переподготовка работников образования.
Кафедра естествознания
Тема: “Обратимые и необратимые реакции.
Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.
Работу выполнила:
Слушатель группы Х – 1
учитель химии МОУ СОШ №6
г. Димитровграда
Ульяновской области
Лепихова Татьяна Васильевна.
Научный руководитель:
Заведующий кафедрой
естествознания
Ахметов Марат Анварович
Ульяновск 2009
Обратимые и необратимые химические реакции.
Химическое равновесие.
Принцип Ле Шателье.
Цель работы: 1) Изучение особенностей и закономерностей течения химических реакций, как продолжение формирования представлений о различных типах химичеких реакций по признаку обратимости.
2) Обобщение и конкретизация знаний о закономерностях химических реакций, формирование умений и навыков определять, объяснять особенности и, вытекающие из них условия, необходимые для протекания той или иной реакции. 3) Расширить и углубить знания о многообразии химических процессов, научить учащихся сравнивать, анализировать, объяснять, делать выводы и обобщения. 4) Рассмотреть этот раздел химической науки как важнейший в прикладном аспекте и рассмотреть представления о химическом равновесии-как частном случае единого закона природного равновесия, стремления к компенсации, устойчивости равновесия в единстве с основной формой существования материи, движении, динамики.
Задачи.
Рассмотреть тему: “Обратимые и необратимые реакции” на конкретных примерах, используя предшествующие представления о скорости химических реакций.
Продолжить изучение особенностей обратимых химических реакций и формирование представлений о химическом равновесии как динамичном состоянии реагирующей системы.
Изучить принципы смещения химического равновесия и научить учащихся определять условия смещения химического равновесия.
Дать представления учащимся о значении данной темы не только для химического производства, но и для нормального функционирования живого организма и природы в целом.
Введение
В природе, в организмах живых существ, в процессе физиологической деятельности человека, в его действиях по созданию условий различного уровня: бытовых, оборонных, производственных, технических, экологических и других-происходят или осуществляются тысячи, миллионы совершенно разных реакций , которые можно рассматривать с разных точек зрения и классификаций. Мы рассмотрим химические реакции с точки зрения обратимости и необратимости их.
Трудно переоценить значение этих понятий: сколько существует человек-человек думающий, столько же и бьётся человеческая мысль об обратимости и необратимости процессов, происхожящих в его организме, вечная проблема о продлении жизни человека, проблема о необратимости последствий его жизнедеятельности, бездумного отношения к природе.
Я хочу рассмотеть понятие обратимости и необратимости химических реакций, понятие о химическом равновесии и условиях его сдвига в “полезном” направлении. Представить теоретическую основу с последующей проверкой, самопроверкой знаний по этой теме, используя тестирования различной типологии. Предпологаю, что “пройдя путь” от простых к более сложным заданиям, учащиеся будут иметь чёткие, хорошие знания не только по этой теме, но и углубят знания по химии.
Химические реакции-это явления, при которых одно (или одни) вещества превращаются в другие, доказательством этого являются видимые и невидимые изменения. Видимые: изменени цвета, запаха, вкуса, выпадение осадка, изменение окраски индикатора, поглощение и выделение тепла. Невидимые: изменение состава вещества, которое можно определить с помощью качественных и аналитческих реакций. Все эти реакции можно подразделить на два типа: обратимые и необратимые реакции.
Необратимые реакции. Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.
Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Реакция прекратится тогда, когда весь хлорат калия превратится в хлорид калия и кислород. Необратимых реакций не так много.
Если слить растворы кислоты и щелочи, образуется соль и вода, например,
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, и если вещества были взяты в нужных пропорциях, раствор имеет нейтральную реакцию и в нем не остается даже следов соляной кислоты и гидроксида натрия. Если попытаться провести реакцию в растворе между образовавшимися веществами – хлоридом натрия и водой, то никаких изменений не обнаружится. В подобных случаях говорят, что реакция кислоты со щелочью необратима, т.е. обратная реакция не идет. Практически необратимы при комнатной температуре очень многие реакции , например,
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O и др.
Обратимые реакции. Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.
Большинство реакций являются обратимыми. В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Примером такой реакции может служить синтез аммиака из водорода и азота:
,
∆H = -46,2 кДж / моль
В технике обратимые реакции, как правило, невыгодны. Поэтому различными методами (изменение температуры, давления и др.) их делают практически необратимыми.
Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:
1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например
ВаСl 2 + Н 2 SО 4 = ВаSО 4 ↓ + 2НСl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) образуется малодиссоциированное соединение, например вода:
НСl + NаОН = Н 2 О + NаСl
3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния
Mg+ 1 / 2 О 2 = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль
В уравнениях необратимых реакций между левой и правой частями ставится знак равенства или стрелка.
Многие реакции обратимы уже в обычных условиях, это означает, что в заметной степени протекает обратная реакция. Например , если попытаться нейтрализовать щелочью водный раствор очень слабой хлорноватистой кислоты, то окажется, что реакция нейтрализации до конца не идет и раствор имеет сильнощелочную среду. Это означает, что реакция HClO + NaOH NaClO + H 2 O обратима, т.е. продукты этой реакции, реагируя друг с другом, частично переходят в исходные соединения. В результате раствор имеет щелочную реакцию. Обратима реакция образования сложных эфиров (обратная реакция называется омылением): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, многие другие процессы.
Как и многие другие понятия в химии, понятие обратимости во многом условно. Обычно необратимой считают реакцию, после завершения которой концентрации исходных веществ настолько малы, что их не удается обнаружить (конечно, это зависит от чувствительности методов анализа). При изменении внешних условий (прежде всего температуры и давления) необратимая реакция может стать обратимой и наоборот. Так, при атмосферном давлении и температурах ниже 1000° С реакцию 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О еще можно считать необратимой, тогда как при температуре 2500° С и выше вода диссоциирует на водород и кислород примерно на 4%, а при температуре 3000° С – уже на 20%.
В конце 19 в. немецкий физикохимик Макс Боденштейн (1871–1942) детально изучил процессы образования и термической диссоциации иодоводорода: H 2 + I 2 2HI. Изменяя температуру , он мог добиться преимущественного протекания только прямой или только обратной реакции, но в общем случае обе реакции шли одновременно в противоположных направлениях. Подобных примеров множество. Один из самых известных – реакция синтеза аммиака 3H 2 + N 2 2NH 3 ; обратимы и многие другие реакции, например, окисление диоксида серы 2SO 2 + O 2 2SO 3 , реакции органических кислот со спиртами и т.д.
