltooiing zo laag zijn dat ze niet kunnen worden gedetecteerd (dit hangt uiteraard af van de gevoeligheid van de analysemethoden). Wanneer het verandert externe omstandigheden(voornamelijk temperatuur en druk), kan een onomkeerbare reactie omkeerbaar worden en omgekeerd. Ja wanneer luchtdruk en temperaturen onder de 1000° C kan de reactie 2H 2 + O 2 = 2H 2 O nog steeds als onomkeerbaar worden beschouwd, terwijl bij een temperatuur van 2500° C en hoger water ongeveer 4% dissocieert in waterstof en zuurstof, en bij een temperatuur van 3000° C - al met 20%.
Aan het einde van de 19e eeuw. De Duitse fysisch chemicus Max Bodenstein (1871–1942) bestudeerde in detail de processen van vorming en thermische dissociatie van waterstofjodide: H 2 + I 2 2HI. Door de temperatuur te veranderen kon hij bij voorkeur alleen de voorwaartse of alleen de achterwaartse reactie bewerkstelligen, maar in het algemeen verliepen beide reacties gelijktijdig in tegengestelde richtingen. Er zijn veel vergelijkbare voorbeelden. Een van de bekendste is de reactie van ammoniaksynthese 3H 2 + N 2 2NH 3; Veel andere reacties zijn ook omkeerbaar, bijvoorbeeld de oxidatie van zwaveldioxide 2SO 2 + O 2 2SO 3, reacties van organische zuren met alcoholen, enz.
Een reactie wordt omkeerbaar genoemd als de richting ervan afhangt van de concentraties van de stoffen die aan de reactie deelnemen. In het geval van de heterogene katalytische reactie N2 + 3H2 = 2NH3 (1) wordt bijvoorbeeld bij een lage concentratie ammoniak in het gas en hoge concentraties stikstof en waterstof ammoniak gevormd; integendeel, bij een hoge ammoniakconcentratie ontleedt het, de reactie verloopt in de tegenovergestelde richting. Na voltooiing van een omkeerbare reactie, d.w.z. bij het bereiken van een chemisch evenwicht, bevat het systeem zowel uitgangsmaterialen als reactieproducten. Een reactie wordt onomkeerbaar genoemd als deze slechts in één richting kan plaatsvinden en eindigt met de volledige omzetting van de uitgangsstoffen in producten; een voorbeeld is de ontbinding van explosieven. Dezelfde reactie kan, afhankelijk van de omstandigheden (temperatuur, druk), aanzienlijk omkeerbaar of vrijwel onomkeerbaar zijn. Een eenvoudige (eenstaps) omkeerbare reactie bestaat uit twee gelijktijdig optredende reacties elementaire reacties, die alleen van elkaar verschillen in de richting van chemische transformatie. De richting van de uiteindelijke reactie die toegankelijk is voor directe observatie, wordt bepaald door welke van deze onderling inverse reacties een hogere snelheid heeft. Bijvoorbeeld, simpele reactie N2O4 Û 2NO2 (2) bestaat uit de elementaire reacties N2O4?2NO2 en 2NO2 ?N2O4. Voor de omkeerbaarheid van een complexe (meertraps)reactie, bijvoorbeeld reactie (1), is het noodzakelijk dat alle samenstellende fasen omkeerbaar zijn.? M.I. Tyomkin.
CHEMISCH EQUILIBRIUM.
Chemisch equilibrium- toestand van het systeem waarin de snelheid van de voorwaartse reactie (V 1) gelijk is aan de snelheid van de omgekeerde reactie (V 2). Bij chemisch evenwicht blijven de concentraties van stoffen onveranderd. Chemisch evenwicht is dynamisch van aard: voorwaartse en achterwaartse reacties stoppen niet bij evenwicht.
De toestand van chemisch evenwicht wordt kwantitatief gekenmerkt door een evenwichtsconstante, die de verhouding is van de constanten van de voorwaartse (K 1) en omgekeerde (K 2) reacties.
Voor de reactie mA + nB pC + dD is de evenwichtsconstante gelijk aan
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
De evenwichtsconstante hangt af van de temperatuur en de aard van de reactanten. Hoe groter de evenwichtsconstante, hoe meer het evenwicht verschuift naar de vorming van directe reactieproducten. In een evenwichtstoestand stoppen moleculen niet met botsen, en de interacties daartussen stoppen niet, maar de concentraties van stoffen blijven constant. Deze concentraties worden evenwicht genoemd.
|
Evenwichtsconcentratie- concentratie van een stof die deelneemt aan een omkeerbare chemische reactie die een evenwichtstoestand heeft bereikt. |
De evenwichtsconcentratie wordt aangegeven door de formule van de stof, tussen vierkante haken, bijvoorbeeld:
Met evenwicht (H 2) = of R evenwicht (HI) = .
Net als elke andere concentratie wordt de evenwichtsconcentratie gemeten in mol per liter.
Als we in de voorbeelden die we hebben overwogen andere concentraties van de uitgangsstoffen hadden genomen, dan zouden we na het bereiken van het evenwicht andere waarden van de evenwichtsconcentraties hebben verkregen. Deze nieuwe waarden (aangegeven met sterretjes) zullen als volgt gerelateerd zijn aan de oude:
.
Over het algemeen voor een omkeerbare reactie
A EEN+ B B D D+ F F
in een evenwichtstoestand bij een constante temperatuur wordt de relatie waargenomen
Deze verhouding wordt genoemd wet van massa-actie, dat als volgt is geformuleerd:
bij een constante temperatuur is de verhouding van het product van de evenwichtsconcentraties van reactieproducten, genomen in machten gelijk aan hun coëfficiënten, tot het product van de evenwichtsconcentraties van de uitgangsstoffen, genomen in machten gelijk aan hun coëfficiënten, een constante waarde .
Constante waarde ( NAAR MET) wordt genoemd evenwichtsconstante deze reactie. Het subscript "c" in de aanduiding van deze waarde geeft aan dat concentraties zijn gebruikt om de constante te berekenen.
Als de evenwichtsconstante groot is, verschuift het evenwicht naar de producten van de directe reactie; als deze klein is, dan naar de uitgangsstoffen. Als de evenwichtsconstante erg groot is, heet de reactie ' bijna onomkeerbaar" als de evenwichtsconstante erg klein is, dan is de reactie " werkt praktisch niet.”
Evenwichtsconstante - voor elke omkeerbare reactie is de waarde alleen constant bij een constante temperatuur. Voor dezelfde reactie bij verschillende temperaturen neemt de evenwichtsconstante verschillende waarden aan.
De gegeven uitdrukking voor de wet van massa-actie is alleen geldig voor reacties waarbij alle deelnemers gassen of opgeloste stoffen zijn. In andere gevallen verandert de vergelijking voor de evenwichtsconstante enigszins.
