Химическое равновесие условия его смещения: Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье

Содержание

Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье

Обратимые и необратимые реакции

Химическое равновесие присуще обратимым реакциям и не характерно для необратимых химических реакций.

Часто, при осуществлении химического процесса, исходные реагирующие вещества полностью переходят в продукты реакции. Например:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Невозможно получить металлическую медь, проводя реакцию в обратном направлении, т.к. данная реакция необратима. В таких процессах реагенты полностью переходят в продукты, т.е. реакция протекает до конца.

Но основная часть химических реакций обратима, т.е. вероятно параллельное протекание реакции в прямом и обратном направлениях. Иначе говоря, реагенты лишь частично переходят в продукты и реакционная система будет состоять как из реагентов, так и из продуктов. Система в данном случае находится в состоянии химического равновесия.

При обратимых процессах, вначале прямая реакция имеет максимальную скорость, которая постепенно снижается, в связи с уменьшением количества реагентов.

Обратная реакция, наоборот, вначале имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере накапливания продуктов.

В конце концов, наступает момент, когда скорости обоих реакций становятся равными – система приходит в состояние равновесия.

При наступлении состояния равновесия, концентрации компонентов остаются неизменными, но химическая реакция при этом не прекращается.

Т.о. химическое равновесие – это динамичное (подвижное) состояние.

Для наглядности, приведем следующий рисунок:

химическое равновесие

Допустим, протекает некая обратимая химическая реакция:

а А + b В = с С + d D

тогда, исходя из закона действующих масс, запишем выражения для скорости прямой υ1 и обратной υ2 реакций:

υ1 = k1·[A]a·[B]b

υ2 = k2·[C]c·[D]d

В состоянии химического равновесия, скорости прямой и обратной реакции равны, т. е.:

υ1 = υ2

k1·[A]a·[B]b = k2·[C]c·[D]d

получаем

К = k1/ k2 = [C]c·[D]d ̸ [A]a·[B]b

Где К = k1/ k2константа равновесия.

Для любого обратимого процесса, при заданных условиях константа равновесия K является величиной постоянной. Она не зависит от концентраций веществ, т.к. при изменении количества одного из веществ, количества других компонентов также меняются.

При изменении условий протекания химического процесса, возможно смещение равновесия.

Принцип Ле-Шателье

Все вышеперечисленные факторы влияют на смещение химического равновесия, которое подчиняется принципу Ле-Шателье:

если изменить одно из условий, при котором система находится в состоянии равновесия – концентрацию, давление или температуру, — то равновесие сместится в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению.

Т.е. равновесие стремится к смещению в направлении, приводящему к уменьшению влияния воздействия, которое привело к нарушению состояния равновесия.

Итак, рассмотрим отдельно влияние каждого их факторов на состояние равновесия.

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:

  • изменение концентраций реагентов или продуктов,
  • изменение давления,
  • изменение температуры,
  • внесение катализатора в реакционную среду.

Рассмотрим каждый фактор, влияющий на смещение равновесия подробнее:

Влияние изменения концентраций реагентов или продуктов

покажем на примере процесса Габера:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

Если в равновесную систему, состоящую из  N2(г), H2(г) и NH3(г), добавить, например, азот, то химическое равновесие должно сместиться в направлении, которое способствовало бы уменьшению количества водорода в сторону его исходного значения, т. е. в направлении образования дополнительного количества аммиака (вправо). При этом одновременно произойдет и уменьшение количества водорода.

При добавлении в систему водорода, также произойдет смещение равновесия в сторону образования нового количества аммиака (вправо). Тогда как внесение в равновесную систему аммиака, согласно принципу Ле-Шателье, вызовет смещение равновесия в сторону того процесса, который благоприятен для образования исходных веществ (влево), т.е. концентрация аммиака должна уменьшится посредством разложения некоторого его количества на азот и водород.

Уменьшение концентрации одного из компонентов, сместит равновесное состояние системы в сторону образования этого компонента.

Влияние изменения давления

Влияние изменения давления имеет смысл, если в исследуемом процессе принимают участие газообразные компоненты и при этом имеет место изменение общего числа молекул. Если общее число молекул в системе остается постоянным, то изменение давления не влияет на ее равновесие, например:

 I2(г) + H2(г) = 2HI(г)

Если полное давление равновесной системы увеличивать посредством уменьшения ее объема, то равновесие сместится в сторону уменьшения объема. Т.е. в сторону уменьшения числа молей газа в системе. В реакции:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

из 4 молеул газа (1 N2(г) и 3 H2(г)) образуется 2 молекулы газа (2 NH3(г)), т.е. давление в системе уменьшается. Вследствие чего, рост давления будет способствовать образованию дополнительного количества аммиака, т.е. химическое равновесие сместится в сторону его образования (вправо).

Если температура системы постоянна, то изменение полного давления системы не приведет к изменению константы равновесия К.

Влияние изменения температуры системы

Изменение температуры влияет не только на смещение ее равновесия, но также и на константу равновесия К.

Если равновесной системе, при постоянном давлении, сообщать дополнительную теплоту, то химическое равновесие сместится в сторону поглощения теплоты.

Рассмотрим экзотермическую реакцию:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) + 22 ккал

Итак, как видно, прямая реакция протекает с выделением теплоты, а обратная – с поглощением.

При увеличении температуры, равновесие этой реакции смещается в сторону реакции разложения аммиака (влево), т.к. она является эндотермической и ослабляет внешнее воздействие – повышение температуры.

Напротив, охлаждение приводит к смещению равновесия в направлении синтеза аммиака (вправо), т.к. реакция является экзотермической и противодействует охлаждению.

Таким образом, повышение температуры благоприятствует смещению химического равновесия в сторону эндотермической реакции, а падение температуры – в направлении экзотермического процесса.

Константы равновесия всех экзотермических процессов при росте температуры уменьшаются, а эндотермических процессов – увеличиваются.

Влияние катализатора

Внесение катализатора в систему приводит к тому, что скорости как прямой, так и обратной реакций увеличиваются. Изменяется скорость приближения к  состоянию равновесия, но k при этом не меняется.

Принцип Ле-Шателье также применим к таким реакциям, в которых компоненты находятся в различных фазовых состояниях, т.е. к гетерогенным реакциям. Тогда речь будет идти о гетерогенном равновесии, например:

CaCO3(тв) → CaO(тв) + CO2(г)

В этой реакции газ и два твердых вещества находятся между собой в равновесии, и «концентрации» твердых компонентов остаются неизменными. Обычно «концентрации» твердых и жидких компонентов включаются в значение К, что позволяет не учитывать их при написании выражения для константы равновесия:

К = [CO2]

Это выражение показывает нам, что не важно, какое количество CaCO3(тв) и CaO(тв) содержится в равновесной системе, пока в ней присутствует хотя бы незначительное количество любого из этих веществ.

Химическое равновесие и способы его смещения


Химическое равновесие и способы его смещения
PPTX / 133.59 Кб
Химическое равновесие и способы его смещения
PPTX / 133.59 Кб
Тема: Химическое равновесие и способы его смещения

Учебные вопросы:

Обратимые реакции.

Необратимые реакции.

Химическое равновесие.

Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Все химические реакции можно разделить на реакции обратимые и необратимые.

Обратимые реакции.

Обратимыми называют реакции, продукты которых могут между собой взаимодействовать с образованием исходных веществ.

Примером обратимой реакции может служить взаимодействие водорода с парами иода:

 Н2 + I2 ↔ 2HI

 Обратимость реакции обозначают двумя противополож­но направленными стрелками. Реакцию, протекающую согласно записи слева направо, называют прямой, а справа налево — обратной.

2. Необратимые реакции.

В тех случаях, когда обрат­ная реакция выражена чрезвычайно слабо, такие реакции считают практически необратимыми. Обычно к ним от­носят те реакции, при протекании которых один из обра­зующихся продуктов уходит из сферы реакции, т. е. вы­падает в виде осадка или выделяется в виде газа; когда образуется малодиссоциированное соединение (например, вода), когда реакция сопровождается большим выделением энергии. Примеры практически необратимых реакций:

AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2Mg + O2 = 2MgO; ∆H = — 601,92 кДж/моль

 3. Химическое равновесие.

Состояние химического равновесия свойственно лишь для обратимых реакций. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем снижается вследствие уменьшения кон­центрации исходных веществ, расходующихся на образо­вание продуктов реакции. Обратная реакция в началь­ный момент имеет минимальную скорость, которая растет по мере увеличения концентраций продук­тов реакции. Таким образом, ско­рость прямой реакции уменьшается, а обратной увеличивается. Наконец, наступает такой момент, когда ско­рости прямой и обратной реакций становятся равными. Такое состоя­ние обратимой химической реакции называется химическим равновеси­ем.

4.Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Химиче­ское равновесие при неизменных условиях может сохра­няться сколь угодно долго до тех пор, пока неизменными сохраняются условия его существования (концентрации, давлений, температура). При изменении одного из этих условий равновесие нарушается и концентрации всех реагирующих веществ изменяются, после чего устанав­ливается новое состояние равновесия, но уже при иных значениях равновесных концентраций.

Подобный переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением или сдвигом химическо­го равновесия. Если при изменении условий увеличивает­ся концентрация продуктов реакции, то говорят о сме­щении — равновесия в сторону прямой реакции. Если же увеличивается концентрация исходных веществ, то это означает смещение равновесия в сторону обратной реак­ции.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры и давления опре­деляется правилом, известным под названием принципа Ле Шателье, или принципа подвижного равновесия.

Со­гласно этому принципу если на систему, находящуюся в равновесии, производится воздействие (изменяется кон­центрация, температура или давление), то в системе про­исходит сдвиг в направлении той из двух противополож­но направленных реакций, которая ослабляет это воздей­ствие.

Рассмотрим отдельно влияние изменения температуры, давления и концентрации на состояние химического равновесия.

Влияние изменения температуры.

На­правление смещения равновесия в результате изменения температуры определяется знаком теплового эффекта ре­акции. Степень смещения равновесия зависит от величи­ны теплового эффекта: чем больше ∆Н реакции, тем зна­чительнее влияние температуры, наоборот, если ∆Н близ­ка к нулю, то температура практически не влияет на равновесие. Рассмотрим обратимую реакцию синтеза ам­миака из водорода и азота:

 ЗН2 + N2 ↔ 2NH3; ∆Н = — 92 кДж (22 ккал)

Из уравнения реакции видим, что процесс образования аммиака из водорода и азота является экзотермическим, а обратный процесс — разложение аммиака — эндотерми­ческим. Поэтому при повышении температуры равнове­сие этой реакции смещается в сторону обратной реакции, т. е. в направлении реакции разложения аммиака, кото­рая проходит с поглощением теплоты. Это вполне согла­суется с принципом Ле Шателье, так как повышение тем­пературы (внешнее воздействие) ослабляется поглоще­нием тепла за счет усиления эндотермической реакции.

Сдвиг равновесия в сторону обратной реакции означа­ет уменьшение выхода аммиака. И действительно, если при постоянном давлении температуру смеси повысить от 400 до 700° С, то выход аммиака уменьшается с 80 до 13%.

Если температуру равновесной системы понижать, это вызовет смещение равновесия данной реакции в сторону усиления прямой реакции, так как эта реакция идет с выделением теплоты и тем ослабляет внешнее воздейст­вие (охлаждение). Смещение равновесия в сторону уси­ления прямой реакции означает в данном случае повыше­ние выхода продукта реакции Nh4.

Отсюда можно сделать вывод: повышение температу­ры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, а понижение в сторону экзотермической ре­акции.

Влияние изменения давления.

Синтез амми­ака из водорода и азота сопровождается уменьшением объема, так как из 4 молей исходных веществ в резуль­тате реакции образуется только 2 моля аммиака. Очевид­но, в закрытом сосуде при постоянной температуре про­дукты этой реакции создают меньшее давление, чем соз­давали исходные вещества. Значит, прямая реакция — синтез аммиака — сопровождается уменьшением давле­ния, а обратная реакция — его разложение — повышени­ем давления. При повышении давления в сосуде с реак­ционной смесью равновесие этой реакции сместится в сторону прямой реакции, идущей с уменьшением давле­ния, чем и достигается ослабление внешнего воздейст­вия—повышения давления. Смещение равновесия в сто­рону прямой редакции означает повышение выхода про­дукта реакции — аммиака. На самом деле, если при постоянной температуре (400° С) давление в системе повы­сить от 50 до 1000 атм (от 5∙106 до 1∙1О8 Па), то выход аммиака повышается от 15 до 80%.

Вывод: повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием меньшего коли­чества молей газообразных веществ. Понижение давле­ния смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием большего числа молей газообразных веществ.

Необходимо отметить, что равновесие под влиянием изменения давления смещается лишь в том случае, когда в реакции принимают участие газообразные вещества и реакция сопровождается изменением числа молей газо­образных веществ.

Если же число молей газообразных веществ в ходе обратимой реакции не изменяется, то из­менение давления не влияет на состояние равновесия та­кой реакции.

Например, в реакции

N2 + О2 2NO

число молей исходных газообразных веществ равно чис­лу молей образующихся газообразных веществ. Очевидно, эта равновесная система может быть примером, когда изменение давления не вызовет смещения химического равновесия. Это надо помнить.

Влияние изменения концентрации.

Ес­ли в равновесной системе увеличить концентрацию одно­го из реагирующих веществ (исходных веществ или про­дуктов реакции), то равновесие сместится в направлении той реакции, при которой количество этого вещества уменьшается. Например, при введении дополнительного количества азота равновесие реакции синтеза аммиака сместится в сторону прямой реакции — в направлении уменьшения концентрации азота и увеличения выхода аммиака.

Наоборот, уменьшение концентрации одного из компо­нентов равновесной системы приводит к смещению равно­весия в сторону реакции образования этого компонента. Очевидно, что если уменьшить концентрацию азота, то равновесие реакции синтеза аммиака сместится в сторону обратной реакции — в направлении увели­чения концентрации азота и уменьшения выхода ам­миака. 

Таким образом, согласно принципу Ле Шателье, уве­личение концентрации одного из исходных веществ или уменьшение концентрации одного из продуктов реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Уменьше­ние концентрации одного из исходных веществ или уве­личение концентрации одного из продуктов реакции сме­щает равновесие в сторону обратной реакции.

Применение принципа Ле Шателье к обратимым хи­мическим реакциям открывает путь к управлению хими­ческими процессами. В промышленности обратимые реак­ции, как правило, невыгодны. Поэтому различными методами химическое равновесие смещают в сторону образования конечных продуктов, повышая их выход, и обратимая реакция становится практически необ­ратимой.

В заключение заметим, что катализаторы одинаково ускоряют, как прямую, так и обратную реакции и поэто­му на смещение равновесия они не оказывают влияния. Однако они способствуют более быстрому достижению состояния равновесия, что также имеет немаловажное значение.

Глоссарий к теме «Химическое равновесие и способы его смещения»

Экзотермическая реакция

Реакция идущая с выделением тепла

Эндотермическая реакция

Реакция идущая с поглащением тепла

Химическое равновесие

Скорость прямой реакции равна скорсти обратной рекции

Прямая реакция

Это реакция, которая идет в сторону образования продуктов реакции

Обратная реакция

Это реакция, которая идет в сторону образования исходных веществ.

Контрольные вопросы для повторения и самопроверки к лекции «Химическое равновесие и способы его смещения».

Какие реакции называются обратимыми?

Что такое химическое равновесие?

С помощью, каких параметров можно сместить химическое равновесие?

Сформулируйте принцип Ле-Шателье.

Когда можно применять давление для смещения равновесия?

Смещение химического равновесия – методическая разработка для учителей, Сидоренко Инна Игоревна

Цель урока:

Все учащиеся смогут сформулировать принцип Ле Шателье–Брауна.

Большинство учащихся смогут объяснить смещение химического равновесия при изменениях температуры, концентрации и давления в системе.

Некоторые учащиеся решат экономические задачи на основе принципа Ле Шателье.

Критерии оценки:

· Смогут объяснить смысл принципа химического равновесия.

· Перечислят условия смещения химического равновесия.

· Применят принцип для решения экономических задач.

Языковые цели:

Понятийный словарь «Атомы. Молекулы», ученики могут:

— устно объяснить, что атом является мельчайшей частицей химического элемента.

Привитие ценностей:

— умение работать и уважение друг к другу при групповой работе;

— развивать умение сравнивать, сопоставлять и обобщать;

— учиться проявлять самостоятельность в разных видах деятельности;

— честность, умение аргументировать и открытость при оценивании работы учащихся.