Реакцию называют обратимой, если её направление зависит от концентраций веществ - участников реакции. Например, в случае гетерогенно-каталитической реакции N2 + 3H2 = 2NH3 (1) при малой концентрации аммиака в газовой си и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении равновесия химического, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции. Реакцию называют необратимой, если она может происходить только в одном направлении и завершается полным превращением исходных веществ в продукты; пример - разложение взрывчатых веществ. Одна и та же реакция в зависимости от условий (от температуры, давления) может быть существенно обратима или практически необратима. Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция N2O4 Û 2NO2 (2) складывается из элементарных реакций N2O4?2NO2 и 2NO2 ?N2O4.Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например реакции (1), необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.? М. И. Тёмкин.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V 1) равна скорости обратной реакции (V 2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.
Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K 1) и обратной (K 2) реакций.
Для реакции mA + nB pC + dD константа равновесия равна
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции. В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.
|
Равновесная концентрация - концентрация вещества , участвующего в обратимой химической реакции, достигшей состояния равновесия. |
Равновесная концентрация обозначается формулой вещества, взятой в квадратные скобки, например:
с равновесная (Н 2) = или р авновесная (HI) = .
Как и любая другая концентрация, равновесная концентрация измеряется в молях на литр.
Если бы в рассмотренных нами примерах мы взяли другие концентрации исходных веществ, то после достижения равновесия получили бы другие значения равновесных концентраций. Эти новые значения (обозначим их звездочками) будут связаны со старыми следующим образом:
.
В общем случае для обратимой реакции
a A + b B d D + f F
в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение
Это соотношение носит название закон действующих масс , который формулируется следующим образом:
при постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.
Постоянная величина (К С ) называется константой равновесия данной реакции. Индекс " с" в обозначении этой величины показывает, что для расчета константы использовались концентрации.
Если константа равновесия велика, то равновесие сдвинуто в сторону продуктов прямой реакции, если мала, то - в сторону исходных веществ. Если константа равновесия очень велика, то говорят, что реакция " практически необратима", если константа равновесия очень мала, то реакция " практически не идет".
Константа равновесия - для каждой обратимой реакции величина постоянная только при постоянной температуре. Для одной и той же реакции при разных температурах константа равновесия принимает разные значения.
Приведенное выражение для закона действующих масс справедливо только для реакций, все участники которых представляют собой либо газы, либо растворенные вещества. В других случаях уравнение для константы равновесия несколько меняется.
Например, в протекающей при высокой температуре обратимой реакции
С (гр) + СО 2 2СО (г)
участвует твердый графит С (гр) . Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К":
Твердый графит, лежащий на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его " концентрация" не зависит от массы графита и постоянна при любом соотношении веществ в газовой смеси.
Умножим правую и левую части уравнения на эту постоянную величину:
Получившаяся величина и есть константа равновесия этой реакции:
Аналогичным образом, для равновесия другой обратимой реакции, протекающей также при высокой температуре,
CaCO 3(кр) СаО (кр) + СО 2(г) ,
получим константу равновесия
К С = .
В этом случае она просто равна равновесной концентрации углекислого газа.
С метрологической точки зрения константа равновесия не является одной физической величиной. Это группа величин с различными единицами измерений, зависящими от конкретного выражения константы через равновесные концентрации. Например, для обратимой реакции графита с углекислым газом [K c ] = 1 моль/л, такая же единица измерений и у константы равновесия реакции термического разложения карбоната кальция, а константа равновесия реакции синтеза йодоводорода - величина безразмерная. В общем случае [K c ] = 1 (моль/л) n .
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия , которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы - температуры, концентрации, давления При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии. Так как почти все реакции в той или иной степени обратимы, в промышленности и лабораторной практике возникают две проблемы: как получить продукт " полезной" реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов " вредной" реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.
Положение равновесия зависит:
1) от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры),
2) от концентрации веществ, участвующих в реакции и
3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ).
Для качественной оценки влияния на химическое равновесие всех этих очень разных факторов используют универсальный по своей сути принцип Ле Шателье
(французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал его в 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.
Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в системе сместится в направлении, в котором происходит частичная компенсация этого воздействия.
В качестве примера влияния на положение равновесия концентраций веществ-участников реакции рассмотрим обратимую реакцию получения йодоводорода
H 2(г) + I 2(г) 2HI (г) .
По закону действующих масс в состоянии равновесия
.
Пусть в реакторе объемом 1 литр при некоторой постоянной температуре установилось равновесие, при котором концентрации всех участников реакции одинаковы и равны 1 моль/л ( = 1 моль/л; = 1 моль/л; = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре К С = 1. Так как объем реактора 1 литр, n (H 2) = 1 моль, n (I 2) = 1 моль и n (HI) = 1 моль. В момент времени t 1 введем в реактор еще 1 моль HI, его концентрация станет равной 2 моль/л. Но, чтобы К С оставалась постоянной, должны увеличиться концентрации водорода и йода, а это возможно только за счет разложения части йодоводорода по уравнению
2HI (г) = H 2(г) + I 2(г) .
Пусть к моменту достижения нового состояния равновесия t 2 разложилось x моль HI и, следовательно, образовалось дополнительно по 0,5x моль H 2 и I 2 . Новые равновесные концентрации участников реакции: = (1 + 0,5x ) моль/л; = (1 + 0,5x ) моль/л; = (2 - x ) моль/л. Подставив числовые значения величин в выражение закона действующих масс, получим уравнение
Откуда x = 0,667. Следовательно, = 1,333 моль/л; = 1,333 моль/л; = 1,333 моль/л.
Скорость реакции и равновесие.