Bijvoorbeeld bij een omkeerbare reactie die plaatsvindt bij hoge temperatuur
C (g) + CO2 2CO (g)
Er is sprake van hard grafiet C (g). Formeel schrijven we, gebruikmakend van de wet van massa-actie, een uitdrukking op voor de evenwichtsconstante van deze reactie, die deze aangeeft NAAR":
Vast grafiet dat zich op de bodem van de reactor bevindt, reageert alleen vanaf het oppervlak, en de "concentratie" ervan is niet afhankelijk van de massa van het grafiet en is constant voor elke verhouding van stoffen in het gasmengsel.
Laten we de rechter- en linkerkant van de vergelijking vermenigvuldigen met deze constante:
De resulterende waarde is de evenwichtsconstante van deze reactie:
Op dezelfde manier geldt voor het evenwicht van een andere omkeerbare reactie, die ook bij hoge temperatuur plaatsvindt,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
we krijgen de evenwichtsconstante
NAAR MET = .
In dit geval is het eenvoudigweg gelijk aan de evenwichtsconcentratie kooldioxide.
Vanuit metrologisch oogpunt is de evenwichtsconstante niet één fysieke grootheid. Dit is een groep grootheden met verschillende meeteenheden, afhankelijk van de specifieke uitdrukking van de constante in termen van evenwichtsconcentraties. Voor een omkeerbare reactie van grafiet met koolstofdioxide [ K C] = 1 mol/l, dezelfde meeteenheid voor de evenwichtsconstante van de reactie van thermische ontleding van calciumcarbonaat, en de evenwichtsconstante van de reactie van waterstofjodidesynthese is een dimensieloze grootheid. In het algemeen [ K C] = 1 (mol/l) N .
Verschuiving in chemisch evenwicht. Het principe van Le Chatelier
Vertaling van evenwicht chemisch systeem van de ene evenwichtstoestand naar de andere wordt genoemd verplaatsing (verschuiving) van chemisch evenwicht, wat wordt uitgevoerd door de thermodynamische parameters van het systeem te veranderen - temperatuur, concentratie, druk. Wanneer het evenwicht in voorwaartse richting wordt verschoven, wordt een toename van de opbrengst aan producten bereikt, en wanneer het in de tegenovergestelde richting wordt verschoven, een afname in de mate van conversie van het reagens die wordt bereikt. Beide kunnen nuttig zijn in de chemische technologie. Omdat bijna alle reacties tot op zekere hoogte omkeerbaar zijn, doen zich in de industriële en laboratoriumpraktijk twee problemen voor: hoe je het product van een “nuttige” reactie met maximale opbrengst kunt verkrijgen en hoe je de opbrengst aan producten van een “schadelijke” reactie kunt verminderen. In beide gevallen is het nodig om het evenwicht te verschuiven naar de reactieproducten of naar de uitgangsstoffen. Om te leren hoe je dit moet doen, moet je weten waar de evenwichtspositie van een omkeerbare reactie van afhangt.
De evenwichtspositie is afhankelijk van:
1) op de waarde van de evenwichtsconstante (dat wil zeggen op de aard van de reactanten en temperatuur),
2) over de concentratie van stoffen die deelnemen aan de reactie en
3) door druk (bijv gassystemen het is evenredig met de concentraties van stoffen).
Voor kwalitatieve beoordeling invloed op het chemische evenwicht van al deze zeer verschillende factoren is inherent universeel Het principe van Le Chatelier(De Franse fysisch chemicus en metallurg Henri Louis Le Chatelier formuleerde het in 1884), dat van toepassing is op alle evenwichtssystemen, niet alleen op chemische systemen.
Als een systeem in evenwicht van buitenaf wordt beïnvloed, zal het evenwicht in het systeem verschuiven in de richting waarin deze invloed gedeeltelijk wordt gecompenseerd.
Laten we als voorbeeld van de invloed op de evenwichtspositie van de concentraties van stoffen die aan de reactie deelnemen, de omkeerbare reactie bekijken voor de productie van waterstofjodide
H2(g) + 12(g) 2HI (g).
Volgens de wet van massa-actie in een evenwichtstoestand
.
Laat een evenwicht tot stand komen in een reactor met een volume van 1 liter bij een bepaalde constante temperatuur waarin de concentraties van alle deelnemers aan de reactie gelijk zijn en gelijk aan 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol/ l; = 1 mol/l). Bij deze temperatuur dus NAAR MET= 1. Aangezien het reactorvolume 1 liter is, N(H2) = 1mol, N(I 2) = 1 mol en N(HI) = 1 mol. Op tijdstip t 1 brengen we nog eens 1 mol HI in de reactor, de concentratie zal gelijk worden aan 2 mol/l. Maar om NAAR MET constant blijft, zouden de concentraties waterstof en jodium moeten stijgen, en dit is alleen mogelijk vanwege de ontleding van een deel van het waterstofjodide volgens de vergelijking
2HI (g) = H2 (g) + I2 (g).
Laat t 2 ontleden tegen de tijd dat de nieuwe evenwichtstoestand is bereikt X mol HI en dus nog eens 0,5 X mol H 2 en ik 2. Nieuwe evenwichtsconcentraties van reactiedeelnemers: = (1 + 0,5 X) mol/l; = (1 + 0,5 X) mol/l; = (2 - X) mol/l. Vervanging numerieke waarden hoeveelheden in de uitdrukking van de wet van massa-actie, verkrijgen we de vergelijking
Waar X= 0,667. Daarom = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l; = 1,333 mol/l.
Reactiesnelheid en balans.