Межпредметная связь:

Экономика, физика.

Предшествующие знания:

Скорость (Физика, 7 класс).


Ход урока

Запланированные этапы урока

Запланированная деятельность на уроке

Ресурсы

Начало урока

2 мин

 

6 мин

Приветствие класса.

Позитивный настрой, создание благоприятного психологического климата в стратегии «Круг радости»

1. Повторение пройденного материала:

Чтобы проверить, как вы усвоили материал прошлого урока «химическое равновесие», мы с вами сыграем в лотерею.

У меня в коробке лежат лотереи с вопросами (разного цвета для дальнейшего деления на группы), вы должны выбрать себе один и ответить на вопрос. За правильный ответ – 1 балл. Если вы считаете, что не справитесь с ответом, можете передать свой вопрос другому, но берете следующий (зеленый – вопросы на знание и понимание, желтый – применение, красный – анализ и синтез, синий – творческие вопросы)

Приложение 1.

Посмотрите на бутылку с газированной водой. Наблюдаем ли мы признаки каких-либо химических процессов, пока бутылка закрыта? Нет.

А что же на самом деле происходит?

(Опережающее задание для одного учащегося – сообщение) Приложение 2.

Что произойдет, когда мы начнем открывать бутылку?

Нарушили ли мы равновесие?

Скорость какой реакции возросла?

Какие факторы влияют на смещение равновесия?

В случае возникновения затруднений учитель помогает учащимся вспомнить факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Какова тема нашего урока?

(тему и цели учащиеся формулируют самостоятельно). Далее учитель нацеливает учащихся на «открытие»: смещение равновесия подчиняется общей закономерности, которую можете установить.

Форма деятельности (фронтальная беседа)

 

 

 

 

Лотереи разного цвета

 

 

Бутылка газировки

Середина урока

 

 

 

 

7 минут

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

10 мин

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

8 мин

2. Ознакомление с новым материалом.

Форма деятельности: (групповая работа).

Оценивание (комментарий учителя)

 

Сейчас каждая пара (группа) получает задание: изучить влияние одного из факторов на смещение равновесия. В распоряжении группы учебная литература, таблица (приложение 3), химические реактивы и «виртуальная лаборатория». На выполнение работы 5–7 минут и 2–3 минуты на выступление спикера групп или пар (

приложение 4)

Задание для 1 группы (желтый)

Влияние изменения температуры.

1. Прочитайте раздел: «Влияние изменения температуры» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы:

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении температуры в экзотермической реакции?

В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении температуры в экзотермической реакции?

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении температуры в эндотермической реакции?

В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении температуры в эндотермической реакции?

2. Выполните лабораторный опыт по инструкции.

В пробирку с крахмальным клейстером добавьте 2–3 капли раствора йода.

Что наблюдаете?

Нагрейте пробирку. Что вы наблюдаете?

Охладите пробирку. Что вы наблюдаете?

6Н10О5)n + mJ= (C6H10O5)*mJ2 + Q

Крахмал                   синий цвет

Что вы наблюдаете при нагревании? В какую сторону сместится равновесие?

Что вы наблюдаете при охлаждении? В какую сторону сместится равновесие?

Сформулируйте вывод.

Задание для 2 группы (зеленый)

Влияние изменения давления.

1. Прочитайте раздел «Влияние изменения давления» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы:

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении давления?

В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении давления?

2. При помощи компьютерной программы «Виртуальная лаборатория» bilimland.kz смоделируйте химическую реакцию:

3H2+ N 2NH3

Что вы наблюдаете при увеличении давления? В какую сторону смещается равновесие?

Что вы наблюдаете при уменьшении давления? В какую сторону смещается равновесие?

Сформулируйте вывод.

Задание для 3 группы (красный)

Влияние изменения концентрации веществ.

1. Прочитайте раздел «Влияние изменения концентрации веществ» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы:

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении концентрации реагирующих веществ?

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении продуктов реакции?

    С реагента         прямой реакции, где это вещество расход.

2. При помощи компьютерной программы «Виртуальная лаборатория» bilimland.kz смоделируйте химическую реакцию: синтеза аммиака. Рассмотрите влияние концентрации на смещение химического равновесия.

Задание для 4 группы (синий)

Решение экономических задач.

1. В нормально действующей экономике должно существовать равновесие между общей суммой находящихся в обращении денег и товаром, который можно купить на эти деньги. Если денег напечатано больше, что произойдет?

(Предполагаемый ответ

: 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 тем самым будет достигнуто новое равновесие)

2. В Ижевске было решено избавиться от постоянных пробок путем расширения магистралей и строительства транспортных развязок. На некоторое время это помогло. Но что произошло впоследствии?

(Предполагаемый ответ: В соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие между машинами и магистралью будет смещаться таким образом, что количество машин на этих развязках начнет увеличиваться и тем самым будет достигнуто новое равновесие, увеличение магистралей – увеличение машин)

Отчет каждой группы или пары.

 

Применение новых знаний и умений на практике.

Лабораторный опыт №4

Выполните лабораторный опыт по инструкции:

3КСNS + FeCI= Fe(CNS)3+ 3KCI

Бесц.    Желт.    Крас.        Бесц.

В стаканчик с 30 мл воды добавьте 2 капли концентрированных растворов роданида калия и хлорида железа(3)

Что наблюдаете?

Разлейте раствор в 4 пробирки.

Добавьте:

В 1-ю пробирку 1–2 капли раствора КСNS

Раствор становится _________ Равновесие смещается________

В 2-ю пробирку 1–2 капли раствора FeCI3

Раствор становится_________ Равновесие сместилось________

В 3-ю пробирку – кристалл КCI

Раствор становится_______ Равновесие смещается________

 

Фронтальна проверка (1 балл за правильный ответ – 6 баллов всего)

Выполнение задания по материалам сайта, урок «химическое равновесие».

Задания индивидуальны для каждого учащегося. За  правильный ответ – 1 балл, всего 4 балла за задание.

Задания индивидуальны для каждого учащегося. За правильный ответ – 1 балл, всего 3 балла за задание.

Выводы по уроку. Итог урока для каждого ученика, оценочный лист и соответствие баллов с оценкой.

(приложение 5).

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Оборудование и реактивы для лабораторной работы

 

 

 

 

 

 

 

 

 

https://bilimland.kz/ru/courses/simulyaczii/ximiya/lesson/princzip_le_shatele_

smeshenie_ximicheskogo_ravnovesiya_na_primere_sinteza_ammiaka

 

 

 

 

 

 

 

 

 

https://bilimland. kz/ru/courses/simulyaczii/ximiya/lesson/princzip_le_shatele_

smeshenie_ximicheskogo_ravnovesiya_na_primere_sinteza_ammiaka

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Оборудование и реактивы для лабораторной работы

 

Для учащихся затрудняющихся в выполнении лабораторного опыта   воспользоваться

https://bilimland.kz/ru/courses/chemistry-ru/obshaya-ximiya/osnovnye-zakonomernosti-protekaniya-ximicheskix-reakczii/ximicheskoe-ravnovesie/lesson/faktory-vliyayushie-na-ximicheskoe-ravnovesie

для анализа видео и выводов

 

 

https://bilimland. kz/ru/courses/chemistry-ru/obshaya-ximiya/osnovnye-zakonomernosti-protekaniya-ximicheskix-reakczii/ximicheskoe-ravnovesie

 

Конец урока

5 мин

Рефлексия.

В заключении я предлагаю осмыслить пройденный путь, свою деятельность на уроке. Каков результат?

Как вы к нему пришли? Если вы столкнетесь с проблемами, что вы будете делать?

Довольны ли вы сегодня своей работой? Что в следующий раз будете делать по-другому?

Домашнее задание: (по выбору учащегося)

параграф 3.11, стр .106, упр.5

Эссе: Какие равновесные процессы в природе уже нарушены и какие меры необходимо предпринять для их восстановления?

Экономическая задача (приложение 6)

Заключение

Поняв всю ценность полученных знаний о равновесии и условиях его смещения, вы сможете использовать их во благо.

А мне остается пожелать вам душевного равновесия!

Для выявления эмоционального состояния учащихся используются смайлики.

 

Приложение 1.

Вопросы для лотереи «Химическое равновесие»

Знание и понимание (зеленый)

  1. Какие реакции называются обратимыми?
  2. Какие реакции называются необратимыми?
  3. Когда возникает химическое равновесие?
  4. Что такое химическое равновесие?
  5. Дайте определение константы химического равновесия.

Применение (желтый)

  1. Какие параметры могут быть равны при установлении химического равновесия в обратимых реакциях?
  2. По каким признакам вы определите, что реакция необратима?
  3. Какой раздел химии изучает скорость и механизм химических реакций?
  4. Как влияет природа реагирующих веществ на скорость реакций? Приведите пример.
  5. От каких факторов зависит скорость химической реакции?

Анализ (красный)

  1. Проанализировать, где на практике могут быть вами использованы знания законов химической кинетики.
  2. Зависит ли скорость реакции твердых тел между собой от концентрации?
  3. Сравнить зависимость константы равновесия от природы реагирующих веществ и от концентрации (не зависит от концентрации).
  4. Придумайте задачу по теме «химическое равновесие».
  5. Сравните зависимость константы равновесия от температуры и от катализатора (не зависит от катализатора).

Творческий (Синий)

  1. Для чего нужны холодильники (ответить в свете знаний о скорости реакции)?
  2. Изобразите состояние химического равновесия пантомимой.
  3. Сравните движение машин в свете химической кинетики.
  4. Предложите способы лучшего усвоения темы «химическое равновесие и скорости химической реакции».

 

Приложение 2.

На самом деле одновременно идут как минимум 2 химических процесса, протекающих на микроуровне:

  • CO2+ H2O H2CO3           СО2 + Н2О            Н2СО3  
  • H2CO3 CO2+ H2O

V= k1c(CO2) (H2O) по закону действующих масс

V= k2c(H2CO3)               V= V2

Состояние равновесия характеризуется константой равновесия.

Крав к1 =  [В]                             
         к2   [А] [Б]

[А], [B], [Б] – равновесные концентрации веществ А, Б, В.

Константа равновесия – величина постоянная для данной обратимой реакции. Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, которое устанавливается при равновесии.

Химическое равновесие отличается от механического, оно является динамичным (подвижным). При его наступлении реакции не прекращаются, неизменными остаются лишь концентрации компонентов, то есть за единицу времени образуется такое же количество продуктов реакции, какое превращается в исходные вещества. Если изменение условий не происходит, то состояние равновесия может продолжаться бесконечно долго.

 

Приложение 3

 

Приложение 4

Задание для 1 группы (желтый)

Влияние изменения температуры.

  1. Прочитайте раздел: «Влияние изменения температуры» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы:

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении температуры в экзотермической реакции?

В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении температуры в экзотермической реакции?

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении температуры в эндотермической реакции?

В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении температуры в эндотермической реакции?

  1. Выполните лабораторный опыт по инструкции.

В пробирку с крахмальным клейстером добавьте 2–3 капли раствора йода.

Что наблюдаете?

Нагрейте пробирку. Что вы наблюдаете?

Охладите пробирку. Что вы наблюдаете?

6Н10О5)n + mJ2= (C6H10O5)*mJ2 + Q

Крахмал                   синий цвет

Что вы наблюдаете при нагревании? В какую сторону сместиться равновесие?

Что вы наблюдаете при охлаждении? В какую сторону сместиться равновесие?

Сформулируйте вывод.

Задание для 2 группы (зеленый)

Влияние изменения давления.

  1. Прочитайте раздел «Влияние изменения давления» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы:

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении давления?

В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении давления

  1. При помощи компьютерной программы «Виртуальная лаборатория» смоделируйте химическую реакцию:

Что вы наблюдаете при увеличении давления? В какую сторону смещается равновесие?

Что вы наблюдаете при уменьшении давления? В какую сторону смещается равновесие?

Сформулируйте вывод.

Задание для 3 группы (красный)

Влияние изменения концентрации веществ.

  1. Прочитайте раздел «Влияние изменения концентрации веществ» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы:

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении концентрации реагирующих веществ?

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении продуктов реакции?

    С реагента                                       прямой реакции, где это вещество расход.

  1. При помощи компьютерной программы «Виртуальная лаборатория» смоделируйте химическую реакцию: синтез аммиака. Рассмотрите влияние концентрации на смещение химического равновесия.

Задание для 4 группы (синий)

Решение экономических задач.

  1. В нормально действующей экономике должно существовать равновесие между общей суммой находящихся в обращении денег товаром, который можно купить на эти деньги. Если денег напечатано больше, что произойдет?
  2. В Ижевске было решено избавиться от постоянных пробок путем расширения магистралей и строительства транспортных развязок. На некоторое время это помогло. Но что произошло впоследствии?

Приложение 5. Оценочный лист.

Этапы урока

Баллы — max

итог

оценка

Лотерея

1 балл

 

17–15 баллов «5»

14–11 баллов «4»

10–8 баллов «3»

7 баллов и менее «2»

Групповая работа

3 балла

 

Лабораторная работа

6 балла

 

Смещение от концентрации

4 балла

 

Смещение от температуре

3 балла

 

 

Приложение 6.

Экономическая задача Д.З.

Объяснить динамический характер химического равновесия. Воспользуйтесь для этого методом аналогий.

Представим себе крупный супермаркет, занимающий двухэтажное здание. В нижнем этаже находятся служебные помещения, автостоянка и камера хранения. На втором этаже – торговый зал. Оба этажа связаны эскалаторами. Поскольку главный процесс – покупка – происходит на втором этаже, то уподобим поток покупателей по эскалатору, работающему на подъем, прямой реакции, а возвращение по второму эскалатору – обратной реакции.

Начало рабочего дня. Первые покупатели поднимаются в торговый зал, поток их все увеличивается, но обратного движения пока нет, поскольку никто еще не успел сделать покупки. Аналогия: в начале обратимой реакции идет прямой процесс, а обратный – практически нет. Со временем обратный поток покупателей начинает увеличиваться, и к середине рабочего дня потоки покупателей по обоим эскалаторам выравниваются. Устанавливается своего рода равновесие: численность покупателей в торговом зале практически не меняется, хотя ежеминутно происходит обновление. Этот пример убедительно показывает, что равновесие не означает прекращения процесса, ведь оба эскалатора работают бесперебойно.

Покажем с помощью этой модели, как влияют на равновесие внешние условия. Допустим, что в торговом зале на втором этаже объявили распродажу с большими скидками. Это сразу же привлечет множество новых покупателей, которые ринутся вверх по эскалатору. Концентрация покупателей в торговом зале резко увеличится. Однако через какое-то время все они начнут возвращаться обратно, и постепенно потоки по обоим эскалаторам (т. е. скорости прямой и обратной реакций) вновь выровняются. Вновь наступит равновесие, и концентрация покупателей в торговом зале снова станет стабильной, но большей, чем до объявления распродажи.

Таким образом, состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях. Как только эти условия изменяются, система переходит из одного состояния равновесия в другое.