Пусть есть обратимая реакция A + B C + D. Если предположить, что прямая и обратная реакция проходят в одну стадию, то скорости этих реакций будут прямо пропорциональны концентрациям реагентов: скорость прямой реакции v 1 = k 1 [A][B], скорость обратной реакции v 2 = k 2 [C][D] (квадратными скобками обозначены молярные концентрации реагентов). Видно, что по мере протекания прямой реакции концентрации исходных веществ А и В снижаются, соответственно , уменьшается и скорость прямой реакции. Скорость же обратной реакции, которая в начальный момент равна нулю (нет продуктов C и D), постепенно увеличивается. Рано или поздно наступит момент, когда скорости прямой и обратной реакций сравняются. После этого концентрации всех веществ – А, В, С и D не изменяются со временем. Это значит, что реакция достигла положения равновесия, а не изменяющиеся со временем концентрации веществ называются равновесными. Но, в отличие от механического равновесия, при котором всякое движение прекращается, при химическом равновесии обе реакции – и прямая, и обратная – продолжают идти, однако их скорости равны и поэтому кажется, что никаких изменений в системе не происходит. Доказать протекание прямой и обратной реакций после достижения равновесия можно множеством способов. Например, если в смесь водорода, азота и аммиака, находящуюся в положении равновесия, ввести немного изотопа водорода – дейтерия D 2 , то чувствительный анализ сразу обнаружит присутствие атомов дейтерия в молекулах аммиака. И наоборот, если ввести в систему немного дейтерированного аммиака NH 2 D, то дейтерий тут же появится в исходных веществах в виде молекул HD и D 2 . Другой эффектный опыт был проведен на химическом факультете МГУ. Серебряную пластинку поместили в раствор нитрата серебра, при этом никаких изменений не наблюдалось. Затем в раствор ввели ничтожное количество ионов радиоактивного серебра, после чего серебряная пластинка стала радиоактивной. Эту радиоактивность не могло «смыть» ни споласкивание пластинки водой, ни промывание ее соляной кислотой. Только травление азотной кислотой или механическая обработка поверхности мелкой наждачной бумагой сделало ее неактивной. Объяснить этот эксперимент можно единственным образом: между металлом и раствором непрерывно происходит обмен атомами серебра, т.е. в системе идет обратимая реакция Ag(тв) – е – = Ag + . Поэтому добавление радиоактивных ионов Ag + к раствору приводило к их «внедрению» в пластинку в виде электронейтральных, но по-прежнему радиоактивных атомов. Таким образом, равновесными бывают не только химические реакции между газами или растворами, но и процессы растворения металлов, осадков. Например, твердое вещество быстрее всего растворяется, если его поместить в чистый растворитель, когда система далека от равновесия, в данном случае – от насыщенного раствора. Постепенно скорость растворения снижается, и одновременно увеличивается скорость обратного процесса – перехода вещества из раствора в кристаллический осадок. Когда раствор становится насыщенным, система достигает состояния равновесия, при этом скорости растворения и кристаллизации равны, а масса осадка со временем не меняется. Как система может «противодействовать» изменению внешних условий? Если, например, температуру равновесной смеси повышают нагреванием, сама система, конечно, не может «ослабить» внешний нагрев, однако равновесие в ней смещается таким образом, что для нагревания реакционной системы до определенной температуры требуется уже большее количество теплоты, чем в том случае, если бы равновесие не смещалось. При этом равновесие смещается так, чтобы теплота поглощалась, т.е. в сторону эндотермической реакции. Это и можно трактовать, как «стремление системы ослабить внешнее воздействие». С другой стороны, если в левой и правой частях уравнения имеется неодинаковое число газообразных молекул, то равновесие в такой системе можно сместить и путем изменения давления. При повышении давления равновесие смещается в ту сторону, где число газообразных молекул меньше (и таким способом как бы «противодействует» внешнему давлению). Если же число газообразных молекул в ходе реакции не меняется
(H 2 + Br 2 (г) 2HBr, СО + Н 2 О (г) СО 2 + Н 2), то давление не влияет на положение равновесия. Следует отметить, что при изменении температуры изменяется и константа равновесия реакции, тогда как при изменении только давления она остается постоянной.
Несколько примеров использования принципа Ле Шателье для предсказания смещения химического равновесия. Реакция 2SO 2 + O 2 2SO 3 (г) экзотермична. Если повысить температуру, преимущество получит эндотермическая реакция разложения SО 3 и равновесие сместится влево. Если же понизить температуру, равновесие сместится вправо. Так, смесь SО 2 и О 2 , взятых в стехиометрическом соотношении 2:1 (см . СТЕХИОМЕРИЯ ), при температуре 400° С и атмосферном давлении превращается в SО 3 с выходом около 95%, т.е. состояние равновесия в этих условиях почти полностью смещено в сторону SО 3 . При 600° С равновесная смесь содержит уже 76% SО 3 , а при 800° С – только 25%. Именно поэтому при сжигании серы на воздухе образуется в основном SО 2 и лишь около 4% SО 3 . Из уравнения реакции следует также, что повышение общего давления в системе будет сдвигать равновесие вправо, а при понижении давления равновесие будет смещаться влево.
Реакцию отщепления водорода от циклогексана с образованием бензола
С 6 Н 12 С 6 Н 6 + 3Н 2 проводят газовой фазе, также в присутствии катализатора. Реакция эта идет с затратой энергии (эндотермическая), но с увеличением числа молекул. Поэтому влияние температуры и давления на нее будет прямо противоположным тому, которое наблюдается в случае синтеза аммиака. А именно: увеличению равновесной концентрации бензола в смеси способствует повышение температуры и понижение давления, поэтому реакцию проводят в промышленности при невысоких давлениях (2–3 атм) и высоких температурах (450–500° С). Здесь повышение температуры «дважды благоприятно»: оно не только увеличивает скорость реакции, но и способствует сдвигу равновесия в сторону образования целевого продукта. Конечно, еще большее снижение давления (например, до 0,1 атм) вызвало бы дальнейшее смещение равновесия вправо, однако при этом в реакторе будет находиться слишком мало вещества, уменьшится и скорость реакции, так что общая производительность не повысится, а понизится. Этот пример еще раз показывает, что экономически обоснованный промышленный синтез – это удачное лавирование между «Сциллой и Харибдой».
Принцип Ле Шателье «работает» и в так называемом галогенном цикле, который используют для получения титана, никеля, гафния, ванадия, ниобия, тантала и других металлов высокой чистоты. Реакция металла с галогеном, например, Ti + 2I 2 TiI 4 идет с выделением теплоты и потому при повышение температуры равновесие смещается влево. Так, при 600° С титан легко образует летучий иодид (равновесие смещено вправо), а при 110° С иодид распадается (равновесие смещено влево) с выделением очень чистого металла. Такой цикл работает и в галогенных лампах, где испарившийся со спирали и осевший на более холодных стенках вольфрам образует с галогенами летучие соединения, которые на раскаленной спирали вновь распадаются, и вольфрам оказывается перенесенным на прежнее место.
Кроме изменения температуры и давления существует еще один действенный способ влиять на положение равновесия. Представим, что из равновесной смеси
А + В C + D выводится какое-либо вещество. В соответствии с принципом Ле Шателье , система тут же «отзовется» на такое воздействие: равновесие начнет смещаться так , чтобы скомпенсировать потерю данного вещества. Например, если из зоны реакции выводить вещество С или D (или оба сразу), равновесие будет смещаться вправо, а если выводить вещества А или В – влево. Введение какого-либо вещества в систему также будет смещать равновесие, но уже в другую сторону.