Stel dat er een omkeerbare reactie is A + B C + D. Als we aannemen dat de voorwaartse en achterwaartse reacties in één fase plaatsvinden, dan zijn de snelheden van deze reacties recht evenredig met de concentraties van de reagentia: de snelheid van de voorwaartse reactie v 1 = k 1 [A][B], omgekeerde reactiesnelheid v 2 = k 2 [C][D] (vierkante haakjes geven aan molaire concentraties reagentia). Het is duidelijk dat naarmate de directe reactie vordert, de concentraties van de uitgangsstoffen A en B afnemen, en dat de snelheid van de directe reactie dienovereenkomstig afneemt. De snelheid van de omgekeerde reactie, die op het beginmoment nul is (er zijn geen producten C en D), neemt geleidelijk toe. Vroeg of laat zal er een moment komen waarop de snelheid van voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk wordt. Hierna veranderen de concentraties van alle stoffen - A, B, C en D niet in de loop van de tijd. Dit betekent dat de reactie een evenwichtspositie heeft bereikt en dat concentraties van stoffen die in de loop van de tijd niet veranderen, evenwicht worden genoemd. Maar in tegenstelling tot mechanisch evenwicht, waarin alle beweging stopt, blijven bij chemisch evenwicht beide reacties - zowel directe als omgekeerde - plaatsvinden, maar hun snelheden zijn gelijk en daarom lijkt het erop dat er geen veranderingen in het systeem optreden. Er zijn veel manieren om het optreden van voorwaartse en achterwaartse reacties te bewijzen nadat het evenwicht is bereikt. Als bijvoorbeeld een beetje waterstofisotoop, deuterium D2, wordt geïntroduceerd in een mengsel van waterstof, stikstof en ammoniak, dat zich in een evenwichtspositie bevindt, zal een gevoelige analyse onmiddellijk de aanwezigheid van deuteriumatomen in ammoniakmoleculen detecteren. En omgekeerd: als je een beetje gedeutereerde ammoniak NH 2 D in het systeem introduceert, dan zal deuterium onmiddellijk in de uitgangsstoffen verschijnen in de vorm van HD- en D 2-moleculen. Een ander spectaculair experiment werd uitgevoerd aan de Faculteit Scheikunde van de Staatsuniversiteit van Moskou. Een zilveren plaat werd in een oplossing van zilvernitraat geplaatst en er werden geen veranderingen waargenomen. Vervolgens werd een kleine hoeveelheid radioactieve zilverionen in de oplossing gebracht, waarna de zilverplaat radioactief werd. Noch het spoelen van de plaat met water, noch het wassen met zoutzuur kon deze radioactiviteit ‘wegspoelen’. Alleen etsen salpeterzuur of mechanische restauratie ondiep oppervlak schuurpapier maakte het inactief. Dit experiment kan maar op één manier worden verklaard: er is een continue uitwisseling van zilveratomen tussen het metaal en de oplossing, d.w.z. V gaat naar het systeem omkeerbare reactie Ag(tv) – e – = Ag +. Daarom leidde de toevoeging van radioactieve Ag+-ionen aan de oplossing tot hun "opname" in de plaat in de vorm van elektrisch neutrale, maar nog steeds radioactieve atomen. Zo zijn niet alleen de chemische reacties tussen gassen of oplossingen in evenwicht, maar ook de processen van het oplossen van metalen en sedimenten. Een vaste stof zal bijvoorbeeld het snelst oplossen als deze in een zuiver oplosmiddel wordt geplaatst wanneer het systeem verre van evenwicht is, in dit geval een verzadigde oplossing. Geleidelijk neemt de snelheid van het oplossen af, en tegelijkertijd neemt de snelheid van het oplossen af omgekeerd proces– overgang van een stof van oplossing naar een kristallijn neerslag. Wanneer de oplossing verzadigd raakt, bereikt het systeem een evenwichtstoestand, waarin de oplos- en kristallisatiesnelheden gelijk zijn en de massa van het neerslag in de loop van de tijd niet verandert. Hoe kan een systeem veranderingen in externe omstandigheden ‘tegengaan’? Als bijvoorbeeld de temperatuur van een evenwichtsmengsel wordt verhoogd door verwarming, kan het systeem zelf de externe verwarming uiteraard niet ‘verzwakken’, maar verschuift het evenwicht daarin zodanig dat het reactiesysteem tot een bepaalde temperatuur wordt verwarmd. vereist een grotere hoeveelheid warmte dan wanneer het evenwicht niet zou verschuiven. In dit geval verschuift het evenwicht zodat warmte wordt geabsorbeerd, d.w.z. naar een endotherme reactie. Dit kan worden geïnterpreteerd als “de wens van het systeem om te verzwakken externe invloed" Aan de andere kant, als er een ongelijk aantal gasvormige moleculen aan de linker- en rechterkant van de vergelijking zijn, kan het evenwicht in een dergelijk systeem worden verschoven door de druk te veranderen. Naarmate de druk toeneemt, verschuift het evenwicht naar de kant waar het aantal gasvormige moleculen kleiner is (en gaat op deze manier als het ware de externe druk ‘tegen’). Als het aantal gasvormige moleculen tijdens de reactie niet verandert
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), dan heeft de druk geen invloed op de evenwichtspositie. Opgemerkt moet worden dat wanneer de temperatuur verandert, de evenwichtsconstante van de reactie ook verandert, terwijl deze constant blijft wanneer alleen de druk verandert.
Verschillende voorbeelden van het gebruik van het principe van Le Chatelier om verschuivingen in het chemische evenwicht te voorspellen. De reactie 2SO 2 + O 2 2SO 3 (g) is exotherm. Als de temperatuur wordt verhoogd, zal de endotherme reactie van de S03-ontleding hiervan profiteren en zal het evenwicht naar links verschuiven. Als je de temperatuur verlaagt, verschuift het evenwicht naar rechts. Dus een mengsel van SO 2 en O 2 genomen in een stoichiometrische verhouding van 2:1 ( cm . STOICHIOMERIS), bij een temperatuur van 400 ° C en atmosferische druk verandert het in SO 3 met een rendement van ongeveer 95%, d.w.z. de evenwichtstoestand onder deze omstandigheden is vrijwel volledig verschoven naar SO 3 . Bij 600° C bevat het evenwichtsmengsel al 76% SO 3, en bij 800° C nog maar 25%. Dat is de reden dat bij de verbranding van zwavel in de lucht voornamelijk SO 2 en slechts ongeveer 4% SO 3 wordt gevormd. Uit de reactievergelijking volgt ook dat een toename van de totale druk in het systeem het evenwicht naar rechts zal verschuiven, en dat bij een afname van de druk het evenwicht naar links zal verschuiven.
De reactie van waterstofonttrekking uit cyclohexaan om benzeen te vormen
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 wordt uitgevoerd in de gasfase, ook in aanwezigheid van een katalysator. Deze reactie vindt plaats met het verbruik van energie (endotherm), maar met een toename van het aantal moleculen. Daarom zal het effect van temperatuur en druk daarop precies het tegenovergestelde zijn van het effect dat wordt waargenomen in het geval van ammoniaksynthese. Namelijk: een verhoging van de evenwichtsconcentratie van benzeen in het mengsel wordt vergemakkelijkt door een verhoging van de temperatuur en een verlaging van de druk, daarom wordt de reactie in de industrie uitgevoerd bij lage drukken (2-3 atm) en hoge temperaturen(450–500°C). Hier is een temperatuurstijging “dubbel gunstig”: het verhoogt niet alleen de reactiesnelheid, maar draagt ook bij aan een verschuiving van het evenwicht in de richting van de vorming van het doelproduct. Natuurlijk zou een nog grotere drukdaling (bijvoorbeeld naar 0,1 atm) een verdere verschuiving van het evenwicht naar rechts veroorzaken, maar in dit geval zou er te weinig substantie in de reactor zitten en zou de reactiesnelheid ook afnemen. , zodat de totale productiviteit niet zou stijgen, maar zou afnemen. Dit voorbeeld laat eens te meer zien dat economisch verantwoorde industriële synthese een succesvolle manoeuvre is tussen “Scylla en Charybdis”.
Het principe van Le Chatelier werkt ook in de zogenaamde halogeencyclus, die wordt gebruikt voor de productie van titanium, nikkel, hafnium, vanadium, niobium, tantaal en andere zeer zuivere metalen. Bij de reactie van een metaal met een halogeen, bijvoorbeeld Ti + 2I 2 TiI 4, komt warmte vrij en daarom verschuift het evenwicht bij toenemende temperatuur naar links. Zo vormt titanium bij 600°C gemakkelijk vluchtig jodide (het evenwicht wordt naar rechts verschoven), en bij 110°C ontleedt het jodide (het evenwicht wordt naar links verschoven) waarbij een zeer zuiver metaal vrijkomt. Deze cyclus werkt ook halogeen lampen, waar wolfraam uit de spiraal verdampt en zich op de koudere wanden afzet, vormt vluchtige verbindingen met halogenen, die weer uiteenvallen in de hete spiraal, en het wolfraam wordt overgebracht naar zijn oorspronkelijke plaats.