Химическое равновесие смещение — Справочник химика 21

    Смещение химического равновесия. Состояние химического равновесия сохраняется при данных условиях любое время. При изменении же условий равновесие нарушается. Влияние, оказываемое на равновесную систему каким-либо внешним воздействием (изменение концентрации реагентов, давления, температуры), можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье. Согласно этому принципу, если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия. При нагревании равновесие смещается в сторону эндотермического процесса, при повышении давления — в сторону процесса, идущего с уменьшением объема. [c.135]
    Применение метода абсорбционной спектроскопии не ограничивается только определением концентраций веществ. В результате поглощения излучения энергия систем з1 меняется настолько незначительно, что это не приводит обычно к нарушению целостности молекул поглощающего вещества. Однако в результате смещения химического равновесия в растворе под влиянием различных факторов его поглощающие свойства могут изменяться весьма значительно. На этом основано применение метода абсорбционной спектроскопии для изучения равновесий в растворах, реакций гидролиза и полимеризации, определения состава комплексных соединений, их констант устойчивости и т. п. . В данной главе рассматривается только метод абсорбционной спектроскопии как один из методов количественного анализа. [c.458]

    Определение направления смещения химического равновесия и вычисление равновесных концентраций после смещения равновесия [c.18]

    Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Еслн система находится в состоянии равновесия, то она будет пре бывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются пО стоянными. Если же условия изменятся, то спстема выйдет из равновесия — скорости прямого н обратного процессов изменятся неодинаково — будет протекать реакция. Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры. [c.187]

    Смещение химического равновесия при изменении внешних условий проведения реакции (давления и температуры) [c.138]

    Смещение ионных равновесий. Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются изменение условий влечет за собой нарушение равновесия. [c.253]

    Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье 187 [c.187]

    Принцип Ле Шателье распространяется ие только на химические, но и на различные физико-химические равновесия. Смещение равновесия при изменении условий таких процессов как кипение, кристаллизация, растворение происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. [c.190]

    Изучение химического равновесия имеет большое значение как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. При окончательном выборе условий проведения процесса учитывают также их влияние на скорость процесса. Необходимы такие условия, чтобы достигался максимально возможный выход продукта (смещение химического равновесия) при наибольшей скорости процесса его образования. [c.181]


    Направление смещения равновесия в результате изменения температуры определяется знаком теплового эффекта. Степень смещения равновесия определяется в е л и ч и н о й теплового эффекта чем больше ДЯ, тем значительное влияние температуры наоборот, если ДЯ близко к нулю, то температура практически не влияет на равновесие. Хотя, как уже отмечалось, тепловые эффекты с температурой меняются незначительно, но для химического равновесия в очень широком интервале температур следует принимать во внимание возможное изменение ДЯ. Если ио абсолютной величине значение ДЯ невелико, то может произойти и перемена знака ДЯ. Это будет означать, что изменение температуры вызовет изменение знака температурного коэффициента константы равновесия. [c.72]

    Как известно, при постоянных внешних условиях (концентрация, температура и давление) химическое динамическое равновесие может сохраняться как угодно долго. Изменение хотя бы одного из указанных факторов немедленно ведет к нарушению равновесия, смещая его в ту или иную сторону. В опытах 44 и 45 демонстрируется смещение химического равновесия под влиянием температуры, в опыте 46 показано влияние концентрации вещества на состояние химического равновесия. Смещение химического равновесия под влиянием освещения представлено в опыте 47. [c.101]

    Скорость химической реакции и влияние на нее концентрации и температуры, Необратимые и обратимые реакции. Концентрация и действующая масса. Закон действия масс. Константа химического равновесия. Смещение химического равновесия в зависимости от различных факторов. Принцип Ле-Шателье Скорость гетерогенных реакций и влияние поверхности твердой фазы. Катализ. [c.66]

    Пользуясь принципом подвижного равновесия (см. стр. 155), нетрудно установить качественное правило смещения химического равновесня с изменением температуры. В соответствии с этим принципом при повышении температуры ЬТ смещение равновесия должно сопровождаться увеличением энтропии так как (8Т)р(А5)т.>0, т. е. химическое равновесие при повышении температуры должно сместиться в сторону эндотермической реакции (в том направлении, в котором протекает эндотермическая реакция), а при понижении температур ы—в том направлении, в котором протекает экзотермическая реакция. [c.304]

    Переход системы из одного равновесного состояния в другое, наступающее вследствие изменения условий, называется смещением химического равновесия. Смещение равновесия в зависимости от изменения концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (в случае газовых реакций) подчиняется принципу Ле Шатал ь е если изменить одно из условий, при котором система находится в равновесии, например температуру, давление, концентрацию, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению, т. е стремится восстановить прежние условия. [c.42]

    Вопросы химической термодинамики 185—210, 379, 522, 621, 645, 786, 868, 906, 961, 962, 965, 986. Равновесие, смещение равновесия, константа равновесия 105, 106, 125, 211—276, 306—333, 345, 346, 360—362, 373-379, 394, 401—406, 411, 492—510, [c.180]

    Это смещение равновесия и ослабит влияние произведенного воздействия. В самом деле, если газовая смесь находится в условиях, когда к ней применимы законы идеальных газов, то при отсутствии смещения химического равновесия для повышения давления в два раза требовалось бы уменьшить объем тоже в два раза. Однако при образовании аммиака общее число молей газа сокращается, и поэтому уменьшение объема в два раза приводит к повышению давления не в два раза, а в меньшей степени. [c.238]

    Энергетика химических превращений. Внутренняя энергия. Энтальпия. Энтальпия образования. Закон Гесса. Термохимические расчеты. Направление химических реакций. Энергетический и энтропийный факторы. Энергия Гиббса, Энергия Гиббса образования. Химическое равновесие. Характеристика глубины протекания процесса. Константа химического равновесия. Смещение химического равновесия. Химическая кинетика. Энергия активации. Активированный комплекс. Механизм химических реакций. Катализ. Управление глубииой и скоростью химического процесса. [c.112]

    Эти же качественные выводы о влиянии температуры на химическое равновесие могут быть получены из общего принципа смещения равновесия, сформулированного Ле Шателье и Брауном. Если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, оказывать воздействие извне, изменяя какое-нибудь из условий, определяющих положение равновесия, например температуру, то в системе усилится то из направлений процесса, протекание которого ослабляет влияние произведенного воздействия. [c.256]

    Выделяется этап в развитии химии, который характеризуется возникновением (конец XIX в.) и развитием учения о химическом процессе — о его принципиальной возможности и условиях протекания. Это было вызвано резким возрастанием потребностей и масштабов производства продуктов химической переработки нефтяного сырья. Учение о химическом процессе рассматривает энергетику химических процессов, химическое равновесие и условия его смещения, кинетику и механизмы реакций и т. д. [c.6]


    Смещение. химического равновесия при изменении температуры удобнее всего проанализировать, рассмотрев температурную зависимость константы химического равиовесия (на примере константы Кр). [c.146]

    Вторая причина непостоянства е связана со смещением химического равновесия (например, с диссоциацией комплексного соединения), и именно потому можно использовать спектрофотометрические методы.для изучения равновесий в растворах. [c.48]

    Переход системы из одного равновесного состояния в другое, отличающееся от первого концентрациями участвующих в реакции веществ и скоростями реакций, называется сдвигом (смещением) химического равновесия.[c.12]

    Изменение степет1 превращения водяного пара в рассматриваемой реакции очевидным образом зависит от состояния равновесия реакционной системы сдвиг равновесия вправо (увеличение доли, приходящейся на СО и ГЬ н равновесной газовой смеси) повыщает степень превращения, сд[ иг влево (увеличение доли Н2О) понижает ее. Следов зтелыю, выбранный Вами ответ означает, что одновременное возрастание температуры н снижение давления сопровождаются смещением химического равновесия влево. [c.158]

    В результате смещения химического равновесия вправо концентрации всех веществ изменяются. В состоянии нового равновесия концентрации продуктов реакции увеличатся, а исходных веществ уменьшатся по сравнению со значениями концентраций соответствующих веществ в состоянии первоначального равновесия. [c.19]

    Реакции без изменения состояния окисления элементов чаще всего протекают в газовых и жидких растворах с участием ионов. Как известно, ионные реакции обратимы, и теоретически каждой системе ионов при данных условиях отвечает определенное состояние равновесия. Смещение химического равновесия (иногда практически нацело) происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования относительно мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов малорастворимых или летучих соединений правило Бертолле). Так, в реакции нейтрализации ионное равновесие смещается в сторону образования мало ионизирующихся молекул растворителя, например в водном растворе  [c.207]

    При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается, В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений устананливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения нодчиняется принципу Ле Шателье  [c. 97]

    В развитии термодинамической теории равновесий, в частности равновесий в химических реакциях (гомогенных и гетерогенных), выдающаяся роль принадлежит работам В. Гиббса (1873—1878) и Ле-П1ателье, который открыл (1885) общий принцип смещения равновесий при изменении внешних условий. Термодинамическая теория химических равновесий получила развитие в работах Вант-Гоффа. Им же была разработана количественная теория разбавленных растворов (1886). [c.17]

    Уравнение изобары химической реакции позволяе» выявить характер влияния xeMnqiaTypbi иа величину и иа направление смещения химического равновесия  [c.35]

    Закономерности, которые наблюдаются при смещении химических равновесий, охватываются общим принципом, называемым принципом Ле Шателье. Этот прннцип, распространяющийся также и н фазовые и вообш,е на любые равнозесня, формулируется следующим образом  [c.103]

    На какой реакции основано удаление бромида серебра при закреплении изображений на фотоматериале Объясните растворение соли, используя преук тавление о произведении растворимости и смещении химического равновесия. « [c.147]


Урок химии по теме «Химическое равновесие и условия его смещения». 9-й класс

Цель урока: формирование представлений учащихся о химическом равновесии, условиях его смещения.

Задачи:

Образовательные: дать понятия об обратимости химических реакций, о химическом равновесии. Формировать умение применять знания о закономерностях смещения химического равновесия.

Развивающие: развивать умение устанавливать причинно-следственные связи, развивать познавательный интерес к предмету и творческую активность.

Воспитательные: воспитывать личные качества учащихся: коммуникативность, самостоятельность.

Коррекционные: развивать грамотную речь, расширять словарь учащихся, корректировать произношение сложных химических терминов.

Реактивы: хлорид железа (III), роданид аммония, крахмальный клейстер, йод.

Тип урока: изучение нового материала.

Ход урока

1. Организационный момент.

Приветствие.

Определение отсутствующих.

Проверка готовности учащихся к уроку.

2. Мотивация и актуализация знаний.

Начинается наш урок, эпиграф к которому звучит так: “Ум заключается не только в знании, но и в умении прилагать знание на деле”. (Аристотель).

Мы ещё вернёмся к этому эпиграфу, и вы сами сможете объяснить, почему именно его я взяла, чтобы озаглавить наш урок. А на уроке мы будем говорить о химических реакциях.

Самое интересное в окружающем нас мире – это то, что он очень сложно устроен, и к тому же постоянно изменяется. Каждую секунду в нём происходит множество химических реакций, образуется множество химических веществ.

Фронтальный опрос.

– В чём суть химических реакций?

– Каковы условия, необходимые для возникновения химических реакций?

– Перечислите признаки химических реакций?

– Дайте определение скорости химической реакции.

– Что является гомогенной и гетерогенной реакциями?

– Какие реакции относят к экзотермическим, а какие к эндотермическим?

– От каких факторов зависит скорость химической реакции?

3. Вводная информация учителя и формирование цели урока.

Сегодня на уроке мы познакомимся с новым понятием “химическое равновесие”. Понятие это имеет очень большое значение, как для химии, так и для химической технологии. Знание о химическом равновесии необходимы для предсказания условий, при которых можно осуществлять химические превращения, а так же помогут добиться максимального выхода продукта реакции.

Итак, давайте вместе сформулируем цель нашего занятия.

Цель урока: изучить химическое равновесие и условия его смещения.

4. Изучение нового материала

.

Большинство химических реакций может протекать в двух противоположных направлениях, т.е. являются обратимыми.

Откроем учебник (Кузнецова Н.Е., Титова И.Н., Гара Н.Н., Химия 9 класс) параграф 2. Найдите в тексте определение, какие реакции называют обратимыми.

(Обратимыми – называются реакции, которые протекают при данных условиях одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном). В уравнениях обратимых реакций используют знак обратимости ().

Примером обратимой реакции может служить синтез йодоводорода из водорода и йода:

h3 (г) + I2(г) 2HI(г)

Скорость прямой реакции (V1) вначале максимальна, а скорость обратной (V2) – равняется нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В определённый момент времени скорости прямой и обратной реакций становятся равными (V1=V2).

Это означает, что реакция достигла состояния равновесия.

Отметим, что понятие равновесие можно использовать только по отношению к закрытой системе.

Запишем определение: состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Если записать реакцию, в которой наступило равновесие, в общем виде следующим образом: aA + bB cC + dD

То равновесие можно охарактеризовать через константу равновесия K. Эта величина показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.

Если константа равновесия больше единицы, что это значит? (Значит, на момент установления равновесия большая часть исходных веществ превратилась в продукт).

Вы часто встречались с механическим равновесием. Приведите примеры. (Весы в состояния равновесия, маятник).

В отличие от механического равновесия, при котором всякое движение прекращается, при химическом равновесии обе реакции (прямая и обратная) продолжают идти, но скорости их равны, и поэтому никакие изменения в системе не происходят. Если изменение условий не происходит, то состояние равновесия может продолжаться бесконечно долго. По вашему мнению, можно ли сместить химическое равновесие? Как вы предлагаете это делать?

Химическое равновесие легко нарушить. Изменяя определённые условия можно добиться смещения химического равновесия. При этом скорости прямой и обратной реакций становятся не одинаковыми.

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским учёным Ле Шателье: Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию.

Факторы, которые могут приводить к смещению химического равновесия:

А) Концентрация реагирующих веществ.
Б) Температура.
В) Давление.

Рассмотрим влияние этих факторов более подробно.

Влияние концентрации реагирующих веществ.

Повышение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону прямой реакции, понижение – в сторону обратной реакции.

Демонстрация опыта. В качестве равновесной системы используется реакция образования роданида железа (III) из хлорида железа (III) и роданида аммония.

FeCI3 + 3Nh5CNS –> Fe(CNS)3 + 3Nh5CI

Признаком, указывающим на смещение равновесия в ту или иную сторону, служит изменение интенсивности окраски раствора, обусловленной концентрацией роданида железа (III).

Проводим реакцию. Содержимое делим на две части. В один стакан добавляем 10 мл. исходного 0. 1М раствора хлорида железа (III).Наблюдаем увеличение интенсивности окраски. Вопрос к классу “почему”? Во второй стакан добавляем 20мл. насыщенного раствора хлорида аммония. Анализируем, почему идёт ослабление окраски.

Влияние температуры.

При нагревании системы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении в сторону экзотермической реакции.

Демонстрация опыта. В две пробирки крахмального клейстера добавляем две капли йода. Появляется синий цвет.

Крахмал + I2 –> вещество синего цвета

При нагревании пробирки окраска исчезает. Почему? В какую сторону смещается равновесие. При понижении температуры (охлаждаем пробирку) окраска проявляется. Почему? Куда смещается равновесие.

Какой знак теплового эффекта отвечает данной реакции?

Влияние давления.

Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема, при уменьшении давления равновесие смещается в сторону большего объема.

Так для увеличения выхода аммиака необходимо повышать давление в системе. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при которой число молекул газа уменьшается.

N2(г) + 3h3(г) 2Nh4(г)

Если же реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Как вы думаете, катализатор может повлиять на смещение химического равновесия?

Использование катализатора, приводящего к ускорению данной обратимой реакции, никак не влияет на состояние равновесия.

5. Закрепление нового материала

.

А сейчас мы вернёмся к эпиграфу нашего урока и постараемся полученные знания использовать при решении заданий.

Задание №1 (решаем, рассуждаем совместно).

Какой знак теплового эффекта, отвечающего процессу растворения кислорода в воде? Учитывайте тот факт, что с нагреванием растворимость кислорода в воде снижается.

O2 + вода водный раствор кислорода

Задание №2 (решаем совместно).

При термическом разложении карбоната кальция может установиться равновесие. В каком направлении оно будет смещаться при повышении температуры?

Задание №3 (самостоятельная работа).

Используя принцип Ле Шателье, определите в какую сторону сместится химическое равновесие при повышении или понижении температуры, давления, и концентрации:

N2 + O2 2NO — Q

Учащиеся решают самостоятельно, затем осуществляют самоконтроль, опираясь на материал слайда.

6. Подведение итогов.

Что нового и интересного вы узнали на данном уроке?

Почему нужно знать способы смещения химического равновесия?

В каких областях эти знания необходимы?

7.

Рефлексия. Выставление оценок.

8. Домашнее задание.

Параграф 2, знать основные понятия, внимательно прочитать выводы. Задача: укажите знак теплового эффекта растворения азота в воде (при нагревании растворимость азота в воде уменьшается).

Литература, используемая при составления конспекта урока:

  1. Бердоносов С.С., Менделеева Е.А. Материалы курса “Особенности содержания и методики преподавания избранных тем курса химии 8-9-х классов” – М.: Пед.университет “Первое сентября”, 2006.
  2. Кушнарев А.А. Экспресс – курс по неорганической химии с примерами, задачами, реакциями. 8-9 классы – М.: Школьная пресса, 2002.
  3. Химия. Пособие – репетитор для поступающих в вузы. /Под ред. Егорова – Ростов н/Д, Феникс, 2003
  4. Химия. Базовый уровень. Книга для учителя./ Под ред. О.С. Габриелян и др. – М.: Дрофа, 2009.