Удалять вещества из зоны реакции можно разными способами. Например, если в плотно закрытом сосуде с водой есть сернистый газ, установится равновесие между газообразным, растворенным и прореагировавшим диоксидом серы:
О 2 (г) SО 2 (р) + Н 2 О H 2 SO 3 . Если сосуд открыть, сернистый газ постепенно начнет улетучиваться и больше не сможет участвовать в процессе – равновесие начнет смещаться влево, вплоть до полного разложения сернистой кислоты. Аналогичный процесс можно наблюдать каждый раз при открывании бутылки с лимонадом или минеральной водой: равновесие СО 2 (г) СО 2 (р) + Н 2 О Н 2 СО 3 по мере улетучивания СО 2 смещается влево.
Вывод реагента из системы возможен не только при образовании газообразных веществ, но и путем связывания того или иного реагента с образованием нерастворимого соединения, выпадающего в осадок. Например, если в водный раствор СО 2 ввести избыток соли кальция, то ионы Са 2+ будут образовывать осадок СаСО 3 , реагируя с угольной кислотой; равновесие СО 2 (р) + Н 2 О Н 2 СО 3 будет смещаться вправо, пока в воде не останется растворенного газа.
Равновесие можно сместить и добавлением реагента. Так, при сливании разбавленных растворов FeCl 3 и KSCN появляется красновато-оранжевая окраска в результате образования тиоцианата (роданида) железа:
FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Если в раствор внести дополнительно FeCl 3 или KSCN, окраска раствора усилится, что свидетельствует о смещении равновесия вправо (как бы ослабляя внешнее воздействие). Если же добавить к раствору избыток KCl, то равновесие сместится влево с ослаблением окраски до светло-желтой.
В формулировке принципа Ле Шателье недаром указывается, что предсказывать результаты внешнего воздействия можно только для систем , находящихся в состоянии равновесия. Если этим указанием пренебречь, легко прийти к совершенно неверным выводам. Например, известно, что твердые щелочи (KOH, NaOH) растворяются в воде с выделением большого количества теплоты – раствор разогревается почти так же сильно, как и при смешении с водой концентрированной серной кислоты. Если забыть, что принцип применим только к равновесным системам, можно сделать неверный вывод о том, что при повышении температуры растворимость КОН в воде должна снижаться, так как именно такое смещение равновесия между осадком и насыщенным раствором приводит к «ослаблению внешнего воздействия». Однако процесс растворения КОН в воде – вовсе не равновесный, поскольку в нем участвует безводная щелочь, тогда как осадок, находящийся в равновесии с насыщенным раствором, представляет собой гидраты КОН (в основном KOH·2H 2 O). Переход же этого гидрата из осадка в раствор является эндотермическим процессом, т.е. сопровождается не нагреванием, а охлаждением раствора, так что принцип Ле Шателье для равновесного процесса выполняется и в этом случае. Точно так же при растворении безводных солей – CaCl 2 , CuSO 4 и др. в воде раствор нагревается, а при растворении кристаллогидратов CuSO 4 ·5H 2 O, CaCl 2 ·6H 2 O – охлаждается.
В учебниках и популярной литературе можно найти еще один интересный и поучительный пример ошибочного использования принципа Ле Шателье. Если в прозрачный газовый шприц поместить равновесную смесь бурого диоксида азота NO 2 и бесцветного тетраоксида N 2 O 4 , а потом с помощью поршня быстро сжать газ, то интенсивность окраски сразу же усилится, а через некоторое время (десятки секунд) вновь ослабится, хотя и не достигнет первоначальной. Этот опыт обычно объясняют так. Быстрое сжатие смеси приводит к увеличению давления и, следовательно, концентрации обоих компонентов, поэтому смесь становится более темной. Но повышение давления, в соответствии с принципом Ле Шателье, сдвигает равновесие в системе 2NO 2 N 2 O 4 в сторону бесцветного N 2 O 4 (уменьшается число молекул), поэтому смесь постепенно светлеет, приближаясь к новому положению равновесия, которое соответствует повышенному давлению.
Ошибочность такого объяснения следует из того, что обе реакции – диссоциация N 2 O 4 и димеризация NO 2 – происходят чрезвычайно быстро, так что равновесие в любом случае устанавливается за миллионные доли секунды, поэтому невозможно вдвинуть поршень настолько быстро, чтобы нарушить равновесие. Объясняется этот опыт иначе: сжатие газа вызывает значительно повышение температуры (с этим явлением знаком каждый, кому приходилось накачивать шину велосипедным насосом). И в соответствии с тем же принципом Ле Шателье, равновесие мгновенно сдвигается в сторону эндотермической реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. в сторону диссоциации N 2 O 4 – смесь темнеет. Затем газы в шприце медленно остывают до комнатной температуры, и равновесие снова сдвигается в сторону тетраоксида – смесь светлеет.
Принцип Ле Шателье прекрасно действует и в тех случаях, которые не имеют никакого отношения к химии. В нормально действующей экономике общая сумма находящихся в обращении денег находится в равновесии с теми товарами, которые можно на эти деньги купить. Что будет, если «внешним воздействием» окажется желание правительства напечатать денег побольше, чтобы рассчитаться с долгами? В строгом соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие между товаром и деньгами будет смещаться таким образом, чтобы ослабить удовольствие граждан от обладания большим количеством денег. А именно, цены на товары и услуги вырастут, и таким путем будет достигнуто новое равновесие. Другой пример. В одном из городов США было решено избавиться от постоянных пробок путем расширения магистралей и строительства транспортных развязок. На некоторое время это помогло, но затем обрадованные жители начали покупать больше автомобилей, так что вскоре пробки возникли вновь, – но при новом «положении равновесия» между дорогами и бóльшим числом автомобилей.
Итак, сделаем основные выводы способов смещения химического равновесия.
Принцип Ле-Шателье . Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие
|
V 1 | ||
|
A + Б |
|
В |
|
V 2 |
1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).
2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)
3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V 1 > V 2 .
Катализаторы не влияют на положение равновесия.
Принцип Ле Шателье в природе.