Naast veranderingen in temperatuur en druk is er nog een andere effectieve manier invloed op de evenwichtspositie. Laten we ons dat voorstellen vanuit een evenwichtsmengsel
A + B C + D er wordt een stof uitgescheiden. In overeenstemming met het principe van Le Chatelier zal het systeem onmiddellijk op een dergelijke impact 'reageren': het evenwicht zal zodanig beginnen te verschuiven dat het verlies van een bepaalde stof wordt gecompenseerd. Als bijvoorbeeld stof C of D (of beide tegelijk) uit de reactiezone wordt verwijderd, verschuift het evenwicht naar rechts, en als stoffen A of B worden verwijderd, verschuift het naar links. De introductie van welke stof dan ook in het systeem zal ook het evenwicht verschuiven, maar in de andere richting.
Stoffen kunnen uit de reactiezone worden verwijderd verschillende manieren. Als er bijvoorbeeld zwaveldioxide in een goed gesloten waterbak zit, zal er een evenwicht tot stand komen tussen gasvormig, opgelost en gereageerd zwaveldioxide:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Als het vat wordt geopend, zal het zwaveldioxide geleidelijk beginnen te verdampen en niet langer aan het proces kunnen deelnemen - het evenwicht zal naar links beginnen te verschuiven, totdat het zwavelzuur volledig ontleedt. Een soortgelijk proces kan worden waargenomen elke keer dat u een fles limonade opent of mineraalwater: het evenwicht CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 verschuift naar links naarmate CO 2 vervluchtigt.
Het verwijderen van een reagens uit het systeem is niet alleen mogelijk door de vorming van gasvormige stoffen, maar ook door het binden van een of ander reagens om een onoplosbare verbinding te vormen die neerslaat. Als bijvoorbeeld een overmaat calciumzout in een waterige oplossing van C02 wordt gebracht, zullen Ca2+-ionen een CaC03-neerslag vormen door te reageren met koolzuur; het evenwicht CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 verschuift naar rechts totdat er geen opgelost gas meer in het water zit.
Het evenwicht kan ook worden verschoven door een reagens toe te voegen. Wanneer verdunde oplossingen van FeCl3 en KSCN worden gecombineerd, verschijnt er dus een roodachtig oranje kleur als gevolg van de vorming van ijzerthiocyanaat (rhodanide):
FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Als extra FeCl 3 of KSCN aan de oplossing wordt toegevoegd, zal de kleur van de oplossing toenemen, wat duidt op een verschuiving van het evenwicht naar rechts (alsof de invloed van buitenaf wordt verzwakt). Als u een teveel aan KCl aan de oplossing toevoegt, verschuift het evenwicht naar links en verzwakt de kleur naar lichtgeel.
Niet voor niets geeft de formulering van het principe van Le Chatelier aan dat het alleen mogelijk is om de resultaten van externe invloeden te voorspellen voor systemen die zich in een evenwichtstoestand bevinden. Als deze instructie wordt verwaarloosd, is het gemakkelijk om tot volkomen verkeerde conclusies te komen. Het is bijvoorbeeld bekend dat vaste alkaliën (KOH, NaOH) in water oplossen en vrijkomen grote hoeveelheid hitte - de oplossing warmt bijna net zo op als wanneer geconcentreerd zwavelzuur met water wordt gemengd. Als we vergeten dat het principe alleen van toepassing is op evenwichtssystemen, kunnen we de onjuiste conclusie trekken dat bij toenemende temperatuur de oplosbaarheid van KOH in water zou moeten afnemen, aangezien het juist deze verschuiving in het evenwicht tussen het neerslag en de verzadigde oplossing is die leidt tot een ‘verzwakking van de externe invloed’. Het proces van het oplossen van KOH in water is echter helemaal geen evenwichtsproces, omdat er watervrije alkali bij betrokken is, terwijl het neerslag dat in evenwicht is met een verzadigde oplossing KOH-hydraten zijn (voornamelijk KOH 2H 2 O). De overgang van dit hydraat van sediment naar oplossing is een endotherm proces, d.w.z. gaat niet gepaard met verwarming, maar met afkoeling van de oplossing, zodat ook in dit geval aan het principe van Le Chatelier voor een evenwichtsproces wordt voldaan. Op dezelfde manier, wanneer watervrije zouten - CaCl 2, CuSO 4, enz. Worden opgelost in water, warmt de oplossing op, en wanneer kristallijne hydraten CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O worden opgelost, koelt deze af.
In schoolboeken en populaire literatuur kun je nog een interessant en leerzaam voorbeeld vinden van het onjuiste gebruik van het principe van Le Chatelier. Als je een evenwichtsmengsel van bruin stikstofdioxide NO 2 en kleurloos tetroxide N 2 O 4 in een transparante gasspuit doet en het gas vervolgens snel comprimeert met behulp van een zuiger, zal de kleurintensiteit onmiddellijk toenemen en na enige tijd (tientallen seconden ) zal het weer verzwakken, hoewel het de oorspronkelijke niet zal bereiken. Deze ervaring wordt meestal zo uitgelegd. Door het mengsel snel te comprimeren, neemt de druk en daarmee de concentratie van beide componenten toe, waardoor het mengsel donkerder wordt. Maar een drukverhoging verschuift, in overeenstemming met het principe van Le Chatelier, het evenwicht in het 2NO 2 N 2 O 4-systeem naar het kleurloze N 2 O 4 (het aantal moleculen neemt af), waardoor het mengsel geleidelijk lichter wordt en een nieuw evenwicht nadert. positie, wat overeenkomt met verhoogde druk.
De misvatting van deze verklaring volgt uit het feit dat beide reacties – de dissociatie van N 2 O 4 en de dimerisatie van NO 2 – extreem snel plaatsvinden, zodat het evenwicht in ieder geval in miljoensten van een seconde tot stand komt en het dus onmogelijk is om duw de zuiger zo snel in dat het evenwicht verstoord wordt. Dit experiment kan anders worden uitgelegd: gascompressie veroorzaakt een aanzienlijke temperatuurstijging (iedereen die wel eens een band heeft moeten oppompen met een fietspomp kent dit fenomeen). En in overeenstemming met hetzelfde Le Chatelier-principe verschuift het evenwicht onmiddellijk naar de endotherme reactie, die plaatsvindt bij de absorptie van warmte, d.w.z. in de richting van de dissociatie van N 2 O 4 - het mengsel wordt donkerder. De gassen in de spuit koelen vervolgens langzaam af kamertemperatuur, en het evenwicht verschuift opnieuw naar het tetroxide - het mengsel wordt lichter.