Химическое равновесие реакции

 

 

Существуют обратимые и необратимые химические реакции. Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях с сопоставимыми скоростями, называют обратимыми, например:

CH3COOH + CH3OH   CH3COOCH3 + H2O

В тот момент, когда скорости прямой и обратной реакций выравниваются, устанавливается химическое равновесие, то есть соотношение между продуктами реакций и исходными веществами остается постоянным. Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной, называется химическим равновесием. Такое состояние может сохраняться бесконечно долго, если не происходит изменения условий реакции (концентрации, температуры, давления). При изменении этих условий происходит смещение (или сдвиг) равновесия.
Смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье, который гласит: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается какое-либо внешнее воздействие, то система реагирует так, чтобы уменьшить это воздействие. Например:

 

Реакция протекает в газовой фазе, обратима, прямая реакция экзотермична. Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми.
При написании уравнений обратимых реакций вместо знака равенства ставят две противоположно направленные стрелки. Уравнение рассматриваемой выше реакции можно записать в виде:

 


Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой (константа скорости прямой реакции k1), справа налево – обратной (константа скорости обратной реакции k2). В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается вследствие концентрации исходных веществ, расходуемых на образование продуктов реакции. И наоборот, обратимая реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. Следовательно, скорость прямой реакции уменьшается, а обратной – увеличивается. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными.
Константа химического равновесия представляет собой отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции, а также отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ. Константа химического равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от концентрации.
Константа химического равновесия является количественной характеристикой химического равновесия и характеризует выход продуктов реакции. Если К >1, то в равновесной системе больше продуктов реакции, т.е. в данном случае выход продуктов реакции больше, чем исходных веществ. Если К<1, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, которых находится больше в равновесной системе.

Способы смещения химического равновесия

1. а). Увеличение концентрации одного из реагирующих веществ вызовет смещение равновесия в сторону его потребления, так, добавление в систему азота или водорода вызовет сдвиг равновесия вправо, а аммиака — влево. Уменьшение концентрации какого-либо из участников равновесия вызовет его образование. Так, например, связывая аммиак в соль, можно равновесие полностью сместить вправо.
2. б). Изменение давления вызовет в равновесной системе смещения в сторону той реакции, которая может компенсировать это изменение. В данном случае увеличение давления ускорит реакцию, идущую с уменьшением общего количества газообразных веществ, то есть равновесие сместится вправо, а уменьшение давления — реакцию, идущую с увеличением общего количества газообразных веществ, то есть равновесие сместится влево.
3. в). Увеличение температуры, то есть подвод тепла, смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением тепла, то есть эндотермической, а уменьшение температуры, то есть отнятие тепла, — в сторону реакции, идущей с выделением тепла, то есть экзотермической. В данном примере повышение температуры смещает равновесие влево, а понижение — вправо (в сторону синтеза аммиака).
4. г) Катализатор не влияет на положение равновесия, поскольку он в равной степени изменяет скорости прямой и обратной реакций.

Влияние на смещение химического равновесия. Химическое равновесие

Изучение параметров системы, включающей исходные вещества и продукты реакции, позволяет выяснить, какие факторы смещают химическое равновесие и ведут к желаемым изменениям. На выводах Ле Шателье, Брауна и других ученых о способах проведения обратимых реакций основаны промышленные технологии, позволяющие осуществить ранее казавшиеся невозможными процессы, получить экономическую выгоду.

Разнообразие химических процессов

По особенностям теплового эффекта многие реакции относят к экзо- или эндотермическим. Первые идут с образованием теплоты, например, окисление углерода, гидратация концентрированной серной кислоты. Второй тип изменений связан с поглощением тепловой энергии. Примеры эндотермических реакций: распад карбоната кальция с образованием гашеной извести и углекислого газа, образование водорода и углерода при термическом разложении метана. В уравнениях экзо- и эндотермических процессов необходимо указывать тепловой эффект. Перераспределение электронов между атомами реагирующих веществ происходит в окислительно-восстановительных реакциях. Четыре типа химических процессов выделяют по особенностям реагентов и продуктов:

Для характеристики процессов важна полнота взаимодействия реагирующих соединений. Этот признак лежит в основе деления реакций на обратимые и необратимые.

Обратимость реакций

Обратимые процессы составляют большинство среди химических явлений. Образование конечных продуктов из реагентов является прямой реакцией. В обратной же исходные вещества получаются из продуктов своего разложения или синтеза. В реагирующей смеси возникает химическое равновесие, при котором получается столько же соединений, сколько разлагается исходных молекул. В обратимых процессах вместо знака «=» между реагентами и продуктами используются символы «↔» или «⇌». Стрелки могут быть неодинаковыми по длине, что связано с доминированием одной из реакций. В химических уравнениях можно указывать агрегатные характеристики веществ (г — газы, ж — жидкости, т — твердые). Огромное практическое значение имеют научно обоснованные приемы влияния на обратимые процессы. Так, производство аммиака стало рентабельным после создания условий, сдвигающих равновесие в сторону образования целевого продукта: 3Н 2(г) + N 2(г) ⇌ 2NH 3(г) . Необратимые явления приводят к появлению нерастворимого или малорастворимого соединения, образованию газа, покидающего сферу реакции. К таким процессам можно отнести ионный обмен, распад веществ.

Химическое равновесие и условия его смещения

На характеристики прямого и обратного процессов влияет несколько факторов. Один из них — время. Концентрация взятого для реакции вещества постепенно снижается, а конечного соединения — возрастает. Реакция прямого направления идет все медленнее, обратный процесс набирает скорость. В определенный промежуток два противоположных процесса идут синхронно. Взаимодействие между веществами происходит, но концентрации не меняются. Причина — динамическое химическое равновесие, установившееся в системе. Его сохранение или изменение зависит от:

  • температурных условий;
  • концентрации соединений;
  • давления (для газов).

Смещение химического равновесия

В 1884 году выдающийся ученый из Франции А. Л. Ле Шателье предложил описание способов вывода системы из состояния динамического равновесия. В основе метода лежит принцип нивелирования действия внешних факторов. Ле Шателье обратил внимание, что в реагирующей смеси возникают процессы, компенсирующие влияние посторонних сил. Сформулированный французским исследователем принцип гласит, что изменение условий в состоянии равновесия благоприятствует протеканию реакции, ослабляющей постороннее воздействие. Смещение равновесия подчиняется этому правилу, оно соблюдается, когда меняется состав, температурные условия и давление. Технологии, основанные на выводах ученых, используются в промышленности. Многие химические процессы, считавшиеся практически неосуществимыми, проводятся благодаря способам смещения равновесия.

Влияние концентрации

Сдвиг равновесия происходит, если изъять из зоны взаимодействия определенные компоненты или дополнительно ввести порции вещества. Удаление продуктов из реакционной смеси обычно вызывает увеличение скорости их образования, добавление веществ, наоборот, приводит к их преимущественному распаду. В процессе этерификации для обезвоживания используют серную кислоту. При введении ее в сферу реакции повышается выход метилацетата: СН 3 СООН + СН 3 ОН ↔ СН 3 СООСН 3 + Н 2 О. Если добавлять кислород, взаимодействующий с диоксидом серы, то химическое равновесие смещается в сторону прямой реакции образования триоксида серы. Кислород связывается в молекулы SO 3 , его концентрация понижается, что согласуется с правилом Ле Шателье для обратимых процессов.

Изменение температуры

Процессы, идущие с поглощением или выделением тепла, — эндо- и экзотермические. Для смещения равновесия используется нагревание или отвод тепла от реагирующей смеси. Рост температуры сопровождается повышением скорости эндотермических явлений, в которых дополнительная энергия поглощается. Охлаждение приводит к преимуществу экзотермических процессов, идущих с выделением тепла. При взаимодействии диоксида углерода с углем нагревание сопровождается увеличением концентрации монооксида, а охлаждение ведет к преимущественному образованию сажи: СО 2(г) + С (т) ↔ 2СО (г) .

Влияние давления

Изменение давления — важный фактор для реагирующих смесей, включающих в себя газообразные соединения. Также следует обратить внимание на разницу объемов исходных и получившихся веществ. Понижение давления ведет к преимущественному протеканию явлений, в которых увеличивается общий объем всех компонентов. Рост давления направляет процесс в сторону снижения объема всей системы. Такая закономерность соблюдается в реакции образования аммиака: 0,5N 2(г) + 1,5Н 2(г) ⇌ NH 3(г) . Изменение давления не повлияет на химическое равновесие в тех реакциях, которые идут при неизменном объеме.

Оптимальные условия осуществления химического процесса

Создание условий для смещения равновесия во многом определяет развитие современных химических технологий. Практическое использование научной теории способствует получению оптимальных результатов производства. Наиболее яркий пример — получение аммиака: 0,5N 2(г) + 1,5Н 2(г) ⇌ NH 3(г) . Повышение содержания в системе молекул N 2 и Н 2 благоприятно для синтеза сложного вещества из простых. Реакция сопровождается выделением теплоты, поэтому снижение температуры вызовет увеличение концентрации NH 3 . Объем исходных компонентов больше, чем целевого продукта. Рост давления обеспечит повышение выхода NH 3 .

В условиях производства подбирают оптимальное соотношение всех параметров (температуры, концентрации, давления). Кроме того, имеет большое значение площадь соприкосновения между реагентами. В твердых гетерогенных системах увеличение поверхности ведет к росту скорости реакции. Катализаторы увеличивают скорость прямой и обратной реакции. Применение веществ с такими свойствами не приводит к смещению химического равновесия, но ускоряет его наступление.

Если система находится в состоянии равновесия, то она будет пребывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. Если же условия изменятся, то система выйдет из равновесия — скорости прямого и обратного процессов изменятся неодинаково — будет протекать реакция. Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры.

Рассмотрим каждый из этих случаев.

Нарушение равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции. Пусть водород, иодоводород и пары иода находятся в равновесии друг с другом при определенных температуре и давлении. Введем в систему дополнительно некоторое количество водорода. Согласно закону действия масс, увеличение концентрации водорода повлечет за собой увеличение скорости прямой реакции — реакции синтеза HI, тогда как скорость обратной реакции не изменится. В прямом направлении реакция будет теперь протекать быстрее, чем в обратном. В результате этого концентрации водорода и паров иода будут уменьшаться, что повлечет за собою замедление прямой реакции, а концентрация HI будет возрастать, что вызовет ускорение обратной реакции. Через некоторое время скорости прямой и обратной реакций вновь сравняются- установится новое равновесие. Но при этом концентрация HI будет теперь выше, чем она была до добавления , а концентрация — ниже.

Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Если при этом происходит увеличение концентраций веществ, стоящих в правой части уравнения (и, конечно, одновременно уменьшение концентраций веществ, стоящих слева), то говорят, что равновесие смещается вправо, т. е. в направлении течения прямой реакции; при обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево — в направлении обратной реакции. В рассмотренном примере равновесие сместилось вправо. При этом то вещество , увеличение концентрации которого вызвало нарушение равновесия, вступило в реакцию — его концентрация понизилась.

Таким образом, при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Нарушение равновесия вследствие изменения давления (путем уменьшения или увеличения объема системы). Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушиться при изменении объема системы.

Рассмотрим влияние давления на реакцию между монооксидом азота и кислородом:

Пусть смесь газов , и находится в химическом равновесии при определенной температуре и давлении. Не изменяя температуры, увеличим давление так, чтобы объем системы уменьшился в 2 раза. В первый момент парциальные давления и концентрации всех газов возрастут вдвое, но при этом изменится соотношение между скоростями прямой и обратной реакций — равновесие нарушится.

В самом деле, до увеличения давления концентрации газов имели равновесные значения , и , а скорости прямой и обратной реакций были одинаковы и определялись уравнениями:

В первый момент после сжатия концентрации газов увеличатся вдвое по сравнению с их исходными значениями и будут равны соответственно , и . При этом скорости прямой и обратной реакций будут определяться уравнениями:

Таким образом, в результате увеличения давления скорость прямой реакции возросла в 8 раз, а обратной — только в 4 раза. Равновесие в системе нарушится — прямая реакция будет преобладать над обратной. После того как скорости сравняются, вновь установится равновесие, но количество в системе возрастет, равновесие сместится вправо.

Нетрудно видеть, что неодинаковое изменение скоростей прямой и обратной реакций связано с тем, что в левой и в правой частях уравнения рассматриваемой реакции различно число молекул газов: одна молекула кислорода и две молекулы монооксида азота (всего три молекулы газов) превращаются в две молекулы газа — диоксида азота. Давление газа есть результат ударов его молекул о стенки сосуда; при прочих равных условиях давление газа тем выше, чем больше молекул заключено в данном объеме газа. Поэтому реакция, протекающая с увеличением числа молекул газов, приводит к возрастанию давления, а реакция, протекающая с уменьшением числа молекул газов, — к его понижению.

Помня об этом, вывод о влиянии давления на химическое равновесие можно сформулировать так:

При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т. е. в сторону понижения давления, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т. е. в сторону увеличения давления.

В том случае, когда реакция протекает без изменения числа молекул газов, равновесие не нарушается при сжатии или при расширении системы. Например, в системе

равновесие не нарушается при изменении объема; выход HI не зависит от давления.

Нарушение равновесия вследствие изменения температуры. Равновесие подавляющего большинства химических реакций сдвигается при изменении температуры. Фактором, который определяет направление смещения равновесия, является при этом знак теплового эффекта реакции. Можно показать, что при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении — в направлении экзотермической реакции.

Так, синтез аммиака представляет собой экзотермическую реакцию

Поэтому при повышении температуры равновесие в системе сдвигается влево — в сторону разложения аммиака, так как этот процесс идет с поглощением теплоты.

Наоборот, синтез оксида азота (II) представляет собой эндотермическую реакцию:

Поэтому при повышении температуры равновесие в системе сдвигается вправо — в сторону образования .

Закономерности, которые проявляются в рассмотренных примерах нарушения химического равновесия, представляют собою частные случаи общего принципа, определяющего влияние различных факторов на равновесные системы. Этот принцип, известный под названием принципа Ле Шателье, в применении к химическим равновесиям можно сформулировать так:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

Действительно, при введении в систему одного из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества. «При повышении давления оно смещается так, что давление в системе снижается; при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции — температура в системе падает.

Принцип Ле Шателье распространяется не только на химические, но и на различные физико-химические равновесия. Смещение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кристаллизация, растьорение, происходит в соответствии с принципом Ле Шателье.

Если внешние условия химического процесса не изменяются, то состояние химического равновесия может сохраняться сколь угодно долго. Изменением условий проведения реакции (температуры, давления, концентрации) можно добиться смещения или сдвига химического равновесия в требуемом направлении.

Смещение равновесия вправо приводит к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся в правой части уравнения. Смещение равновесия влево будет приводить к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся слева. При этом система перейдет в новое состояние равновесия, характеризующееся другими значениями равновесных концентраций участников реакции .

Смещение химического равновесия, вызванное изменением условий, подчиняется правилу, сформулированному в 1884 году французским физиком А. Ле Шателье (принцип Ле Шателье).

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, например, изменить температуру, давление или концентрации реагентов, то равновесие сместится в направлении той реакции, которая ослабляет оказываемое воздействие.

Влияние изменения концентрации на смещение химического равновесия.

Согласно принципу Ле Шателье увеличение концентрации любого из участников реакции вызывает смещение равновесия в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению концентрации этого вещества.

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении концентрации одного из исходных веществ возрастает скорость прямой реакции и равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции и наоборот;

При повышении концентрации одного из продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции, что приводит к смещению равновесия в направлении образования исходных веществ и наоборот.

Например, если в равновесной системе:

SO 2(г) + NO 2(г) SO 3(г) + NO (г)

увеличить концентрации SO 2 или NO 2 , то, в соответствии с законом действующих масс, возрастет скорость прямой реакции. Это приведет к смещению равновесия вправо, что обусловит расходование исходных веществ и увеличение концентрации продуктов реакции. Установится новое состояние равновесия с новыми равновесными концентрациями исходных веществ и продуктов реакции. При уменьшении концентрации, например, одного из продуктов реакции, система отреагирует таким образом, чтобы концентрацию продукта увеличить. Преимущество получит прямая реакция, приводящая к увеличению концентрации продуктов реакции.

Влияние изменения давления на смещение химического равновесия.

Согласно принципу Ле Шателье повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газообразных частиц, т.е. в сторону меньшего объема.