При изучении данной темы всегда хочется привести пример стремления всего живого к равновесию, компенсации. Например: изменение численности популяции мышей-ореховый год-корма для мышей много, популяция мышей быстро растёт. С ростом численности мышей уменьшается количество пищи, в результате скопления грызунов начинается рост различных инфекционных заболеваний среди мышей, поэтому происходит постепенное уменьшение численности популяции грызунов. Через какой-то период времени наступает динамическое равновесие численности рождающихся и погибающих мышей, сдвиг этого равновесия может произойти в ту или другую сторону под влиянием внешних, благоприятных или неблагоприятных условий.
В человеческом организме протекают биохимические процессы, которое также могут регулироваться по принципу Ле Шателье. Порой в результате такой реакции в организме начинают вырабатываться вещества-яды, вызывающие то или иное заболевание. Как воспрепятствовать этому процессу?
Вспомним такой метод лечения, как гомеопатия. Метод заключается в применении очень малых доз тех лекарств, которые в больших дозах вызывают у здорового человека признаки какого-нибудь заболевания. Как же в данном случае действует лекарство-яд? В организм вводят продукт не желаемой реакции, и по принципу Ле Шателье равновесие смещается в сторону исходных веществ. Процесс вызывающий болезненные нарушения в организме угасает.
Практическая часть.
Контроль уровня усвоения изученной темы проводится в виде тестов. Тест-система лаконично и точно сформулированных и стандаотизированных заданий, не которые необходимо дать в течение ограниченного времени краткие и точные ответы, оцениваемые по системе баллов. При составлении тестов я ориентировалась на следующие уровни:
Репродуктивный-выполнеие учащимися этого уровня происходит, в основном, опираясь на память.
Продуктивный-достижения этого уровня предполагает у учащихся понимание изученных формулировок , понятий, законов, умение устанавливать взаимосвязь между ними.
Творческий-умение прогнозировать на основе имеющихся знаний, проектировать, анализировать, делать выводы, сравнения, обобщения.
Тесты закрытого типа или тесты, в которых испытуемому необходимо выбрать правильный ответ из предложенных вариантов.
А) Репродуктивный уровень: тесты с альтернативными ответами, в которых испытуемый должен ответить да или нет. Оценка 1балл.
Реакция горения фосфора-
а) да б) нет
Реакция разложения
обратимая реакция
а) да б) нет
Увеличение температуры
оксида ртути II на ртуть
и кислород
а) да б) нет
В живых системах
и необратимые процессы
а) да б) нет.
Тесты с выбором одного правильного ответа
В какой системе при повышении давления химическое равновесие сместится вправо?
2HI(г)↔H2(г)+I2(г)
С (тв)+S2(г)↔CS2(г)
C3H6(г)+H2(г)↔С3H8(г)
H2(г)+F2(г)↔2HF(г) 1балл
повышении температуры
использовании катализатора
понижении температуры; 1балл
На состояние химического равновесия в системе
не влияет
увеличение давления
увеличение концентрации йода
увеличение температуры
уменьшение температуры; 1балл
В какой системе увеличение концентрации водорода смещает химическое равновесие влево?
C(тв)+2H2(г)↔СH4(г)
2NH3(г)↔N2(г)+3H2(г)
2H2(г)+O2(г)↔2H2O(г)
FeO(тв)+H2(г)↔Fe+H2O(г) 1балл
В какой системе повышение давления не влияет на смещение химического равновесия?
H2(г)+J2(г)↔2HJ(г)
SO2(г)+H2O(ж)↔H2SO3(г)
CH4(г)+H2O(г)↔CO(г)+3H2(г)
4HCl(г)+O2(г)↔2H2O(г)+2Сl2(г) 1балл
На химическое равновесие в системе
не оказывает влияние
повышение температуры
повышение давления
удаление аммиака из зоны реакции
применение катализатора 1балл
Химическое равновесие в системе
смещается в сторону образования продукта реакции при
повышении давления
повышении температуры
понижении давления
применения катализатора 1балл
В производстве серной кислоты на стадии окисления SO2 в SO3 для увеличения выхода продукта
повышают концентрацию кислорода
увеличивают температуру
понижают давление
вводят катализатор; 1,5балла
Алкен + H2 ↔ алкан
при нагревании реакционной смеси
равновесие сместится вправо
равновесие сместится влево
равновесие будет протекать в обе стороны с одинаковой вероятностью
эти вещества не находятся в состоянии равновесия в указанных условиях; 1,5балла
Химическое равновесие в системе
смещается в сторону образования исходных веществ
1) повышении давления
повышении температуры
понижении давления
применения катализатора; 1балл
На смещение равновесия вправо в системе
оказывает влияние
понижение температуры
повышение давления
использование катализатора
повышение температуры; 1балл
Необратимой реакции соответствует уравнение
азот+водород=аммиак
ацетилен+кислород=углекислый газ+вода
водород+йод=йодоводород
сернистый газ+кислород=серный ангидрид; 1,5балла
Тесты с множественным выбором правильного ответа , при выполнении которых испытуемому необходимо выбрать 1-2 правильных ответа, или сопоставить 2 предложенных условия при выборе ответа.
В какой системе химическое равновесие сместится в сторону продуктов реакции как при повышении давления, как и при понижении температуры?
N2+O2↔2NO-Q
N2+3H2↔2NH3+Q
H2+CL2↔2HCL+Q
C2H2↔2C(тв)+H2-Q 1,5балла
Химическое равновесие в системе
NH3+H2O↔NH4+OH
сместится в сторону образования аммиака при добавлении к водному раствору аммиака
хлорида натрия
гидроксида натрия
соляной кислоты
хлорида алюминия; 1,5балла
19) Реакция гидратации этилена CH2=CH2+H2O ↔ имеет большое практическое значение, но она обратима, для смещения равновесия реакции вправо необходимо
повысить температуру (>280градусов С)
уменьшить количество воды в реакционной смеси
повысить давление (больше 80 атмосфер)
заменить кислотный катализатор на платину; 1балл
Реакция дегидрирования бутана эндотермична. Для смещения равновесия реакции вправо необходимо
использовать более активный катализатор, например платину
понизить температуру
повысить давление
повысить температуру; 1балл
Для реакции взаимодействия уксусной кислоты с метанолом с образованием эфира и воды смещению равновесия влево будет способствовать
соответствующий катализатор
добавление концентрированной серной кислоты
использование обезвоженных исходных веществ
добавление эфира; 1,5балла
Тесты на исключение лишнего (встретил лишнее-убери)
На смещение равновесия влияет
изменение давления
использование катализатора
изменение концентраций веществ, участвующих в реакции
изменение температуры; 1балл
Повышение или понижение давления влияет на смещение химического равновесия в реакциях
идущих с выделением тепла
реакциях с участием газообразных веществ
реакциях идущих с уменьшением объёма
реакциях идущих с увеличением объёма; 1,5балла
Необратимой является реакция
горения угля
горения фосфора
синтез аммиака из азота и водорода
горения метана; 1,5балла
Тесты группирования включают перечень предложенных формул, уравнений, терминов, которые следует распределить по заданным признакам
При одновременном повышении температуры и понижении давления химическое равновесие сместится вправо в системе
H2(г)+S(г)↔H2S(г)+Q
2SO2(г)+O2(г)↔2SO3(г)+Q
2NH3(г)↔N2(г)+3H2(г)-Q
2HCL(г)↔H2(г)+СL2(г)-Q; 2балла
Реакция гидрирование пропена экзотермическая. Для смещения химического равновесия вправо необходимо
понижение температуры
увеличение давления
уменьшение концентрации водорода
уменьшение концентрации пропена; 1балл
Задания на соответствие.