Het principe van Le Chatelier werkt ook goed in gevallen die niets met scheikunde te maken hebben. In een normaal functionerende economie is de totale hoeveelheid geld in omloop in evenwicht met de goederen die met dat geld kunnen worden gekocht. Wat zal er gebeuren als de ‘externe invloed’ de wens van de regering blijkt te zijn om meer geld te drukken om haar schulden af te betalen? In strikte overeenstemming met het principe van Le Chatelier zal het evenwicht tussen goederen en geld zodanig verschuiven dat het plezier van de burgers in het hebben van meer geld wordt verzwakt. De prijzen voor goederen en diensten zullen namelijk stijgen, en op deze manier zal een nieuw evenwicht worden bereikt. Een ander voorbeeld. In een van de Amerikaanse steden werd besloten om de constante files weg te werken door snelwegen uit te breiden en vervoersknooppunten aan te leggen. Dit hielp een tijdje, maar toen begonnen opgetogen inwoners meer auto's te kopen, zodat er al snel weer files ontstonden - maar met een nieuw 'evenwicht' tussen de wegen en meer auto's.
Laten we dus de belangrijkste conclusies trekken over manieren om het chemische evenwicht te verschuiven.
Het principe van Le Chatelier. Als er een externe invloed wordt geproduceerd op een systeem dat in evenwicht is (concentratie, temperatuur, drukveranderingen), dan bevordert dit het optreden van welke van de twee tegengestelde reacties deze invloed ook verzwakt
|
V 1 | ||
|
A+B |
|
IN |
|
V 2 |
1. Druk. Een toename van de druk (voor gassen) verschuift het evenwicht in de richting van een reactie die leidt tot een afname van het volume (dat wil zeggen de vorming van minder moleculen).
2. Een temperatuurstijging verschuift de evenwichtspositie in de richting van een endotherme reactie (d.w.z. in de richting van een reactie die optreedt bij de absorptie van warmte)
3. Een toename van de concentratie uitgangsstoffen en het verwijderen van producten uit de reactiesfeer verschuift het evenwicht naar een directe reactie. Verhogen van de concentraties uitgangsstoffen [A] of [B] of [A] en [B]: V 1 > V 2.
Katalysatoren hebben geen invloed op de evenwichtspositie.
Het principe van Le Chatelier in de natuur.
Bij het bestuderen van dit onderwerp wil ik altijd een voorbeeld geven van het verlangen van alle levende wezens naar evenwicht en compensatie. Bijvoorbeeld: verandering in de muizenpopulatie - notenjaar - er is veel voedsel voor muizen, de muizenpopulatie groeit snel. Naarmate het aantal muizen toeneemt, neemt de hoeveelheid voedsel af; als gevolg van de opeenhoping van knaagdieren beginnen verschillende infectieziekten onder muizen te groeien, dus er is een geleidelijke afname van de omvang van de knaagdierenpopulatie. Na een bepaalde tijd ontstaat er een dynamisch evenwicht in het aantal geboren en stervende muizen; een verschuiving in dit evenwicht kan in de ene of de andere richting plaatsvinden onder invloed van externe, gunstige of ongunstige omstandigheden.
IN menselijk lichaam Er vinden biochemische processen plaats, die ook volgens het principe van Le Chatelier kunnen worden gereguleerd. Soms begint het lichaam als gevolg van een dergelijke reactie giftige stoffen te produceren die een bepaalde ziekte veroorzaken. Hoe dit proces te voorkomen?
Laten we ons een dergelijke behandelmethode als homeopathie herinneren. De methode bestaat uit het gebruik van zeer kleine doses van de medicijnen die, in grote doses, veroorzaken gezond persoon tekenen van welke ziekte dan ook. Hoe werkt het gifmedicijn in dit geval? Een product van een ongewenste reactie wordt in het lichaam geïntroduceerd en volgens het principe van Le Chatelier verschuift het evenwicht naar de uitgangsstoffen. Het proces dat pijnlijke aandoeningen in het lichaam veroorzaakt, verdwijnt.
Praktisch gedeelte.
Het monitoren van het beheersingsniveau van het bestudeerde onderwerp wordt uitgevoerd in de vorm van tests. Een testsysteem van bondig en nauwkeurig geformuleerde en gestandaardiseerde taken, die binnen een beperkte tijd korte en nauwkeurige antwoorden moeten geven, beoordeeld volgens een puntensysteem. Bij het samenstellen van tests heb ik mij gericht op de volgende niveaus:
Reproductief - leerlingen op dit niveau presteren voornamelijk op basis van geheugen.
Productief - om dit niveau te bereiken is het nodig dat leerlingen de bestudeerde formuleringen, concepten en wetten begrijpen, en het vermogen hebben om relaties daartussen te leggen.
Creatief - het vermogen om te voorspellen op basis van bestaande kennis, te ontwerpen, te analyseren, conclusies te trekken, vergelijkingen, generalisaties.
Testen gesloten soort of tests waarbij de testpersoon het juiste antwoord uit de gegeven opties moet kiezen.
A) Reproductief niveau: tests met alternatieve antwoorden waarbij de proefpersoon ja of nee moet antwoorden. Scoor 1 punt.
Fosforverbrandingsreactie -
a) ja b) nee
Ontledingsreactie
omkeerbare reactie
a) ja b) nee
Temperatuurstijging
kwikoxide II per kwik
en zuurstof
a) ja b) nee
In levende systemen
en onomkeerbare processen
a) ja b) nee.
Tests met keuze uit één juist antwoord
In welk systeem verschuift het chemisch evenwicht naar rechts als de druk toeneemt?
2HI(g)↔H2(g)+I2(g)
C (tv)+S2(g)↔CS2(g)
C3H6(g)+H2(g)↔С3H8(g)
H2(g)+F2(g)↔2HF(g) 1 punt
temperatuur stijging
met behulp van een katalysator
daling van de temperatuur; 1 punt
Over de toestand van het chemisch evenwicht in het systeem
heeft geen invloed
toename van de druk
toenemende jodiumconcentratie
temperatuur stijging
daling van de temperatuur; 1 punt
In welk systeem verschuift een toename van de waterstofconcentratie het chemisch evenwicht naar links?
C(s)+2H2(g)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(s)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 punt
In welk systeem heeft een toename van de druk geen invloed op de verschuiving in het chemisch evenwicht?