Например, в обратимой реакции:

2NO 2(г) 2NO (г) + O 2(г)

из 2 моль NO 2 образуется 2 моль NO и 1 моль O 2 . Стехиометрические коэффициенты перед формулами газообразных веществ указывают, что протекание прямой реакции приводит к увеличению числа моль газов, а протекание обратной реакции, наоборот, уменьшает число моль газообразного вещества. Если на такую систему оказать внешнее воздействие путем, например, путем увеличения давления, то система отреагирует таким образом, чтобы это воздействие ослабить. Давление может снизиться, если равновесие данной реакции сместится в сторону меньшего числа молей газообразного вещества, а значит, и меньшего объема.

Наоборот, повышение давления в этой системе связано со смещением равновесия вправо — в сторону разложения NO 2 , что увеличивает количество газообразного вещества.

Если число моль газообразных веществ до и после реакции остаетсяпостоянным, т.е. объем системы в ходе реакции не меняется, то изменение давления одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций и не оказывает влияния на состояние химического равновесия.

Например, в реакции:

H 2(г) + Cl 2(г) 2HCl (г) ,

общее количество моль газообразных веществ до и после реакции остается постоянным и давление в системе не меняется. Равновесие в данной системе при изменении давления не смещается.

Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.

В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое — эндотермическому. Так в реакции синтеза аммиака прямая реакция — экзотермическая, а обратная реакция — эндотермическая.

N 2(г) + 3H 2(г) 2NH 3(г) + Q (-ΔH).

При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций, однако, изменение скоростей происходит не в одинаковой степени. В соответствии с уравнением Аррениуса в большей степени на изменение температуры реагирует эндотермическая реакция, характеризующаяся большим значением энергии активации.

Следовательно, для оценки влияния температуры на направление смещения химического равновесия необходимо знать тепловой эффект процесса. Его можно определить экспериментально, например, с помощью калориметра, или рассчитать на основе закона Г. Гесса . Следует отметить, что изменение температуры приводит к изменению величины константы химического равновесия (K p).

Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. При понижении температуры равновесие смещается в направлении экзотермической реакции.

Таким образом, повышение температуры в реакции синтеза аммиака приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т. е. влево. Преимущество получает обратная реакция, протекающая с поглощением тепла.

Состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, называется химическим равновесием. Уравнение обратимой реакции в общем виде:

Скорость прямой реакции v 1 =k 1 [A] m [B] n , скорость обратной реакции v 2 =k 2 [С] p [D] q , где в квадратных скобках – равновесные концентрации. По определению, при химическом равновесии v 1 =v 2, откуда

К с =k 1 /k 2 = [С] p [D] q / [A] m [B] n ,

где К с – константа химического равновесия, выраженная через молярные концентрации. Приведенное математическое выражение нередко называют законом действия масс для обратимой химической реакции: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия.

Факторы, влияющие на химическое равновесие.

1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое — эндотермическому.

При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции.

2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.
Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом.

3. Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

Вопросы для самоконтроля:

1. Что такое скорость химической реакции и от каких факторов она зависит? От каких факторов зависит константа скорости?

2. Составить уравнение скорости реакции образования воды из водорода и кислорода и показать, как измениться скорость, если концентрацию водорода увеличить в три раза.

3. Как изменяется скорость реакции с течением времени? Какие реакции называются обратимыми? Чем характеризуется состояние химического равновесия? Что называется константой равновесия, от каких факторов она зависит?

4. Какими внешними воздействиями можно нарушить химическое равновесие? В каком направлении смешается равновесие при изменении температуры? Давления?

5. Каким образом можно сместить обратимую реакцию в определенном направлении и довести до конца?

Лекция № 12 (проблемная)

Растворы

Цель: Дать качественные заключения о растворимости веществ и количественную оценку растворимости.

Ключевые слова: Растворы – гомогенные и гетерогенные;истинные и коллоидные; растворимость веществ; концентрация растворов; растворы неэлектроилов; законы Рауля и вант-Гоффа.

План.

1. Классификация растворов.

2. Концентрация растворов.

3. Растворы неэлектролитов. Законы Рауля.

Классификация растворов

Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов).

По характеру агрегатного состояния растворы могут быть газообразными, жидкими и твердыми. Обычно компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают растворителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами. В случае одинакового агрегатного состояния компонентов растворителем считают тот компонент, который преобладает в растворе.

В зависимости от размеров частиц растворы делятся на истинные и коллоидные. В истинных растворах (часто называемых просто растворами) растворенное вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня, частицы растворенного вещества не видимы ни визуально, ни под микроскопом, свободно передвигаются в среде растворителя. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы, неограниченно стабильные во времени.

Движущими силами образования растворов являются энтропийный и энтальпийный факторы. При растворении газов в жидкости энтропия всегда уменьшается ΔS 0). Чем сильнее взаимодействие растворенного вещества и растворителя, тем больше роль энтальпийного фактора в образовании растворов. Знак изменения энтальпии растворения определяется знаком суммы всех тепловых эффектов процессов, сопровождающих растворение, из которых основной вклад вносят разрушение кристаллической решетки на свободные ионы (ΔH > 0) и взаимодействие образовавшихся ионов с молекулами растворителя (сольтивация, ΔH нерастворимых веществ нет) всегда ΔG = ΔH – T·ΔS жидких растворов (расплавов) процесс растворения идет самопроизвольно (ΔG

Концентрация насыщенного раствора определяется растворимостью вещества при данной температуре. Растворы с меньшей концентрацией называются ненасыщенными.

Растворимость для различных веществ колеблется в значительных пределах и зависит от их природы, взаимодействия частиц растворенного вещества между собой и с молекулами растворителя, а также от внешних условий (давления, температуры и т. д.)

В химической практике наиболее важны растворы, приготовленные на основе жидкого растворителя. Именно жидкие смеси в химии называют просто растворами. Наиболее широко применяемым неорганическим растворителем является вода. Растворы с другими растворителями называются неводными.

Растворы имеют чрезвычайно большое практическое значение, в них протекают многие химические реакции, в том числе и лежащие в основе обмена веществ в живых организмах.

Концентрация растворов

Важной характеристикой растворов служит их концентрация, которая выражает относительное количество компонентов в растворе. Различают массовые и объемные концентрации, размерные и безразмерные.

К безразмерным концентрациям (долям) относятся следующие концентрации:

Массовая доля растворенного вещества W (B) выражается в долях единицы или в процентах:

где m(B) и m(A) – масса растворенного вещества B и масса растворителя A.

Объемная доля растворенного вещества σ(B) выражается в долях единицы или объемных процентах:

где V i – объем компонента раствора, V(B) – объем растворенного вещества B. Объемные проценты называют градусами *) .

*) Иногда объемная концентрация выражается в тысячных долях (промилле, ‰) или в миллионных долях (млн –1), ppm.

Мольная доля растворенного вещества χ(B) выражается соотношением

Сумма мольных долей k компонентов раствора χ i равна единице

К размерным концентрациям относятся следующие концентрации:

Моляльность растворенного вещества C m (B) определяется количеством вещества n(B) в 1 кг (1000 г) растворителя, размерность моль/кг.

Молярная концентрация вещества B в растворе C (B) – содержание количества растворенного вещества B в единице объема раствора, моль/м 3 , или чаще моль/литр:

где μ(B) – молярная масса B, V – объем раствора.

Молярная концентрация эквивалентов вещества B C Э (B) (нормальность – устаревш.) определяется числом эквивалентов растворенного вещества в единице объема раствора, моль/литр:

где n Э (B) – количество вещества эквивалентов, μ Э – молярная масса эквивалента.

Титр раствора вещества B(T B) определяется массой растворенного вещества в г, содержащегося в 1 мл раствора:

Г/мл или г/мл.

Массовые концентрации (массовая доля, процентная, моляльная) не зависят от температуры; объемные концентрации относятся к определенной температуре.

Все вещества в той или иной степени способны растворяться и характеризуются растворимостью. Некоторые вещества неограниченно растворимы друг в друге (вода-ацетон, бензол-толуол, жидкие натрий-калий). Большинство соединений ограниченно растворимы (вода-бензол, вода-бутиловый спирт, вода-поваренная соль), а многие малорастворимы или практически нерастворимы (вода-BaSO 4 , вода-бензин).

Растворимостью вещества при данных условиях называют его концентрацию в насыщенном растворе. В таком растворе достигается равновесие между растворяемым веществом и раствором. В отсутствие равновесия раствор остается стабильным, если концентрация растворенного вещества меньше его растворимости (ненасыщенный раствор), или нестабильным, если в растворе содержится вещества больше его растворимости (пересыщенный раствор).

1. Среди всех известных реакций различают реакции обратимые и необратимые. При изучении реакций ионного обмена были перечислены условия, при которых они протекают до конца. ().

Известны и такие реакции, которые при данных условиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде сернистого газа происходит реакция: SO 2 +H 2 O → H 2 SO 3 . Но оказывается, что в водном растворе может образоваться только определенное количество сернистой кислоты. Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, и происходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду. Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходит две реакции – прямая (между оксидом серы и водой) и обратная (разложение сернистой кислоты). SO 2 +H 2 O ↔ H 2 SO 3 .

Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

2. Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции(υ пр ) должна быть максимальной,а скорость обратной реакции (υ обр ) равняется нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В определенный момент времени скорость прямой и обратной реакций становятся равными:

Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия:

υ пр = υ обр

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

В состоянии химического равновесия количественное соотношение между реагирующими веществами и продуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление.

Количественно состояние химического равновесия описывается законом действующих масс.

При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ в реакционной смеси.

Эта постоянная величина называется константой равновесия k

Так для реакции: N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г) + 92,4 кДжконстанта равновесия выражается так:

υ 1 = υ 2

υ 1 (прямой реакции) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , где – равновесные молярные концентрации, = моль/л

υ 2 (обратной реакции) = k 2 [ NH 3 ] 2

k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ NH 3 ] 2

K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – константа равновесия .

Химическое равновесие зависит – от концентрации, давления, температуры.

Принцип определяет направление смешения равновесия:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону обратную этому воздействию.

1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

Например, K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

При добавлении в реакционную смесь, например азота , т.е. возрастает концентрация реагента, знаменатель в выражении для К увеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия должен увеличиться и числитель. Таким образом, в реакционной смеси возрастает количество продукта реакции. В таком случае говорят о смещении химического равновесия вправо, в сторону продукта.

Таким образом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации продуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в сторону реагентов, т.е. в сторону обратной реакции.

Изменение массы твердого вещества не изменяет положение равновесия.

2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

а) N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г) + 92,4 кДж (экзотермическая – выделение тепла)

При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции разложения аммиака (←)

б) N 2 (Г) + O 2 (Г) ↔ 2 NO (Г) – 180,8 кДж(эндотермическая -поглощение тепла)

При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции образования NO (→)

3) Влияние давления (только для газообразных веществ) – при увеличении давления, равновесие смещается в сторону образовани я веществ, занимающих меньший о б ъ ём.

N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г)

1 V N 2

3 V H 2

2 V NH 3

При повышении давления ( P ): до реакции 4 V газообразных веществ после реакции 2 V газообразных веществ, следовательно, равновесие смещается вправо ( )

При увеличении давления, например, в 2 раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно, концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

В этом случае числитель выражения для К увеличится в 4 раза, а знаменатель в 16 раз, т. е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрасти концентрация аммиака и уменьшиться концентрации азота и водо рода. Равновесие сместится вправо.

Итак, при повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в сторону увеличения объёма.

Изменение давления практически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы не участвуют, практически не зависит от давления.

! На течение химической реакции влияют вещества – катализаторы. Но при использовании катализатора понижается энергия активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не смещается.

Решите задачи:

№1. Исходные концентрации СO и O 2 в обратимой реакции

2CO (г) + O 2 (г)↔ 2 CO 2 (г)

Равны соответственно 6 и 4 моль/л. Вычислите константу равновесия, если концентрация CO 2 в момент равновесия равна 2 моль/л.

№2. Реакция протекает по уравнению

2SO 2 (г) + O 2 (г) = 2SO 3 (г) + Q

Укажите, куда сместится равновесие, если

а) увеличить давление

б) повысить температуру

в) увеличить концентрацию кислорода

г) введение катализатора?

8.2: Химическое равновесие — Химия LibreTexts

Результаты обучения

  • Объясните химическое равновесие.
  • Напишите выражение для вычисления \(K\).
  • Рассчитать и сравнить значения Q и K.
  • Предсказать относительное количество реагентов и продуктов на основе константы равновесия \(K\).

Газообразный водород и йод реагируют с образованием йодистого водорода в соответствии со следующей реакцией:

\[\ce{H_2} \left( g \right) + \ce{I_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{HI} \left( g \right)\]

\[\begin{align} &\text{Прямая реакция:} \: \: \ce{H_2} \left( g \right) + \ce{I_2} \left( g \right) \rightarrow 2 \ce {HI} \left( g \right) \\ &\text{Обратная реакция:} \: \: 2 \ce{HI} \left( g \right) \rightarrow \ce{H_2} \left( g \right ) + \ce{I_2} \left( g \right) \end{align}\]

Первоначально происходит только прямая реакция, поскольку \(\ce{HI}\) отсутствует. Как только некоторое \(\ce{HI}\) образовалось, оно начинает разлагаться обратно на \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\). Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В конце концов скорость объединения \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\) для получения \(\ce{HI}\) становится равной скорости разложения \(\ce{HI }\) в \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\). Когда скорости прямой и обратной реакции сравнялись, реакция достигла состояния равновесия. Химическое равновесие – это состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Равновесие в реакции: \(\ce{H_2} \left( g \right) + \ce{I_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{HI} \влево(г\вправо)\).

Химическое равновесие может быть достигнуто независимо от того, начинается ли реакция со всеми реагентами и без продуктов, со всеми продуктами и без реагентов или с некоторыми из них. На рисунке ниже показаны изменения концентрации \(\ce{H_2}\), \(\ce{I_2}\) и \(\ce{HI}\) для двух разных реакций. В реакции, изображенной на графике слева (A), реакция начинается с присутствия только \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\). Изначально \(\ce{HI}\) нет. По мере приближения реакции к равновесию концентрации \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\) постепенно уменьшаются, а концентрация \(\ce{HI}\) постепенно увеличивается. Когда кривая выравнивается и все концентрации становятся постоянными, равновесие достигнуто. В равновесии концентрации всех веществ постоянны.

В реакции B процесс начинается только с \(\ce{HI}\) и без \(\ce{H_2}\) или \(\ce{I_2}\). В этом случае концентрация \(\ce{HI}\) постепенно уменьшается, а концентрации \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\) постепенно увеличиваются, пока снова не будет достигнуто равновесие. Обратите внимание, что в обоих случаях относительное положение равновесия одинаково, о чем свидетельствуют относительные концентрации реагентов и продуктов. Концентрация \(\ce{HI}\) в равновесии значительно выше, чем концентрации \(\ce{H_2}\) и \(\ce{I_2}\).Это верно независимо от того, началась ли реакция со всеми реагентами или со всеми продуктами. Положение равновесия является свойством конкретной обратимой реакции и не зависит от того, как было достигнуто равновесие.

Рисунок \(\PageIndex{2}\): Равновесие между реагентами и продуктами достигается независимо от того, начинается ли реакция с реагентов или продуктов.

Условия равновесия и типы равновесия

Может показаться заманчивым думать, что как только будет достигнуто равновесие, реакция остановится.Химическое равновесие представляет собой динамический процесс. Прямая и обратная реакции продолжают протекать даже после достижения равновесия. Однако, поскольку скорости реакций одинаковы, относительные концентрации реагентов и продуктов реакции, находящейся в равновесии, не изменяются. Условия и свойства системы в равновесии приведены ниже.

  1. Система должна быть закрытой, т. е. никакие вещества не могут попасть в систему или выйти из нее.
  2. Равновесие — это динамический процесс.Даже если мы не обязательно видим реакции, имеют место как прямые, так и обратные реакции.
  3. Скорости прямой и обратной реакции должны быть равны.
  4. Количество реагентов и продуктов не должно быть равным. Однако после достижения равновесия количества реагентов и продуктов будут постоянными.

Описание равновесия в этом понятии относится главным образом к равновесию между реагентами и продуктами химической реакции.Другие типы равновесия включают фазовое равновесие и равновесие раствора. Фазовое равновесие возникает, когда вещество находится в равновесии между двумя состояниями. Например, закрытая пробкой колба с водой достигает равновесия, когда скорость испарения равна скорости конденсации. Равновесие в растворе возникает, когда твердое вещество находится в насыщенном растворе. В этот момент скорость растворения равна скорости рекристаллизации. Хотя все это разные типы преобразований, большинство правил, касающихся равновесия, применимы к любой ситуации, в которой процесс протекает обратимо.