При выполнении тестов испытуемому предлагается установить соответствие элементов двух списков, с несколькими возможными ответами.
Равновесие реакции смещается вправо. Привести в соответствие.
Б) N2+3H2↔2NH3+Q 2) При повышении температуры
В) CO2+C(тв)↔2CO-Q 3) При понижении давления
Г) N2O(г)+S(т)↔2N2(г) 4) При увеличении площади соприкосновения; 2балла
Равновесие реакции смещается в сторону образования продуктов реакции. Привести в соответствие.
Б) 2H2+O2↔2H2O(г)+Q 2)При повышении температуры
В) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3)При уменьшении давления
Г) N2+O2↔2NO-Q 4) При добавлении эфира
5) При добавлении спирта; 2балла
Тесты открытого типа или тесты со свободными ответами
, в которых испытуемому необходимо дописать понятия определения уравнения или предложить самостоятельное суждение в доказательном плане.
Задания этого типа составляют заключительною, наиболее высоко оцениваемою часть тестов ЕГЭ по химии.
Задания дополнения.
Испытуемый должен сформулировать ответы с учетом предусмотренных в задании ограничений.
Допишите уравнение реакций, относящиеся к обратимым и одновременно к экзотермическим
Б) Водород + Йод
В) Азот + Водород
Г) Сернистый газ + Кислород
Д) Углекислый газ + Углерод 2балла
Напишите уравнение реакций по схеме, из них выберите те обратимые реакции, в которых повышение температуры вызовет смещение равновесия вправо:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2балла
Тесты задания свободного изложения.
Испытуемый должен самостоятельно сформулировать ответы, ибо никаких ограничений на них в задании не накладываются.
31) Перечислите факторы, смещающие равновесие вправо в системе:
CO + 2H2↔ CH3OH(г)+Q 2балла
32) Перечислите факторы, смещающие равновесие в сторону образования исходных веществ в системе:
С (тв) + 2H2(г)↔CH4(г) + Q 2балла
Ответы к тестам.
№ теста Правильный ответ
Б-1
Г-3,4
А-2,3
Г-2
В- N2+3H2↔2NH3+Q
1) N2+O2↔2NO-Q
3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q
4) NH3+HNO3=NH4NO3
реакция первая
CO+2H2↔CH3OH+Q
уменьшении температуры
увеличении давления
увеличения концентрации CO
увеличения концентрации H2
уменьшение концентрации спирта
C+2H2↔CH4+Q
2) понижении давления
3) понижении концентрации водорода
4) повышении концентрации метана.
Список литературы
Ахметов, М.А. Система заданий и упражнений по органической химии в тестовой форме [ Текст] /М.А.Ахметов, И.Н.Прохоров.-Ульяновск: ИПКПРО, 2004.
Габриелян,О.С. Современная дидактика школьной химии, лекция №6 [ Текст] /О.С.Габриелян, В.Г.Краснова, С.Т.Сладков.// Газета для учителей химии и естествознания (Издательский дом «Первое сентября»)-2007.- №22.-с.4-13.
Каверина, А.А. Учебно-тренировочные материалы для подготовки к единому государственному экзамену. Химия [ Текст] /А.А.Каверина и др.-М.: Интеллект центр, 2004.-160с.
Каверина, А.А. Единый государственный экзамен 2009.Химия [Текст] /А.А.Каверина, А.С.Корощенко, Д.Ю.Добротин /ФИПИ.-М.: Интеллект центр, 2009.-272 с.
Леенсон, И.А. Химические реакции, тепловой эффект, равновесие, скорость [ Текст] /И.А.Леенсон.М.: Астрель, 2002.-190с.
Радецкий, А.М. Проверочные работы по химии в 8-11классе: пособие для учителя [ Текст] / А.М.Радецкий. М.: Просвещение, 2009.-272с.
Рябинина, О.А. Демонстрация действия принципа Ле Шателье [ Текст] /О.О.Рябинина, А.Илларионов// Химия в школе.-2008.-№7.-с.64-67.
Тушина.Е.Н. Принцип Ле Шателье и некоторые методы лечения [Текст ] /Е.Н.Тушина.// Химия в школе.-1993. №2.-с.54.
Шелинский, Г.И. Основы теории химических процессов [ Текст ] /Г.И.Шелинский. М.: Просвещение, 1989.-234с.
Штремплер, Г.И. Предпрофильная подготовка по химии [Текст ]
Одной из важнейших характеристик химической реакции является глубина (степень) превращения, показывающая, насколько исходные вещества превращаются в продукты реакции. Чем она больше, тем экономичнее можно проводить процесс. Глубина превращения, помимо других факторов, зависит от обратимости реакции.
Обратимые реакции, в отличие от необратимых , протекают не до конца: ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Одновременно идет взаимодействие продуктов реакции с образованием исходных веществ.
Рассмотрим примеры:
1) в замкнутый сосуд при определенной температуре введены равные объемы газообразного йода и водорода. Если столкновения молекул этих веществ происходят с нужной ориентацией и достаточной энергией, то химические связи могут перестроиться с образованием промежуточного соединения (активированный комплекс, см. п.1.3.1). Дальнейшая перестройка связей может привести к распаду промежуточного соединения на две молекулы йодистого водорода. Уравнение реакции:
H 2 + I 2 ® 2HI
Но молекулы йодистого водорода также будут беспорядочно сталкиваться с молекулами водорода, йода и между собой. При столкновении молекул HI ничто не помешает образоваться промежуточному соединению, которое затем может разложиться на йод и водород. Этот процесс выражается уравнением:
2HI ® H 2 + I 2
Таким образом, в этой системе одновременно будут протекать две реакции - образование йодистого водорода и его разложение. Их можно выразить одним общим уравнением
H 2 + I 2 « 2HI
Обратимость процесса показывает знак «.