H2(g)+J2(g)↔2HJ(g)
SO2(g)+H2O(l)↔H2SO3(g)
CH4(g)+H2O(g)↔CO(g)+3H2(g)
4HCl(g)+O2(g)↔2H2O(g)+2Сl2(g) 1 punt
Over chemisch evenwicht in het systeem
heeft geen effect
temperatuur stijging
toename van de druk
het verwijderen van ammoniak uit de reactiezone
gebruik van katalysator 1 punt
Chemisch evenwicht in het systeem
verschuift naar de vorming van het reactieproduct wanneer
verhoogde druk
temperatuur stijging
afname van de druk
katalysatortoepassing 1 punt
Bij de productie van zwavelzuur in het stadium van oxidatie van SO2 tot SO3 om de productopbrengst te verhogen
verhogen de zuurstofconcentratie
verhoog de temperatuur
lage bloeddruk
er wordt een katalysator geïntroduceerd; 1,5 punten
Alkeen + H2 ↔ alkaan
bij het verwarmen van het reactiemengsel
het evenwicht verschuift naar rechts
het evenwicht verschuift naar links
evenwicht zal met gelijke waarschijnlijkheid in beide richtingen stromen
deze stoffen bevinden zich onder de gespecificeerde omstandigheden niet in een evenwichtstoestand; 1,5 punten
Chemisch evenwicht in het systeem
verschuift naar de vorming van uitgangsstoffen
1) toenemende druk
temperatuur stijging
afname van de druk
katalysatortoepassing; 1 punt
Over de verschuiving van het evenwicht naar rechts in het systeem
invloeden
temperatuurdaling
toename van de druk
gebruik van katalysator
temperatuurstijging; 1 punt
Een onomkeerbare reactie komt overeen met de vergelijking
stikstof+waterstof=ammoniak
acetyleen+zuurstof=kooldioxide+water
waterstof+jodium=waterstofjodide
zwaveldioxide + zuurstof = zwavelzuuranhydride; 1,5 punten
Meerkeuzetests, waarbij de proefpersoon 1-2 juiste antwoorden moet kiezen, of 2 voorgestelde voorwaarden moet vergelijken bij het kiezen van een antwoord.
In welk systeem zal het chemisch evenwicht zowel bij toenemende druk als bij afnemende temperatuur naar de reactieproducten verschuiven?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(tv)+H2-Q 1,5 punten
Chemisch evenwicht in het systeem
NH3+H2O↔NH4+OH
zal verschuiven naar de vorming van ammoniak wanneer ammoniak aan een waterige oplossing wordt toegevoegd
natriumchloride
natriumhydroxide
van zoutzuur
aluminiumchloride; 1,5 punten
19) De hydratatiereactie van ethyleen CH2=CH2+H2O ↔ heeft een grote praktische betekenis, maar het is omkeerbaar; om het evenwicht van de reactie naar rechts te verschuiven is het noodzakelijk
verhoog de temperatuur (>280 graden C)
verminder de hoeveelheid water in het reactiemengsel
druk verhogen (meer dan 80 atmosfeer)
vervang de zure katalysator door platina; 1 punt
De butaandehydrogeneringsreactie is endotherm. Om het reactie-evenwicht naar rechts te verschuiven is het noodzakelijk
gebruik een actievere katalysator, zoals platina
verlaag de temperatuur
bloeddruk verhogen
verhoog de temperatuur; 1 punt
Voor interactiereactie azijnzuur bij methanol zal onder vorming van ether en water een evenwichtsverschuiving naar links bijdragen
geschikte katalysator
geconcentreerd zwavelzuur toevoegen
gebruik van gedehydrateerde uitgangsmaterialen
ether toevoegen; 1,5 punten
Tests om onnodige dingen te elimineren (als je iets onnodigs ziet, verwijder het dan)
De balansverschuiving wordt beïnvloed door
druk verandering
gebruik van katalysator
verandering in de concentraties van stoffen die bij de reactie betrokken zijn
temperatuurverandering; 1 punt
Een verhoging of verlaging van de druk beïnvloedt de verschuiving in het chemische evenwicht in reacties
bewegen met warmteafgifte
reacties waarbij gasvormige stoffen betrokken zijn
reacties die optreden met een afname van het volume
reacties die optreden bij een toename van het volume; 1,5 punten
De reactie is onomkeerbaar
brandend kool
fosforverbranding
synthese van ammoniak uit stikstof en waterstof
methaanverbranding; 1,5 punten
Testen groeperen een lijst bevatten met voorgestelde formules, vergelijkingen en termen die moeten worden verdeeld volgens gespecificeerde kenmerken
Bij een gelijktijdige stijging van de temperatuur en een daling van de druk verschuift het chemische evenwicht in het systeem naar rechts
H2(g)+S(g)↔H2S(g)+Q
2SO2(g)+O2(g)↔2SO3(g)+Q
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)-Q
2HCL(g)↔H2(g)+CL2(g)-Q; 2 punten
De hydrogeneringsreactie van propeen is exotherm. Het is noodzakelijk om het chemisch evenwicht naar rechts te verschuiven
temperatuurdaling
toename van de druk
afname van de waterstofconcentratie
afname van de propeenconcentratie; 1 punt
Compliance taken.
Bij het uitvoeren van tests wordt de proefpersoon gevraagd de overeenstemming van de elementen van twee lijsten vast te stellen, met verschillende mogelijke antwoorden.
Het reactie-evenwicht verschuift naar rechts. In overeenstemming brengen.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Bij stijgende temperatuur
B) CO2+C(vast)↔2CO-Q 3) Wanneer de druk afneemt
D) N2O(g)+S(s)↔2N2(g) 4) Met toenemend contactoppervlak; 2 punten
Het evenwicht van de reactie verschuift naar de vorming van reactieproducten. In overeenstemming brengen.
B) 2H2+O2↔2H2O(g)+Q 2) Bij toenemende temperatuur
B) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Wanneer de druk afneemt
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Bij toevoeging van ether
5) Bij het toevoegen van alcohol; 2 punten
Open tests of tests met vrije respons, waarin het onderwerp concepten moet toevoegen aan de definitie van een vergelijking of op een bewijskrachtige manier een onafhankelijk oordeel moet geven.
Dit soort taken vormen het laatste, hoogst gewaardeerde onderdeel Unified State Exam-tests in de chemie.
Bijkomende taken.
De proefpersoon moet antwoorden formuleren, rekening houdend met de beperkingen waarin de taak voorziet.
Vul de vergelijking in van de reacties die omkeerbaar en tegelijkertijd exotherm zijn
B) Waterstof + Jodium
B) Stikstof + waterstof
D) Zwaveldioxide + zuurstof
E) Kooldioxide + Koolstof 2 punten
Schrijf de reactievergelijking volgens het diagram en selecteer daaruit die omkeerbare reacties waarbij een temperatuurstijging een evenwichtsverschuiving naar rechts zal veroorzaken:
N2 → NEE → NO2 → HNO3 → NH4NO3 2 punten
Tests voor gratis presentatietaken.
De proefpersoon moet de antwoorden zelfstandig formuleren, aangezien er in de taak geen beperkingen aan worden opgelegd.
31) Noem de factoren die het evenwicht in het systeem naar rechts verschuiven:
CO + 2H2↔ CH3OH(g)+Q 2 punten
32) Noem de factoren die het evenwicht verschuiven naar de vorming van uitgangsstoffen in het systeem:
C (sol) + 2H2(g)↔CH4(g) + Q 2 punten
Antwoorden op testen.
Testnummer Correct antwoord
B-1
G-3.4
A-2,3
G-2
В- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
eerste reactie
CO+2H2↔CH3OH+Q
afnemende temperatuur
toenemende druk
toenemende CO-concentratie
toenemende H2-concentratie
daling van de alcoholconcentratie
C+2H2↔CH4+Q
2) drukverlaging
3) afnemende waterstofconcentratie
4) toenemende methaanconcentratie.