Эритроциты переносят кислород к тканям, чтобы они могли функционировать. В отсутствие кислорода клетки не могут выполнять свои биохимические функции. Кислород перемещается к клеткам, прикрепленным к гемоглобину, белку, содержащемуся в эритроцитах. В случаях отравления угарным газом \(\ce{CO}\) гораздо прочнее связывается с гемоглобином, блокируя присоединение кислорода и снижая количество кислорода, достигающего клеток. Лечение включает в себя вдыхание пациентом чистого кислорода для вытеснения угарного газа.Равновесная реакция, показанная ниже, иллюстрирует сдвиг вправо при добавлении в систему избытка кислорода:

\[\ce{Hb(CO)_4} \left( aq \right) + 4 \ce{O_2} \left( g \right) \rightleftharpoons \ce{Hb(O_2)_4} \left( aq \right ) + 4 \ce{CO} \left( g \right)\]

Константа равновесия

Рассмотрим гипотетическую обратимую реакцию, в которой реагенты \(\ce{A}\) и \(\ce{B}\) реагируют с образованием продуктов \(\ce{C}\) и \(\ce{D}\ ). Это равновесие можно показать ниже, где строчные буквы обозначают коэффициенты каждого вещества.

\[a \ce{A} + b \ce{B} \rightleftharpoons c \ce{C} + d \ce{D}\]

Как мы установили, скорости прямой и обратной реакций при равновесии одинаковы, поэтому концентрации всех веществ постоянны. Поскольку это так, то само собой разумеется, что соотношение концентраций для любой данной реакции при равновесии сохраняет постоянное значение. Константа равновесия \(\left( K_\text{eq} \right)\) есть отношение математического произведения продуктов реакции к математическому произведению концентраций реагентов реакции.б}\]

Концентрации каждого вещества, указанные в квадратных скобках вокруг формулы, измеряются в молярных единицах \(\left( \text{моль/л} \right)\).

Значение константы равновесия любой реакции определяется только экспериментально. Как подробно описано в предыдущем разделе, положение равновесия для данной реакции не зависит от исходных концентраций, и поэтому значение константы равновесия действительно постоянно. Однако это зависит от температуры реакции.Это связано с тем, что равновесие определяется как состояние, возникающее в результате равенства скоростей прямой и обратной реакций. Если температура изменится, соответствующее изменение скоростей этих реакций изменит константу равновесия. Для любой реакции, в которой задано \(K_\text{eq}\), должна быть указана температура.

Когда \(K_\text{eq}\) больше 1, числитель больше знаменателя, поэтому предпочтение отдается продуктам, что означает, что концентрация его продуктов больше, чем концентрация реагентов.

Если \(K_\text{eq}\) меньше 1, то предпочтение отдается реагентам, поскольку знаменатель (реагенты) больше числителя (продукты).

Когда \(K_\text{eq}\) равно 1, то концентрации реагентов и продуктов примерно равны.

Коэффициент реакции

Коэффициент реакции \(Q\) используется при вопросе, находимся ли мы в равновесии. Вычисление для \(Q\) равно , точно так же, как и для \(K\), но мы можем использовать \(K\), только когда знаем, что находимся в равновесии.Сравнение \(Q\) и \(K\) позволяет предсказать направление реакции.

  • \(Q\) = \(K\) равновесие
  • \(Q\) < \(K\) реакция идет вправо с образованием большего количества продуктов и уменьшением количества реагентов, поэтому значение \(Q\) увеличится
  • \(Q\) > \(K\) реакция протекает влево с образованием большего количества реагентов и уменьшением количества продуктов, поэтому значение \(Q\) уменьшится

Авторы и авторство

  • Эллисон Сульт, Ph. Д. (факультет химии, Университет Кентукки)

(PDF) Стабильность, смещение и умеренность химического равновесия: новое открытие принципа Ле Шателье

Коимбра, Португалия, 3–7 сентября 2007 г.

Международная конференция по инженерному образованию – ICEE 2007 эта статья была написана в то время как

CGO-F. был приглашенным научным сотрудником на кафедре

материаловедения и инженерии Университета штата Пенсильвания.

Компания MatSE выражает благодарность за финансовую поддержку и предоставление исследовательского оборудования

.

R

ССЫЛКИ

[1]

J. E. Lacy, «Равновесия, которые сдвигаются влево при добавлении большего количества реагента»,

J. Chem. Образование

., том. 82, с.

Хим. Образовательный

, том. 83, стр. 138-144, 2006.

[3]

E. Martinez Torres, “Влияние возмущения на

химическое равновесие: Сравнение с принципом Ле Шателье”,

J. Chem.

Учеб.

, том. 84, стр. 516-519, 2007.

[4]

J. De Heer, «Принцип Ле Шателье и Брауна»,

J. Chem.

Учеб.

, том. 34, стр. 375-380, 1957.

[5]

Z.-K.Liu, J. Ågren и M. Hillert, «Применение принципа Ле Шателье

к газовым реакциям»,

Fluid Phase Equilib

., vol. 121, стр. 167-

177, 1996.

[6]

Дж. Куилес, «Изменения концентрации и парциального давления в химических равновесиях

: недоразумения студентов и учителей»,

Chem. Образовательный Рез. Практ

., т. 5, стр. 281-300, 2004.

[7]

H. Le Chatelier, «Sur la loi du déplacement de l’équilibre chimique»,

Compt. Ренд

., т. 196, pp. 1557-1560, 1933.

[8]

H. Le Chatelier, «Sur un enoncé général des lois des équilibres

chimiques»,

Compt. Ренд

., т. 99, стр. 786-789, 1884.

[9]

Дж. Оливер и Дж. Курц (без даты), Анри Луи Ле Шателье: Человек

принципа. Национальный фонд стипендий Вудро Вильсона,

Принстон, Нью-Джерси. [Онлайн]. Доступно: http://www.woodrow.org/учителя/

ci/1992/LeChatelier.html

[10]

Л. Кац, «Систематический способ избежать применения принципа Ле Шателье в

химических реакциях»,

J. Chem. Образование

., том. 38, с.хим. Образование

., том. 80, pp. 1211-1219, 2003.

[12]

H. Le Chatelier «Recherches expérimentales et théoriques sur les

équilibres chimiques»,

Ann. Мины

, том. 13, pp. 157-382, 1888.

[13]

H. Le Chatelier,

Les Principes Fondamentaux de l’énergétique et leur

application aux phénomènes chimiques

3 90. Париж: Gauthier-Villars & Fils,

1894, стр.21-27.

[14]

H. Le Chatelier,

Leçons sur le carbone. La горение. Les lois

chimiques

. Paris: Librairie Scientifique J. Hermann, 1926, стр. 350-

358.

[15]

H. Le Chatelier «Sur la loi du déplacement de l’équilibre chimique»,

Compt. Ренд

., т. 196, pp. 1753-1757, 1933.

[16]

Р. Этьен, «Sur le déplacement de l’équilibre par Variation de Masse»,

Compt.Ренд

., т. 196, pp. 1887-1889, 1933.

[17]

J. de Heer, «Le Chatelier, научный принцип или «священная корова»»,

J.

Chem. Образование

., том. 35, pp. 133-136, 1958.

[18]

Г. М. Боднер, «О неправильном использовании принципа Ле Шателье для

предсказания температурной зависимости растворимости солей»,

J.

хим. Образование

., том.57, pp. 117-119, 1980.

[19]

Трептов Р. С. Принцип Ле Шателье. Повторное исследование и метод

графической иллюстрации»,

J. Chem. Образование

., том. 57, pp. 417-420, 1980.

[20]

R. Fernandez-Prini, «Принцип Ле Шателье и предсказание влияния температуры на растворимость»,

J. Chem. Образование

., том. 59, стр. 550-

553, 1982.

[21]

Ж.Голд, В. Голд, «Преподавание химического равновесия. Принцип Ле Шателье

и законы Вант-Гоффа»,

Educ. Chem

., vol. 22, стр. 82-85,

1985.

[22]

Х. Килес-Пардо и Дж. Дж. Солаз-Портолес, «Студенты и учителя». химического равновесия»,

J. Res. науч. Научи

., т. 1, с.32, стр.

939-957, 1995.

[23]

J. Quílez Pardo, «Persistencia de errores conceptes relacionados con

la correcta aplication del principio de le Chatelier»,

3 . Quim

.,

том. 9, pp. 367-377, 1998.

[24]

J. W. Gibbs,

Научные статьи

, vol. 1. Нью-Йорк: Довер, 1961, стр.

55-353.

[25]

Дж. В. Гиббс (пер.H. Le Chatelier),

Équilibre des systemes

chimiques

. Париж: Г. Карре-К. Naud, 1899, стр. v-xii.

[26]

там же

, стр. 85, 91, 110. хим. Образовательный Рез. Практика. Европа

, том. 2, pp. 303-

312, 2001.

[28]

И. Пригожин и Р.Дефай,

Химическая термодинамика

. Лондон:

Longmans, Green & Co., 1954, стр. 262–269.

[29]

К. Дж. Пингс, «Термодинамика химического равновесия – I. Эффект

температуры и давления»,

Chem. англ. Sci

., т. 1, с. 16, стр. 181-188,

1961.

[30]

CJ Pings, «Термодинамика химического равновесия – II. Влияние

объема, энтропии и энтальпии»,

Хим.англ. Sci

., т. 1, с. 18, pp. англ.

Науч.

, том. 23, pp. 289–296, 1968.

[32]

C. Оливера Ф., «Equilibrio quimico estable y principios de Le Chatelier.

(1) Relaciones generales»,

Scientia

, vol.155, стр. 1–21, 1980.

[33]

К. Оливера Ф., «Equilibrio quimico estable y principios de Le Chatelier.

(2) Reacciones en fase gaseosa perfect»,

Scientia

, vol. 156/157, стр. 41-

49, 1981.

[34]

Р. Гилмор, «Взаимные отношения Ле Шателье»,

J. Phys. Chem

., vol.

76, стр. 5551-5553, 1982.

[35]

C. Olivera-Fuentes, «Обобщенная формулировка принципа Ле Шателье

», в

Proc.X Межамериканский химический конгресс

Engineering

, 1983, vol. I, стр. 73-76.

[36]

C. Olivera-Fuentes,

Estabilidad, desplazamiento y moderación del

равновесные реактивные системы

. Каракас: Университет Симона Боливара,

1984, стр. 55–80.

[37]

Х. Гуэмес, С. Веласко и М. А. Матиас, «Тепловые коэффициенты и

теплоемкости в системах с химической реакцией.Принцип Ле Шателье –

Брауна»,

J. Chem. Образование

., том. 72, стр. 199-202, 1995

[38]

И. Фиштик, И. Надьпал и И. Гутман, «Реакции реакции: способ

объяснить необычное поведение множественных равновесных систем»,

J

Хим. соц. Фарадей Транс

., т. 91, pp. 259-267, 1995.

[39]

J. Quílez-Pardo and J. J. Solaz-Portolès, «Una Formulación sencilla,

cuantitativa y precisa para el principio de Le Chatelier»,

3.Quim.,

vol. 7, pp. 202-208, 1996.

[40]

Р. Хаазе, «Равновесие твердое тело-жидкость», в

Международная энциклопедия

Физическая химия и химическая физика

, Тема 13, том. 1. Оксфорд:

Pergamon Press, 1969, стр. 6-7.

[41]

П. А. Самуэльсон, «Расширение принципа Ле-Шателье»,

Econometrics

, vol. 28, стр. 368-379, 1960.

[42]

С.А. Самуэльсон, «Максимальные принципы в аналитической экономике»,

Synthèse

, vol. 31, стр. 323-344, 1975.

[43]

П. А. Самуэльсон,

Основы экономического анализа

. Нью-Йорк:

Атенеум, 1971, титульный лист.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера на прием файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только та информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Выражения равновесия

Выражения равновесия


Равновесие Постоянные выражения

Реакции не прекращаются, когда они приходят в равновесие.Но прямая и обратная реакции находятся в равновесии, поэтому нет чистого изменения концентраций реагентов или продуктов, и реакция, по-видимому, останавливается на макроскопическом шкала. Химическое равновесие является примером динамического баланс между противодействующими силами прямой и обратной реакции не статический баланс.

Давайте посмотрим на логические следствия предположения, что реакция между ClNO 2 и NO в конечном итоге достигает равновесие.

ClNO 2 ( г ) + НЕТ( г ) НЕТ 2 ( г ) + ClNO( г )

Скорости прямой и обратной реакции одинаковы когда эта система находится в равновесии.

В равновесии:   скорость вперед = курс реверс

Замена законов скорости для прямого и обратного реакции в это равенство дает следующий результат.

В равновесии:   к f (ClNO 2 )(НЕТ) = к р (NO 2 )(ClNO)

Но это уравнение справедливо только тогда, когда система равновесия, поэтому мы должны заменить (ClNO 2 ), (NO), (NO 2 ) и термины (ClNO) с символами, которые указывают что реакция находится в равновесии. По соглашению мы используем квадрат кронштейны для этой цели. Уравнение, описывающее баланс между прямой и обратной реакциями, когда система находится в Поэтому равновесие должно быть записано следующим образом.

В равновесии:   k f [ClNO 2 ][NO] = k r [NO 2 ][ClNO]

Преобразование этого уравнения дает следующий результат.

Начиная с k f и k r константы, отношение k f к k r также должно быть константой. Это соотношение является равновесием . константа для реакции, K c . Соотношение концентраций реагентов и продуктов равно известное как выражение константы равновесия .

   

Независимо от комбинации концентраций реагентов и продукты, с которых мы начинаем, реакция достигнет равновесия, когда отношение концентраций, определяемое равновесием постоянное выражение равно константе равновесия для реакция.Мы можем начать с большого количества ClNO 2 и очень мало NO или много NO и очень мало ClNO 2 . Это не имеет значения. Когда реакция достигает равновесия, зависимость между концентрациями реагентов и продукты, описываемые выражением константы равновесия, будут всегда быть одинаковым. При 25 o С эта реакция всегда достигает равновесия, когда отношение этих концентраций равно 1,3 х 10 4 .

Процедура, используемая в этом разделе для получения равновесия константное выражение работает только с реакциями, происходящими в одностадийный, такой как перенос атома хлора из ClNO 2 на НЕТ. Многие реакции включают ряд стадий превращения реагентов. в продукты. Но любая реакция, которая достигает равновесия, не независимо от того, насколько он прост или сложен, имеет константу равновесия выражение, удовлетворяющее правилам следующего раздела.


Правила письма Постоянные выражения равновесия

  • Даже если химические реакции достигают равновесия происходят в обоих направлениях, реагенты с правой стороны уравнения считаются «продукты» реакции и реагенты на левая часть уравнения принимается равной «реагенты.»
  • Продукты реакции всегда пишутся над строчка в числителе.
  • Реагенты всегда пишутся под чертой в знаменатель.
  • Для однородных систем константа равновесия выражение содержит термин для каждого реагента и каждого продукт реакции.
  • Числитель выражения константы равновесия равен произведение концентраций «продукты» реакции, возведенные в степень равным коэффициенту для этой составляющей в сбалансированное уравнение реакции.
  • Знаменатель равновесия постоянное выражение есть произведение концентраций «реагентов», возведенных в степень, равную коэффициент для этой составляющей в сбалансированном уравнение реакции.

Газофазные реакции были выбраны для этого введения в кинетика и равновесие, потому что они являются одними из самых простых химические реакции. Однако у некоторых может возникнуть вопрос, почему постоянные выражения равновесия в предыдущем упражнении: выражается через концентрации газов в единицах моль на литр.

единицы концентрации были использованы, чтобы подчеркнуть взаимосвязь между химическим равновесием и скоростью химических реакций, которые указываются в виде концентраций реагенты и продукты. Этот выбор единиц обозначается добавление индекса « к символам для константы равновесия, чтобы показать, что они были рассчитаны из концентрации компонентов реакции.


Изменение или Объединение равновесных реакций

Что происходит с величиной константы равновесия для реакция, когда мы переворачиваем уравнение? Рассмотрим например, после реакции.

ClNO 2 ( г ) + НЕТ( г ) НЕТ 2 ( г ) + ClNO( г )

Выражение константы равновесия для этого уравнения: написано следующим образом.

Поскольку это обратимая реакция, ее также можно представлен уравнением, записанным в обратном направлении.

НЕТ 2 ( г ) + ClNO( г ) ClNO 2 ( г ) + НЕТ( г )

Выражение константы равновесия теперь записывается следующим образом.