Реакция, направленная в данном случае в сторону образования йодистого водорода, называется прямой, а противоположная - обратной.
2) если смешать два моль диоксида серы с одним моль кислорода, создать в системе условия, благоприятствующие протеканию реакции, и по истечении времени провести анализ газовой смеси, то результаты покажут, что в системе будут присутствовать как SO 3 – продукт реакции, так и исходные вещества – SO 2 и O 2 . Если в те же условия в качестве исходного вещества поместить оксид серы (+6), то можно будет обнаружить, что часть его разложится на кислород и оксид серы (+4), причем конечное соотношение между количествами всех трех веществ будет такое же, как и в том случае, когда исходили из смеси диоксида серы и кислорода.
Таким образом, взаимодействие диоксида серы с кислородом также является одним из примеров обратимой химической реакции и выражается уравнением
2SO 2 + O 2 « 2SO 3
3) взаимодействие железа с соляной кислотой протекает согласно уравнению:
Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2
При достаточном количестве соляной кислоты реакция закончится, когда
все железо израсходуется. Кроме того, если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении – пропускать водород через раствор хлорида железа, то металлического железа и соляной кислоты не получится – эта реакция не может идти в обратном направлении. Таким образом, взаимодействие железа с соляной кислотой – необратимая реакция.
Однако, следует иметь ввиду, что теоретически любой необратимый процесс можно представить протекающим в определенных условиях обратимо, т.е. в принципе все реакции можно считать обратимыми. Но очень часто одна из реакций явно преобладает. Это бывает в тех случаях, когда продукты взаимодействия удаляются из сферы реакции: выпадает осадок, выделяется газ, при ионообменных реакциях образуются практически недиссоциирующие продукты; или же когда за счет явного избытка исходных веществ противоположный процесс практически подавляется. Таким образом, естественное или искусственное исключение возможности протекания обратной реакции позволяет довести процесс практически до конца.
Примерами таких реакций могут служить взаимодействие хлорида натрия с нитратом серебра в растворе
NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,
бромида меди с аммиаком
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2 ,
нейтрализация хлороводородной кислоты раствором едкого натра
HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.
Это все примеры лишь практически необратимых процессов, так как и хлорид серебра несколько растворим, и комплексный катион 2+ не абсолютно устойчив, и вода диссоциирует, хотя и в крайне незначительной степени.
ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ.
Обратимыми в химической кинетике называют такие реакции, которые одновременно и независимо протекают в двух направлениях - прямом и обратном, но с различными скоростями. Для обратимых реакций характерно, что через некоторое время после их начала скорости прямой и обратной реакций становятся равными и наступает состояние химического равновесия.
Все химические реакции обратимы, но при определенных условиях некоторые из них могут протекать только в одном направлении до практически полного исчезновения исходных продуктов. Такие реакции называют необратимыми . Обычно необратимыми бывают реакции, в которых хотя бы один продукт реакции выводится из области реакции (в случае реакции в растворах - выпадает в осадок или выделяется в виде газа), или реакции, которые сопровождаются большим положительным тепловым эффектом. В случае ионных реакций, реакция является практически необратимой, если в результате нее образуется очень малорастворимое или малодиссоциированное вещество.
Рассмотренное здесь понятие обратимости реакции не совпадает с понятием термодинамической обратимости. Обратимая в кинетическом смысле реакция в термодинамическом смысле может протекать необратимо. Для того чтобы реакцию можно было назвать обратимой в термодинамическом смысле, скорость прямого процесса должна бесконечно мало отличаться от скорости обратного процесса и, следовательно, процесс в целом должен протекать бесконечно медленно.
В идеальных газовых смесях и в идеальных жидких растворах скорости простых (одностадийных) реакций подчиняются закону действующих масс . Скорость химической реакции (1.1) описывается уравнением (1.2), а в случае прямой реакции может быть, представлено в виде:
где - константа скорости прямой реакции.
Подобно этому, скорость обратной реакции:
(1.5)
При равновесии , следовательно:
(1.6)
Это уравнение выражает закон действующих масс для химического равновесия в идеальных системах; К - к о н с т а н т а р а в н о в е с и я.
Константа реакции позволяет найти равновесный состав реакционной смеси при данных условиях.
Закон действующих масс для скоростей реакций можно пояснить следующим образом.
Чтобы произошел акт реакции, необходимо столкновение молекул исходных веществ, т.е. молекулы должны сблизиться друг с другом на расстояние порядка атомных размеров. Вероятность найти в некотором малом объеме в данный момент l молекул вещества L , m молекул вещества M и т.д. пропорциональна ..... , следовательно, число столкновений в единице объема за единицу времени пропорционально этой величине; отсюда вытекает уравнение (1.4).
Обратимые реакции - химические реакции, в данных условиях протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), исходные вещ-ва превращ в продукты не полностью. например: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ - участников реакции. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия , система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.
Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2
складывается из элементарных реакций
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 и 2NO 2 ⇆ N 2 O 4
Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.
Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом А + В АВ.
Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция
Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. С точки зр. Термодинамики – исходные вещ-вы полностью превр в родукты. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании 2КСlО3 > 2КСl + ЗО2,
Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:
1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например ВаСl 2 + Н 2 SО 4 = ВаSО 4 ↓ + 2НСl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) образуется малодиссоциированное соединение, например вода: НСl + NаОН = Н 2 О + NаСl
3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния
Mg + 1 / 2 О 2 = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль
Химическое равновесие – это состояние реакционной системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны.
Равновесная концентрация веществ – это концентрации веществ в реакционной смеси, находящихся в состоянии химического равновесия. Равновесная концентрация обозначается химической формулой вещества, заключенной в квадратные скобки.
Например, следующая запись обозначает, что равновесная концентрация водорода в равновесной системе составляет 1 моль/л.
Химическое равновесие отличается от привычного для нас понятия «равновесие». Химическое равновесие – динамическое. В системе, находящейся в состоянии химического равновесия, происходят и прямая, и обратная реакции, но их скорости равны, и поэтому концентрации участвующих веществ не меняются. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, равной отношению констант скоростей прямой и обратной реакций.