Bibliografie
Achmetov, M.A. Systeem van taken en oefeningen in de organische chemie in testvorm [Tekst] / M.A. Akhmetov, I.N. Prokhorov. - Ulyanovsk: IPKPRO, 2004.
Gabrielyan, OS Moderne didactiek van schoolchemie, lezing nr. 6 [Tekst] / O.S. Gabrielyan, V.G. Krasnova, S.T. Sladkov. // Krant voor leraren scheikunde en natuurwetenschappen (Uitgeverij "Eerste september") - 2007. - nr. 22. -p.4-13.
Kaverina, A.A. Educatief en trainingsmateriaal ter voorbereiding op het verenigde staatsexamen. Chemie [Tekst] / AA Kaverina et al. - M.: Intellect Center, 2004.-160 p.
Kaverina, A.A. Unified State Exam 2009. Scheikunde [Tekst] / AA Kaverina, AS Koroshchenko, D.Yu. Dobrotin / FIPI.-M.: Intellect Center, 2009.-272 p.
Leenson, I.A. Chemische reacties, thermisch effect, evenwicht, snelheid [Tekst] /I.A.Leenson.M.: Astrel, 2002.-190p.
Radetsky, A.M. Proefwerk in scheikunde in groep 8-11: een handleiding voor leraren [Tekst] / A.M. Radetsky. M.: Onderwijs, 2009.-272 p.
Ryabinina, O.A. Demonstratie van de werking van het principe van Le Chatelier [Tekst] / O.O. Ryabinina, A. Illarionov // Scheikunde op school. - 2008. - Nr. 7. - blz. 64-67.
Tushina.E.N. Het principe van Le Chatelier en enkele behandelmethoden [Tekst] / E.N. Tushina.// Chemie op school.-1993. Nr. 2.-p.54.
Shelinsky, G.I. Grondbeginselen van de theorie van chemische processen [Tekst] / G.I. Shelinsky. M.: Onderwijs, 1989.-234 p.
Strempler, G.I. Voorprofielvoorbereiding in de chemie [Tekst]
Chemische reacties kunnen omkeerbaar of onomkeerbaar zijn.
die. als een reactie A + B = C + D onomkeerbaar is, betekent dit dat de omgekeerde reactie C + D = A + B niet plaatsvindt.
d.w.z. als een bepaalde reactie A + B = C + D bijvoorbeeld omkeerbaar is, betekent dit dat zowel de reactie A + B → C + D (direct) als de reactie C + D → A + B (omgekeerd) gelijktijdig plaatsvinden ).
In essentie, omdat Zowel directe als omgekeerde reacties komen voor; bij omkeerbare reacties kunnen zowel de stoffen aan de linkerkant van de vergelijking als de stoffen aan de rechterkant van de vergelijking reagentia (uitgangsstoffen) worden genoemd. Hetzelfde geldt voor producten.
Voor elke omkeerbare reactie is een situatie mogelijk waarin de snelheden van de voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk zijn. Deze toestand wordt genoemd staat van evenwicht.
Bij evenwicht zijn de concentraties van zowel alle reactanten als alle producten constant. De concentraties van producten en reactanten in evenwicht worden genoemd evenwichtsconcentraties.
Verschuiving in chemisch evenwicht onder invloed van verschillende factoren
Door externe invloeden op het systeem, zoals veranderingen in temperatuur, druk of concentratie van uitgangsstoffen of producten, kan het evenwicht van het systeem verstoord worden. Na het stoppen van deze externe invloed zal het systeem echter na enige tijd naar een nieuwe evenwichtstoestand gaan. Een dergelijke overgang van een systeem van de ene evenwichtstoestand naar een andere evenwichtstoestand wordt genoemd verplaatsing (verschuiving) van chemisch evenwicht .
Om te kunnen bepalen hoe het chemisch evenwicht verschuift onder een bepaald soort invloed, is het handig om het principe van Le Chatelier te gebruiken:
Als er enige externe invloed wordt uitgeoefend op een systeem dat zich in een evenwichtstoestand bevindt, zal de richting van de verschuiving in het chemisch evenwicht samenvallen met de richting van de reactie die het effect van de invloed verzwakt.
De invloed van temperatuur op de evenwichtstoestand
Wanneer de temperatuur verandert, verschuift het evenwicht van elke chemische reactie. Dit komt door het feit dat elke reactie een thermisch effect heeft. Waarin thermische effecten voorwaartse en achterwaartse reacties zijn altijd precies tegengesteld. Die. als de voorwaartse reactie exotherm is en verloopt met een thermisch effect gelijk aan +Q, dan is de omgekeerde reactie altijd endotherm en heeft een thermisch effect gelijk aan –Q.
Dus als we, in overeenstemming met het principe van Le Chatelier, de temperatuur verhogen van een systeem dat zich in een evenwichtstoestand bevindt, zal het evenwicht verschuiven naar de reactie waarbij de temperatuur daalt, d.w.z. naar een endotherme reactie. En op dezelfde manier, als we de temperatuur van het systeem in een evenwichtstoestand verlagen, zal het evenwicht naar de reactie verschuiven, waardoor de temperatuur zal stijgen, d.w.z. richting een exotherme reactie.
Beschouw bijvoorbeeld de volgende omkeerbare reactie en geef aan waar het evenwicht zal verschuiven als de temperatuur daalt:
Zoals uit de bovenstaande vergelijking blijkt, is de voorwaartse reactie exotherm, d.w.z. Als gevolg van het optreden ervan komt warmte vrij. Bijgevolg zal de omgekeerde reactie endotherm zijn, dat wil zeggen dat deze plaatsvindt bij de absorptie van warmte. Afhankelijk van de voorwaarde wordt de temperatuur verlaagd, daarom zal het evenwicht naar rechts verschuiven, d.w.z. richting directe reactie.
Effect van concentratie op chemisch evenwicht
Een verhoging van de concentratie van reagentia volgens het principe van Le Chatelier zou moeten leiden tot een verschuiving van het evenwicht richting de reactie waardoor de reagentia worden verbruikt, d.w.z. richting directe reactie.
En omgekeerd, als de concentratie van de reactanten wordt verlaagd, zal het evenwicht verschuiven naar de reactie waardoor de reactanten worden gevormd, d.w.z. kant van de omgekeerde reactie (←).
Een verandering in de concentratie van reactieproducten heeft ook een soortgelijk effect. Als de concentratie van producten wordt verhoogd, verschuift het evenwicht naar de reactie waardoor de producten worden geconsumeerd, d.w.z. in de richting van de omgekeerde reactie (←). Als daarentegen de concentratie van producten wordt verlaagd, dan verschuift het evenwicht naar de directe reactie (→), waardoor de concentratie van producten toeneemt.
Effect van druk op chemisch evenwicht
In tegenstelling tot temperatuur en concentratie hebben veranderingen in druk geen invloed op de evenwichtstoestand van elke reactie. Om een drukverandering tot een verschuiving in het chemisch evenwicht te laten leiden, moeten de som van de coëfficiënten voor gasvormige stoffen aan de linker- en rechterkant van de vergelijking verschillend zijn.