Каждое из этих выражений константы равновесия является обратным другого.Таким образом, мы можем вычислить K c путем деления К с на 1.

Мы также можем рассчитать константы равновесия, комбинируя два или более реакций, для которых значение K c известен. Предположим, например, что мы знаем равновесие константы следующих газофазных реакций при 200 o С.

Н 2 ( г ) + О 2 ( г ) 2 НО( г )   К с1 = 2,3 х 10 -19
             
2 НО( г ) + О 2 ( г ) 2 НЕТ 2 ( г )   К c2 = 3 x 10 6

Мы можем объединить эти реакции, чтобы получить общее уравнение для реакции между N 2 и O 2 с образованием № 2 .

  Н 2 ( г ) + О 2 ( г ) 2 НО( г )
+ 2 НО( г ) + О 2 ( г ) 2 НЕТ 2 ( г )
______________________________________________________________
  Н 2 ( г ) + 2 О 2 ( г ) 2 НЕТ 2 ( г )

Легко показать, что выражение константы равновесия полная реакция равна произведению константы равновесия для двух стадий в этом реакция.

Таким образом, константа равновесия всей реакции равна равно произведению констант равновесия для отдельные шаги.

К с = К с1 х К с2 = (2,3 х 10 -19 )(3 х 10 6 ) = 7 х 10 -13


Реакция Коэффициенты: способ определить, находится ли реакция в равновесии

У нас есть модель, описывающая, что происходит, когда реакция достигает равновесия: на молекулярном уровне скорость скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.Поскольку реакция протекает в обоих направлениях с одинаковой скоростью, нет видимых изменений в концентрациях реагентов или продуктов в макроскопическом масштабе уровень предметы, видимые невооруженным глазом. Эту модель также можно использовать для предсказать направление, в котором реакция должна сместиться, чтобы достичь равновесие.

Если концентрации реагентов слишком велики для реакция находится в равновесии, скорость прямой реакции будет быстрее, чем обратная реакция, и часть реагенты будут превращаться в продукты до тех пор, пока не установится равновесие достигнуто.И наоборот, если концентрации реагентов слишком мала, скорость обратной реакции будет больше скорости прямая реакция, и реакция преобразует часть избыточные продукты обратно в реагенты, пока система не достигнет равновесие.

Мы можем определить направление, в котором должна идти реакция. сдвиг для достижения равновесия путем расчета реакции частное ( Q c ) для реакция.Коэффициент реакции определяется как произведение концентрации продуктов реакции, деленные на произведение концентраций реагентов в любой момент времени время.

Чтобы проиллюстрировать, как используется коэффициент реакции, давайте рассмотрим следующую газофазную реакцию.

Н 2 ( г ) + I 2 ( г ) 2 HI( г )  

Выражение константы равновесия для этой реакции: написано следующим образом.

По аналогии можно написать выражение для реакции частное следующим образом.

Q c может принимать любое значение между ноль и бесконечность. Если в системе много HI и очень мало H 2 и I 2 реакция частное очень велико. Если в системе относительно мало HI и большое количество H 2 и I 2 , коэффициент реакции очень мал.

В любой момент времени есть три возможности.

1. Q c меньше, чем K c . Система содержит слишком много реагента и слишком мало продукта для находиться в равновесии. Значение Q c должна возрастать, чтобы реакция достигла равновесия. Таким образом, реакция должна превратить часть реагентов в продукты приходят в равновесие.

2. Q c равно К с . Если это так, то реакция находится в равновесии.

3. Q c больше, чем K c . Система содержит слишком много продукта и недостаточно реагента для находиться в равновесии.Значение Q c должно стать меньше, прежде чем реакция сможет прийти к равновесию. Таким образом, реакция должна превратить часть продуктов в реагентов для достижения равновесия.

Практическая задача 2:

Предположим что концентрации H 2 , I 2 , и HI можно измерить для следующей реакции в любой момент времени.

H 2 ( г ) + I 2 ( г ) 2 HI( г ) К с = 60

Для каждого из следующих наборов концентраций определить, находится ли реакция в равновесии. Если оно нет, решите, в каком направлении он должен идти, чтобы достичь равновесие.

(а) (H 2 ) = (I 2 ) = (HI) = 0.010 М

(б) (HI) = 0,30 М ; (Н 2 ) = 0,01 М ; (I 2 ) = 0,15 М

(с) (H 2 ) = (HI) = 0,10 M ; (я 2 ) = 0,0010 М

Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на практическое задание 2


Изменения в Концентрация, возникающая при достижении равновесия реакции

Относительный размер Q c и K c поскольку реакция говорит нам, находится ли реакция в равновесии при любой момент времени. Если это не так, относительный размер Q c и K c подскажите направление в которые должна сместить реакция, чтобы достичь равновесия. Теперь нам нужен способ предсказать, как далеко должна зайти реакция, чтобы достичь равновесие. Предположим, вы столкнулись со следующим проблема.

Пентахлорид фосфора разлагается до фосфора трихлорида и хлора при нагревании.
PCl 5 ( г ) PCl 3 ( г ) + Класс 2 ( г )  

Константа равновесия для этого реакция составляет 0,030 при 250 o C. Если предположить, что начальная концентрация PCl 5 равна 0. 100 молей за литр и отсутствует PCl 3 или Cl 2 в системе, когда мы начинаем, давайте рассчитаем концентрации PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 в равновесии.

Первым шагом к решению этой проблемы является организация информацию, чтобы она давала подсказки о том, как действовать дальше. Задача содержит четыре порции информации: (1) сбалансированный уравнение, (2) константа равновесия реакции, (3) a описание начальных условий и (4) указание цель расчета равновесные концентрации три компонента реакции.

Следующий формат предлагает полезный способ обобщить это Информация.

    PCl 5 ( г ) PCl 3 ( г ) + Класс 2 ( г )   К с = 0. 030
Начальный номер:   0,100 М   0   0    
Равновесие:   ?   ?   ?    

Начнем со сбалансированного уравнения и равновесия постоянной для реакции, а затем добавить то, что мы знаем о начальные и равновесные концентрации различных компонентов реакции. Первоначально в колбе содержится 0,100 моль/л. литр PCl 5 и без PCl 3 или Cl 2 . Наша цель – рассчитать равновесные концентрации этих три вещества.

Прежде чем делать что-либо еще, мы должны решить, реакция находится в равновесии. Мы можем сделать это, сравнив коэффициент реакции для начальных условий с равновесием константа для реакции.

Хотя константа равновесия мала ( K c = 3.0 x 10 -2 ), коэффициент реакции еще меньше ( Q c = 0). Единственным способом достижения равновесия этой реакции является некоторые из PCl 5 разлагаются на PCl 3 и Кл 2 .

Поскольку реакция не находится в равновесии, одно можно сказать наверняка: концентрации PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 все изменится, когда реакция придет к равновесию. Поскольку реакция должна сместиться вправо, чтобы достичь равновесия, PCl 5 концентрация станет меньше, а PCl 3 и Концентрация Cl 2 станет больше.

На первый взгляд эта проблема кажется имеют три неизвестных: равновесные концентрации PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 . Потому что трудно решить задачу с тремя неизвестными, надо найти отношения, которые могут уменьшить сложность проблемы.В одну сторону достижения этой цели заключается в рассмотрении взаимосвязи между изменение концентраций PCl 5 , PCl 3 , и Cl 2 по мере приближения реакции к равновесию.

Практическая задача 3:

Рассчитать увеличение PCl 3 и Cl 2 концентрации, возникающие при протекании следующей реакции к равновесию, если концентрация PCl 5 уменьшается на 0. 042 моля на литр.

PCl 5 ( г ) PCl 3 ( г ) + Cl 2 ( г )

Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на практическое задание 3

Существует простая связь между изменением в концентрации трех компонентов реакции, как это приходит в равновесие из-за стехиометрии реакция.

Было бы полезно иметь символ, обозначающий изменение происходящее при концентрации одного из компонентов реакции при переходе от начальных условий к равновесию. А функция состояния является свойством системы, значение которого зависит только от состояния системы. Изменение стоимости функции состояния определяется следующим уравнением.

X = X окончательный X начальный

Мы можем распространить этот аргумент на обсуждение химических реакции, которые приходят к равновесию, определяя ( X ) как величина изменения, которое происходит в концентрации X , когда реакция приходит в равновесие. Мы можем определить (PCl 5 ), например, как величина изменения концентрации PCl 5 , который возникает при разложении этого соединения до формы PCl 3 и Cl 2 .

(PCl 5 ) = (ПКл 5 ) [PCl 5 ]  
ПКл 5 потребляется
как реакция
доходит до
равновесие
  начальный
концентрация
  концентрация
в
равновесие
 

Преобразовывая это уравнение, мы находим, что концентрация PCl 5 в равновесии равен исходному концентрация PCl 5 минус количество PCl 5 расходуется, когда реакция приходит в равновесие.

[PCl 5 ] = (ПКл 5 ) (PCl 5 )  
концентрация
в
равновесие
  начальный
концентрация
  ПКл 5 потребляется
как реакция
доходит до
равновесие

Затем мы можем определить (PCl 3 ) и (Cl 2 ) как изменения, которые происходят в PCl 3 и Cl 2 концентрации по мере того, как реакция приходит в равновесие. То концентрации обоих этих веществ при равновесии будут превышает их первоначальную концентрацию.

[PCl 3 ] = (ПКл 3 ) + (PCl 3 )  
[Кл 2 ] = (Кл 2 ) + (Кл 2 )  

Величина изменений концентраций этих три вещества, когда реакция придет в равновесие, будет тоже самое.Из-за стехиометрии реакции 1:1:1 величина изменения концентрации PCl 5 когда реакция приходит в равновесие, равна величине изменение концентраций PCl 3 и Cl 2 .

(PCl 5 ) = (PCl 3 ) = (Кл 2 )

Таким образом, мы можем переписать уравнения, определяющие равновесные концентрации PCl 5 , PCl 3 , и Cl 2 в пересчете на одно неизвестное: C.

[PCl 5 ] = (PCl 5 ) — C

[PCl 3 ] = (PCl 3 ) + C

[Кл 2 ] = (Кл 2 ) + С

Подставляя то, что мы знаем о начальных концентрациях PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 в эти уравнений дает следующий результат.

[PCl 5 ] = 0,100 — С

[PCl 3 ] = [Cl 2 ] = 0 + C

Теперь мы можем обобщить то, что мы знаем об этой реакции, как следует.

    PCl 5 ( г ) PCl 3 ( г ) + Класс 2 ( г )
Начальный номер:   0. 100 М   0   0
Равновесие:   0,100 — С   С   С

Теперь у нас есть только одно неизвестное C, и нам нужно решить только одно уравнение для один неизвестный.Очевидным уравнением, к которому нужно обратиться, является равновесие постоянное выражение для этой реакции.

Подставляя то, что мы знаем о равновесных концентрациях из PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 в этот уравнение дает следующий результат.

Это уравнение можно расширить, а затем преобразовать, чтобы получить квадратное уравнение

С 2 + 0.030 С — 0,0030 = 0

, которое можно решить по квадратичной формуле.

С = 0,042 или -0,072

Хотя из этого расчета вытекают два ответа, только положительный корень имеет физический смысл, потому что мы не можем иметь отрицательная концентрация. Таким образом, величина изменения концентрации PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 когда эта реакция приходит в равновесие, равна 0.042 моля на литр.

С= 0,042 М

Подставляя это значение обратно в уравнения, определяющие равновесные концентрации PCl 5 , PCl 3 , и Cl 2 дает следующие результаты.

[PCl 5 ] = 0,100 — 0,042 = 0,058 М

[PCl 3 ] = [Cl 2 ] = 0 + 0,042 = 0,042 М

Другими словами, чуть меньше половины PCl 5 присутствует первоначально разлагается на PCl 3 и Cl 2 когда эта реакция придет в равновесие.

Чтобы проверить, представляют ли результаты этого расчета допустимые значения равновесных концентраций трех компоненты этой реакции, мы можем подставить эти значения в постоянное выражение равновесия.

Эти результаты должны быть законными, потому что константа равновесия, рассчитанная по этим концентрациям, равна равно значению K c , приведенному в задача, в пределах погрешности эксперимента.


Скрытые предположения которые облегчают расчет равновесия

Предположим, вас попросили решить немного сложную задачу. проблема.

Триоксид серы разлагается с образованием серы диоксида и кислорода с константой равновесия из 1,6 x 10 -10 на 300 o C.
2 SO 3 ( г ) 2 SO 2 ( г ) + О 2 ( г )
Рассчитаем равновесие концентрации трех компонентов этого система, если начальная концентрация SO 3 равно 0.100 М .

Первым шагом в этой задаче является создание представление информации в задаче.

    2 SO 3 ( г ) 2 SO 2 ( г ) + О 2 ( г )   К с = 1.6 х 10 -10
Начальный номер:   0,100 М   0   0    
Равновесие:   ?   ?   ?    

Затем мы сравниваем коэффициент реакции для начального условия с константой равновесия реакции.

Поскольку начальные концентрации SO 2 и O 2 равны нулю, реакция должна сместиться вправо, чтобы достичь равновесие. Как и следовало ожидать, некоторые из SO 3 имеют разлагаться на SO 2 и O 2 .

Стехиометрия этой реакции сложнее, чем реакция в предыдущем разделе, но изменения в концентрации трех компонентов реакции все еще Связанный.На каждые два моля SO 3 , которые разлагаются, мы получить два моля SO 2 и один моль O 2 , т.к. показано на рисунке ниже. Мы можем включить это отношение в формат, который мы использовали ранее, используя сбалансированное уравнение для реакции в качестве ориентира.

Определены знаки членов C в этой задаче тем, что реакция должна смещаться слева направо достичь равновесия.Коэффициенты в терминах C отражать коэффициенты в сбалансированном уравнении для реакция. Потому что в два раза больше молей SO 2 в виде молей O 2 , изменение концентрации SO 2 по мере того, как реакция доходит до равновесия должно быть в два раза больше, чем изменение концентрация O 2 . Потому что два моля SO 3 потребляются на каждый моль произведенного O 2 , изменение в SO 3 концентрация должна быть в два раза больше, чем изменение концентрации O 2 .

Подстановка того, что мы знаем о проблеме, в выражение для константы равновесия реакции дает следующее уравнение.

Расширить это уравнение немного сложнее, но оно можно преобразовать, чтобы получить следующее кубическое уравнение.

4 C 3 — 6,4 x 10 -10 C 2 + 6,4 х 10 -11 С — 1,6 х 10 -12 = 0

Однако решать кубические уравнения сложно.Эта проблема поэтому пример семейства проблем, которые трудны, если не невозможно, то решить точно. Эти проблемы решаются с общей стратегией, которая состоит из предположения или приближение, которое превращает их в более простые задачи. То следующие общие правила будут направлять наше обсуждение методов приближение.

ПРАВИЛА ИСПОЛЬЗОВАНИЯ ПРИБЛИЖЕНИЯ МЕТОДЫ

1. Нет ничего плохого в том, чтобы сделать предположение.

2. Есть два смертных греха:

(а) Забвение сделанных предположений.

(b) Забыть проверить, верны ли предположения. действительный.

Какое предположение можно сделать, чтобы упростить эту задачу? Поехали вернуться к первому действию, которое мы сделали после построения представления для проблемы. Мы начали наш расчет со сравнения коэффициент реакции для начальных концентраций с константа равновесия реакции.

Затем мы пришли к выводу, что частное реакции ( Q c = 0) меньше константы равновесия ( K c = 1,6 x 10 -10 ) и решили, что некоторые из SO 3 должны были разложиться, чтобы эта реакция пришла к равновесие.

А как быть с относительными величинами коэффициента реакции и константа равновесия реакции? Начальные значения Q c и K c относительно малы, что означает, что начальные условия достаточно близки к равновесия, как показано на рисунке ниже.В результате реакции не нужно далеко ходить, чтобы достичь равновесия. это поэтому разумно предположить, что C является относительно невелик в этой задаче.

Важно понимать природу допущения Быть сделанным. Мы не предполагаем, что C нуль. Если бы мы это сделали, все неизвестное исчезло бы из уравнение! Мы только предполагаем, что C небольшой.Так мало по сравнению с исходной концентрацией SO 3 что это не имеет существенного значения, когда 2 C вычитается из этого числа. Мы можем записать это предположение как следует.

0,100 — 2 С 0,100

Теперь вернемся к уравнению, которое мы пытаемся решить.

Предполагая, что 2 C намного меньше 0,100, мы можем заменить это уравнение на следующее приближенное уравнение.