Константы скорости прямой и обратной реакции – это скорости данной реакции при концентрациях исходных для каждой из них веществ в равных единицах. Также константа равновесия равна отношению равновесных концентраций продуктов прямой реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций реагентов.
Н2+I2 = 2НI
Если 
, то в системе больше исходных веществ. Если 
, то в системе больше продуктов реакции. Если константа равновесия значительно больше 1, такую реакцию называют необратимой.
Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации веществ. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была в общем виде высказана в 1884 г. французским физико-химиком Ле-Шателье, подтверждена в том же году голландским физико-химиком Вант-Гоффом. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова: если система находится в со стоянии равновесия, то любое воздействие, которое выражается в изменении одного из факторов, определяющих равновесие, вызывает в ней изменение, стремящееся ослабить это воздействие.
В принципе Ле-Шателье речь идет о смещении состояния динамического химического равновесия, этот принцип называется также принципом подвижного равновесия, или принципом смещения равновесия.
Рассмотрим использование этого принципа для различных случаев:
Влияние температуры. При изменении темпер сдвиг хим-о равновесия определяется знаком теплового эффекта хим-й реакции. В случае эндотермич реакции, т. е. реакции, идущей с поглощением тепла, повышение температуры способствует ее протеканию, поскольку в ходе реакции температура понижается. В результате равновесие смещается вправо, концентрации продуктов увеличиваются, их выход растет. Если температура понижается, то наблюдается обратная картина: равновесие смещается влево (в сторону обратной реакции, протекающей с выделением тепла), концентрация и выход продуктов уменьшаются.
Для экзотермической реакции, наоборот, повышение температуры приводит к смещению равновесия влево, а понижение температуры - к смещению равновесия вправо.
Изменения концентр продуктов и реагентов связаны с тем, что при изменении темпер изменяется константа равновесия реакции. Увеличение константы равновес приводит к повыш выхода продуктов, уменьшение - к понижению.
Так, например, повышение температуры в случае эндотермического процесса разложения карбоната кальция CaCO 3 (т) Û CaO(т)+ CO 2 (г) − Q
вызывает смещение равновесия вправо, а в случае экзотермической реакции распада монооксида азота на простые вещества
2NO Û N 2 + O 2 +Q
повышение температуры смещает равновесие влево, т. е. способствует образованию NO.
Влияние давления. Давление оказывает заметное влияние на состояние химического равновесия только в тех случаях, когда хотя бы один из участников хим-й реакции - газ. Повыш давления в таких сис-х сопровождается уменьш объема и увелич концентрации всех газообразных участников реакции.
Если в ходе прямой реакции количество газообразных веществ увеличивается, то повышение давления приводит к смещению равновесия влево (количество газов уменьшается при обратной реакции). Если в ходе реакции количество газообразных веществ уменьшается, при повышении давления равновесие смещается вправо. Если количества газообразных реагентов и продуктов равны между собой, изменение давления не приводит к смещению химического равновесия.
Следует отметить, что изменение давления не оказывает влияния на константу равновесия.
Влияние концентрации. Согласно принципу Ле-Шателье, повышение концентрации одного из участников реакции должно привести к его расходованию. Таким образом, если в систему при V = const добавлять реагент, равновесие сместится вправо, а если продукт реакции - влево. Удаление того или иного вещества из системы (уменьшение его концентрации) дает обратный эффект.
Все сказанное выше относится и к жидким, и к газообразным растворам (смесям газов)
Очень часто химические реакции протекают так, что первичные реагирующие вещества полностью преобразуются в продукты реакции. К примеру, если в соляную кислоту положить гранулу цинка, то при определенном (достаточном) количестве кислоты реакция будет протекать до полного растворения цинка согласно уравнению: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2 .
Если провести данную реакцию в обратном направлении, другими словами – пропустить водород через раствор хлорида цинка, то металлический цинкне образуется – данная реакция не может протекать в обратном направлении, поэтому она необратима.
Химическая реакция, в результате которой первичные вещества практически полностью преобразуются в конечные продукты, называется необратимой.
К подобным реакциям имеют отношение как гетерогенные, так и гомогенные реакции. К примеру, реакции горения простых веществ – метана CH4, сероуглерода CS2. Как мы уже знаем, реакции горения относятся к экзотермическим реакциям. В большинстве случаев к экзотермическим реакциям относятся реакции соединения, к примеру, реакция гашения извести: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (выделяется теплота).
Будет логично предполагать что, к эндотермическим реакциям принадлежат обратные реакции, т.е. реакция разложения. К примеру, реакция обжига известняка: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (теплота поглощается).
Необходимо помнить, что число необратимых реакций является не таким уж и большим.
Гомогенные реакции (между растворами веществ) являются необратимыми, если проходят с образованием нерастворимого, газообразного продукта или воды. Данное правило получило название " правило Бертолле". Проведем опыт. Возьмем три пробирки и нальем в них по 2мл раствора соляной кислоты. В первый сосуд добавим 1 мл окрашенный фенолфталеином малиновый раствор щелочи, он потеряет цвет в следствие реакции: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
Во вторую пробирку добавим 1 мл раствора карбоната натрия – мы увидим бурную реакцию кипения, которая обусловлена выделением углекислого газа: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 .
В третью пробирку добавим немного капель нитрата серебра и увидим, как в ней образовался беловатый осадок хлорида серебра: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3 .
Большинство реакций являются обратимыми. Необратимых реакций не особенно много.
Химические реакции, которые могут проходить одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном, – называются обратимыми.
Нальем в пробирку 3 мл воды и добавим несколько кусочков лакмуса, а потом начнем пропускать через нее с помощью газоотводной трубки выходящий из другого сосуда углекислый газ, который образуется из-за взаимодействия мрамора и соляной кислоты. Спустя некоторое время мы увидим, как фиолетовый лакмус станет красным, это свидетельствует о наличии кислоты. Мы получили непрочную угольную кислоту, которая образовалась путем связи углекислого газа и воды: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 .
Оставим данный раствор в штативе. Спустя некоторое время мы обратим внимание на то, что раствор опять стал фиолетовым. Кислота разложилась на исходные составляющие: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2 .
Данный процесс будет происходить намного быстрее, если мы подогреем раствор угольной кислоты. Таким образом, мы выяснили, что реакция получения угольной кислоты может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, а значит, она является обратимой. Обратимость реакции обозначается на письме двумя противоположно направленными стрелками: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Среди обратимых реакций, которые лежат в основе получения важныххимических продуктов, приведем в качестве примера реакцию синтеза оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