Die. van twee reacties:
een drukverandering kan de evenwichtstoestand alleen beïnvloeden in het geval van de tweede reactie. Omdat de som van de coëfficiënten vóór de formules van gasvormige stoffen in het geval van de eerste vergelijking links en rechts hetzelfde is (gelijk aan 2), en in het geval van de tweede vergelijking anders is (4 aan de rechterkant). links en 2 rechts).
Hieruit volgt met name dat als er geen gasvormige stoffen tussen de reactanten en producten aanwezig zijn, een drukverandering op geen enkele manier de huidige evenwichtstoestand zal beïnvloeden. Druk heeft bijvoorbeeld geen invloed op de evenwichtstoestand van de reactie:
Als links en rechts de hoeveelheid gasvormige stoffen verschilt, zal een drukverhoging leiden tot een verschuiving van het evenwicht in de richting van de reactie waarbij het volume van de gassen afneemt, en zal een drukverlaging leiden tot een verschuiving van de evenwicht, waardoor het volume van de gassen toeneemt.
Effect van een katalysator op het chemisch evenwicht
Omdat een katalysator zowel voorwaartse als achterwaartse reacties in gelijke mate versnelt, is de aanwezigheid of afwezigheid ervan gelijk heeft geen effect naar een evenwichtstoestand.
Het enige dat een katalysator kan beïnvloeden is de snelheid waarmee het systeem van een niet-evenwichtstoestand naar een evenwichtstoestand overgaat.
De impact van alle bovengenoemde factoren op het chemische evenwicht wordt hieronder samengevat in een spiekbriefje, waar u in eerste instantie naar kunt kijken bij het uitvoeren van evenwichtstaken. Het is echter niet mogelijk om het in het examen te gebruiken, dus nadat je verschillende voorbeelden met zijn hulp hebt geanalyseerd, moet je het leren en oefenen met het oplossen van evenwichtsproblemen zonder ernaar te kijken:
Benamingen: T - temperatuur, P - druk, Met – concentratie, – toename, ↓ – afname
|
T |
T - evenwicht verschuift naar de endotherme reactie |
| ↓T - het evenwicht verschuift naar de exotherme reactie | |
|
P |
P - het evenwicht verschuift naar de reactie met een kleinere som van coëfficiënten voor gasvormige stoffen |
| ↓p - het evenwicht verschuift naar de reactie met een grotere som van coëfficiënten voor gasvormige stoffen | |
|
C |
C (reagens) – het evenwicht verschuift naar de directe reactie (naar rechts) |
| ↓c (reagens) – het evenwicht verschuift naar de omgekeerde reactie (naar links) | |
| C (product) – evenwicht verschuift naar de omgekeerde reactie (naar links) | |
| ↓c (product) – het evenwicht verschuift naar de directe reactie (naar rechts) | |
| Heeft geen invloed op de balans!!! |
Heel vaak verlopen chemische reacties zodanig dat de primaire reactanten volledig worden omgezet in reactieproducten. Als je bijvoorbeeld een zinkkorrel in zoutzuur doet, dan zal met een bepaalde (voldoende) hoeveelheid zuur de reactie doorgaan totdat het zink volledig is opgelost volgens de vergelijking: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
Als je deze reactie in de tegenovergestelde richting uitvoert, met andere woorden, waterstof door een oplossing van zinkchloride laat stromen, wordt metallisch zink gevormd - deze reactie kan niet in de tegenovergestelde richting verlopen en is dus onomkeerbaar.
Een chemische reactie, waarbij primaire stoffen vrijwel volledig worden omgezet in eindproducten, wordt onomkeerbaar genoemd.
Dergelijke reacties omvatten zowel heterogene als homogene reacties. Bijvoorbeeld verbrandingsreacties eenvoudige stoffen– methaan CH4, koolstofdisulfide CS2. Zoals we al weten zijn verbrandingsreacties exotherme reacties. In de meeste gevallen omvatten exotherme reacties samengestelde reacties, bijvoorbeeld de kalkblusreactie: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (er komt warmte vrij).
Het zou logisch zijn om aan te nemen dat endotherme reacties omgekeerde reacties omvatten, d.w.z. ontledingsreactie. Bijvoorbeeld de reactie van brandende kalksteen: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (warmte wordt geabsorbeerd).
Er moet aan worden herinnerd dat het aantal onomkeerbare reacties niet zo groot is.
Homogene reacties (tussen oplossingen van stoffen) zijn onomkeerbaar als ze plaatsvinden onder vorming van een onoplosbaar, gasvormig product of water. Deze regel wordt "de regel van Berthollet" genoemd. Laten we een experiment uitvoeren. Laten we drie reageerbuisjes nemen en er 2 ml zoutzuuroplossing in gieten. Voeg 1 ml fenolftaleïnekleurige frambozenalkalioplossing toe aan het eerste vat; deze zal kleur verliezen als gevolg van de reactie: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
Voeg 1 ml natriumcarbonaatoplossing toe aan de tweede reageerbuis - we zullen een heftige kookreactie zien, die wordt veroorzaakt door het vrijkomen van kooldioxide: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Laten we een paar druppels zilvernitraat aan de derde reageerbuis toevoegen en kijken hoe zich daarin een witachtig neerslag van zilverchloride heeft gevormd: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
De meeste reacties zijn omkeerbaar. Er zijn niet veel onomkeerbare reacties.
Chemische reacties die gelijktijdig in twee tegengestelde richtingen kunnen plaatsvinden - voorwaarts en achterwaarts - worden omkeerbaar genoemd.
Laten we 3 ml water in een reageerbuis gieten en een paar stukjes lakmoes toevoegen, en dan beginnen er doorheen te gaan met behulp van een gasuitlaatbuis, waarbij de kooldioxide uit een ander vat komt, dat wordt gevormd door de interactie van marmer en zoutzuur. zuur. Na enige tijd zullen we zien dat de paarse lakmoes rood wordt, dit duidt op de aanwezigheid van zuur. We verkregen kwetsbaar koolzuur, dat werd gevormd door kooldioxide en water te combineren: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Laten we deze oplossing op het statief laten staan. Na enige tijd zullen we merken dat de oplossing weer paars is geworden. Het zuur viel uiteen in zijn oorspronkelijke componenten: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
Dit proces zal veel sneller plaatsvinden als we de koolzuuroplossing verwarmen. We hebben dus ontdekt dat de reactie om koolzuur te produceren zowel in voorwaartse als achterwaartse richting kan plaatsvinden, wat betekent dat deze omkeerbaar is. De omkeerbaarheid van een reactie wordt schriftelijk aangegeven door twee tegengesteld gerichte pijlen: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Onder de omkeerbare reacties die ten grondslag liggen aan de productie van belangrijke chemische producten, geven we als voorbeeld de reactie van de synthese van zwaveloxide (VI) uit zwaveloxide (IV) en zuurstof: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
website, bij het geheel of gedeeltelijk kopiëren van materiaal is een link naar de bron vereist.