Расширение этого дает уравнение, которое намного легче решить для .

4 С 3 1,6 x 10 -12

С 7,4 x 10 -5 М

Прежде чем двигаться дальше, мы должны проверить наше предположение. что 2 С настолько мал по сравнению с 0,100, что не имеет значения. существенная разница, когда она вычитается из этого числа.Является это предположение справедливо? Является ли 2 C достаточно маленьким по сравнению с 0,100 до игнорировать?

0,100 — 2(0,000074) 0,100

Да, 2 С на порядок меньше ошибки эксперимента участвует в измерении начальной концентрации SO 3 .

Таким образом, мы можем использовать это приблизительное значение C для рассчитать равновесные концентрации SO 3 , SO 2 , и О 2 .

[СО 3 ] = 0,100 — 2 С 0,100 М

[SO 2 ] = 2 C 1,5 x 10 -4 M

[O 2 ] = C 7,4 x 10 -5 M

Равновесие между SO 3 и смесями SO 2 и O 2 , поэтому решительно выступает за SO 3 , а не СО 2 .

Мы можем проверить результаты нашего расчета, подставив эти результаты в выражение константы равновесия для реакция.

Значение константы равновесия, вытекающее из этого расчет согласуется со значением, приведенным в задаче, в пределах экспериментальная ошибка. Наше предположение, что 2 C равно пренебрежимо мала по сравнению с начальной концентрацией SO 3 поэтому действителен, и мы можем быть уверены в ответах на него. обеспечивает.


Полезное правило для Проверка достоверности предположений

Справедливость предположения о том, что C мала, сомнений не вызывала. по сравнению с начальной концентрацией SO 3 в предыдущий раздел.Значение С было настолько мало, что 2 С было на порядок меньше погрешности эксперимента при измерении начальной концентрации SO 3 .

В общем, мы можем получить некоторое представление о том, может ли C быть достаточно мала, чтобы ее можно было игнорировать при сравнении начальной реакции частное от константы равновесия реакции. Если Q c и K c оба намного меньше 1, или оба намного больше 1, реакция не очень далеко идти к равновесию, а предположение о том, что C мало достаточно, чтобы быть проигнорированным, вероятно, является законным.

Возникает интересный вопрос: как мы решаем, допустимо ли предположить, что достаточно мало игнорировать? Ответ на этот вопрос зависит от того, насколько ошибку, которую мы готовы допустить в наших расчетах, прежде чем мы больше не доверяйте результатам. Как правило, химики предположим, что C пренебрежимо мало до тех пор, пока прибавляется или вычитается из начальных концентраций реагентов или продуктов составляет менее 5% от исходного концентрация.Лучший способ решить, является ли предположение соответствует этому эмпирическому правилу в конкретном расчете, это попробовать и посмотрите, работает ли он.

Практическая задача 5:

Аммиак получают из азота и водорода по следующей схеме обратимая реакция.

N 2 ( г ) + 3 H 2 ( г ) 2 NH 3 ( г )

Предположим, что начальная концентрация N 2 равно 0. 050 молей на литр и начальная концентрация H 2 составляет 0,100 моль на литр. Рассчитать равновесные концентрации трех компонентов эта реакция при 500 o С, если равновесие константа реакции при этой температуре равна 0,040.

Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на практическое задание 5

Нажмите здесь, чтобы увидеть решение практической задачи 5


Что мы делаем, когда приближение не удается?

Легко представить задачу, в которой предположение о том, что C мало по сравнению с начальными концентрациями не может быть достоверным.Все, что нам нужно сделать, это построить задачу, в которой большая разница между значениями Q c для исходных концентраций и К с для реакции в состоянии равновесия. Рассмотрим следующую задачу, Например.

Оксид азота реагирует с кислородом с образуют диоксид азота.
2 НО( г ) + О 2 ( г ) 2 НЕТ 2 ( г )
Константа равновесия для эта реакция 3 x 10 6 при 200 o С.Предполагать исходные концентрации 0,100 M для NO и 0,050 M для O 2 . Давайте посчитаем концентрации трех компоненты этой реакции при равновесие.

Начнем снова с представления информации в проблема следующим образом.

    2 НО( г ) + О 2 ( г ) 2 НЕТ 2 ( г )   К с = 3 х 10 6  
Начальный номер:   0. 100 М   0,050 М   0      
Равновесие:   ?   ?   ?      

Первый шаг всегда один и тот же: сравните начальное значение коэффициента реакции при равновесии постоянный.

Зависимость между коэффициентом начальной реакции ( Q c = 0) и константа равновесия ( K c = 3 x 10 6 ) говорит нам о том, что мы, возможно, уже имеем подозревается, реакция должна сместиться вправо, чтобы достичь равновесие.

Кто-то может спросить: «Зачем вычислять начальное значение коэффициент этой реакции? Разве не очевидно, что реакция должна сместиться вправо, чтобы получить хотя бы некоторое количество NO 2 ?» Да это так.Но вычисление значения Q c ибо реакция не только говорит нам, в каком направлении она движется. смещаться, чтобы достичь равновесия. Это также дает нам указание на какой путь должна пройти реакция, чтобы достичь равновесия.

В данном случае Q c это очень много меньше K c для реакции что мы должны заключить, что начальные условия очень далеки от равновесия.Поэтому было бы ошибкой полагать, что маленький.

Мы не можем считать, что в этой задаче пренебрежимо мало, но мы можем переопределить задачу так, чтобы это предположение стало действительный. Ключ к достижению этой цели – помнить о условия, при которых мы можем предположить, что это достаточно мало, чтобы быть игнорируется. Это предположение справедливо только при Q c имеет тот же порядок величины, что и K c .(Когда Q c и K c оба много больше 1 или намного меньше 1.) Мы можем решить проблемы, для которых Q c не подходит K c путем переопределения начального условия так, что Q c становится близким до K c (см. рисунок ниже).

Чтобы показать, как это можно сделать, вернемся к задаче приведены в этом разделе.

Константа равновесия реакции между NO и O 2 для формирования NO 2 намного больше, чем 1 ( K c = 3 х 10 6 ). Это означает, что равновесие благоприятствует продукты реакции. Лучший способ справиться с этой проблемой — провести реакцию как можно дальше вправо, а затем пусть вернется к равновесию. Поэтому давайте определим промежуточный набор условий, которые соответствуют тому, что произойдет, если мы сдвинем реакцию как можно дальше вправо.

    2 НО( г ) + О 2 ( г ) 2 НЕТ 2 ( г )   К с = 3 х 10 6
Начальный номер:   0.100 М   0,050 М   0    
Промежуточный:   0   0   0. 100 М    

Мы можем увидеть, к чему это приведет, рассчитав реакцию частное для промежуточных условий.

Коэффициент реакции теперь больше равновесного постоянна, и реакция должна сместиться влево, чтобы достичь равновесие. Некоторые из NO 2 теперь должны разложиться на форма NO и O 2 .Связь между изменениями в концентрация трех компонентов этой реакции равна определяется стехиометрией реакции, как показано на рисунок ниже.

(NO 2 ) в два раза больше, чем (O 2 ).

Подставим теперь то, что мы знаем о реакции, в постоянное выражение равновесия.

Поскольку коэффициент реакции для промежуточных условий и константа равновесия относительно велики, мы можем предположим, что реакция не должна идти очень далеко, чтобы достичь равновесие. Другими словами, мы предполагаем, что 2 C равно небольшая по сравнению со средней концентрацией NO 2 и вывести следующее приближенное уравнение.

Затем мы решаем это уравнение для приблизительного значения C.

Теперь проверим наше предположение, что 2 C достаточно мала по сравнению с промежуточной концентрацией NO 2 игнорировать.

Значение 2С составляет менее 2% от промежуточного концентрации NO 2 , что означает, что его можно правомерно игнорировать в этом расчете.

Поскольку аппроксимация верна, мы можем использовать новое значение для расчета равновесных концентраций NO, NO 2 , и О 2 .

Результаты этого расчета дают представление о химия загрязняющих веществ, образующихся при внутреннем сгорании двигатель. При сгорании смеси бензина и воздуха N 2 и O 2 на воздухе реагируют с образованием NO, который затем может реагировать с кислородом с образованием NO 2 .

Н 2 ( г ) + О 2 ( г ) 2 НО( г )  
2 НО( г ) + О 2 ( г ) 2 НЕТ 2 ( г )  

Хотя продукт этих реакций часто описывается как NO x для обозначения того, что это смесь NO и NO 2 это Расчет показывает, что доминирующий продукт реакции будет NO 2 , если эта реакция придет в равновесие.

Мы можем проверить наши расчеты, подставив эти концентрации обратно в выражение константы равновесия.

Еще раз, мы можем принять справедливость предположения, что мы должны были сделать, чтобы получить эти равновесные концентрации, потому что значение константы равновесия, которое получается из этого расчет согласуется со значением K c дано в задаче, в пределах погрешности эксперимента.

В общем, предположение, что C мало по сравнению с начальные концентрации реагентов или продуктов работают лучше всего при следующих условиях.

1. Когда К с << 1 и мы приближаться к равновесию слева направо. (Начнем с избытка реагенты и образуют некоторые продукты.)

2. Когда К c >> 1 и мы приближаться к равновесию справа налево. (Начнем с избытка продукты и образуют некоторые реагенты.)


Равновесие Выражено в парциальных давлениях

Химики обычно изучают газофазные равновесия, следуя парциальные давления газов в реакции.Мы можем понять почему это возможно, если преобразовать уравнение идеального газа в дайте следующую зависимость между давлением газа и его концентрация в молях на литр.

Таким образом, мы можем охарактеризовать следующую реакцию

Н 2 ( г ) + 3 H 2 ( г ) 2 NH 3 ( г )

с константой равновесия, определяемой в единицах концентрация

или константа равновесия, определяемая через парциальные давления.

Какая связь между К р и K c для газофазной реакции? Согласно перестроенной версии уравнения идеального газа, давление газа равно концентрации газа произведение постоянной идеального газа на температуру в единицах кельвина.

Следовательно, мы можем вычислить значение K p для реакции путем умножения каждого из членов в K c выражение RT .

Сбор терминов в этом примере дает следующий результат.

К р = К с х ( РТ ) -2

В целом значение К р для реакции можно рассчитать из K c со следующим уравнением.

В этом уравнении n — это разница между числом молей продуктов и количество молей реагентов в уравновешенном уравнение.

Техника решения задач с использованием К р выражения такие же, как для K c проблемы, за исключением того, что парциальные давления используются вместо концентрации для представления количества исходных материалов и продукты, которые присутствуют как изначально, так и в равновесии.


Влияние Температура химической реакции

Если константа равновесия действительно постоянна, почему мы имеем беспокоиться о температуре реакции?

Ответ прост.Оба K c и K p для реакции являются константами при данной температуре, но они могут меняться с температурой. Рассмотреть возможность равновесие между NO 2 и его димером N 2 O 4 , Например.

2 NO 2 ( г ) Н 2 О 4 ( г )

На рисунке ниже показано влияние температуры на этот равновесие. Когда мы охлаждаем запаянную пробирку, содержащую NO 2 в ванне с сухим льдом/ацетоном при -78 o C интенсивность коричневая окраска газа NO 2 значительно уменьшается. Если прогреваем пробирку на водяной бане, коричневый цвет становится интенсивнее, чем при комнатной температуре.

Константа равновесия этой реакции изменяется с температуры, как показано в таблице ниже. При низких температурах, равновесие благоприятствует димеру N 2 O 4 .В при высоких температурах равновесие благоприятствует NO 2 . То тот факт, что константы равновесия зависят от температуры объясняет, почему вы можете найти разные значения равновесия постоянной для одной и той же химической реакции.

Температура Зависимость константы равновесия для Димеризация NO 2
Температура ( o C)   К р   К с
100   0. 067   2,1
25   7,1   170
0   63   1400
-78   25 000 000   400 000 000

12.2 примера статического равновесия — University Physics Volume 1

Силы в предплечье
Тяжелоатлет держит в предплечье груз весом 50,0 фунтов (эквивалент 222,4 Н), как показано на рис. 12.11. Его предплечье расположено под углом β=60°β=60° по отношению к плечу. Предплечье поддерживается сокращением двуглавой мышцы, что вызывает крутящий момент вокруг локтя. Предполагая, что напряжение в бицепсе действует в вертикальном направлении, заданном силой тяжести, какое напряжение должна проявить мышца, чтобы удерживать предплечье в показанном положении? Какая сила действует на локтевой сустав? Предположим, что вес предплечья пренебрежимо мал. Дайте окончательные ответы в единицах СИ. Фигура 12.11 Предплечье вращается вокруг локтя ( E ) за счет сокращения двуглавой мышцы, что вызывает напряжение T→M.T→M.
Стратегия
Мы выделяем три силы, действующие на предплечье: неизвестная сила F→F→ в локтевом суставе; неизвестное напряжение T→MT→M в мышце; и вес w→w→ с величиной w=50lb.w=50lb. Мы принимаем систему отсчета с осью x вдоль предплечья и осью в локте.Вертикальное направление — это направление веса, которое совпадает с направлением плеча. Ось x составляет угол β=60°β=60° с вертикалью. Ось y перпендикулярна оси x . Теперь настроим диаграмму свободного тела для предплечья. Во-первых, мы рисуем оси, точку вращения и три вектора, представляющие три идентифицированные силы. Затем мы находим угол ββ и представляем каждую силу ее компонентами x и y , не забывая зачеркивать исходный вектор силы, чтобы избежать двойного счета. Наконец, мы обозначим силы и их плечи. Диаграмма свободного тела для предплечья показана на рисунке 12.12. На данный момент мы готовы установить условия равновесия для предплечья. Каждая сила имеет x — и y -компонент; следовательно, у нас есть два уравнения для первого условия равновесия, по одному уравнению для каждого компонента чистой силы, действующей на предплечье.

Фигура 12.12 Диаграмма свободного тела для предплечья: точка вращения находится в точке E (локоть).

Обратите внимание, что в нашей системе отсчета вклад во второе условие равновесия (для крутящих моментов) поступает только от y -компонентов сил, поскольку все x -компоненты сил параллельны плечам рычага, поэтому что для любого из них мы имеем sinθ=0sinθ=0 в уравнении 12.10. Для компонентов y мы имеем θ=±90°θ=±90° в уравнении 12. 10. Также обратите внимание, что крутящий момент силы в локте равен нулю, потому что эта сила приложена к оси вращения.Таким образом, вклад в чистый крутящий момент поступает только от крутящих моментов TyTy и wy.wy.

Решение
Из диаграммы свободного тела мы видим, что x -компонента чистой силы удовлетворяет уравнению +Fx+Tx-wx=0+Fx+Tx-wx=0

12.21

и y -компонент чистой силы удовлетворяет

+Fy+Ty-wy=0.+Fy+Ty-wy=0.

12.22

Уравнение 12.21 и Уравнение 12.22 представляют собой два уравнения первого условия равновесия (для сил).Далее из диаграммы свободного тела читаем, что чистый крутящий момент вдоль оси вращения равен

. +rTTy-rwwy=0.+rTTy-rwwy=0.

12.23

Уравнение 12.23 является вторым условием равновесия (для крутящих моментов) для предплечья. Диаграмма свободного тела показывает, что плечи рычага rT=1,5 дюйма. rT=1,5 дюйма. и rw=13,0 дюймов. rw=13,0 дюймов. На данный момент нам не нужно преобразовывать дюймы в единицы СИ, потому что, пока эти единицы непротиворечивы в уравнении 12.23, они сокращаются. Снова используя диаграмму свободного тела, находим величины составляющих сил:

Fx=Fcosβ=Fcos60°=F/2Tx=Tcosβ=Tcos60°=T/2wx=wcosβ=wcos60°=w/2Fy=Fsinβ=Fsin60°=F3/2Ty=Tsinβ=Tsin60°=T3/2wy=wsinβ=wsin60 °=w3/2.Fx=Fcosβ=Fcos60°=F/2Tx=Tcosβ=Tcos60°=T/2wx=wcosβ=wcos60°=w/2Fy=Fsinβ=Fsin60°=F3/2Ty=Tsinβ=Tsin60°=T3/2wy=wsinβ=wsin60 °=w3/2.

Мы подставляем эти величины в уравнения 12.21, уравнения 12.22 и уравнения 12.23, чтобы получить, соответственно,

F/2+T/2−w/2=0F3/2+T3/2−w3/2=0rTT3/2−rww3/2=0.F/2+T/2−w/2=0F3/2+ T3/2-w3/2=0rTT3/2-rww3/2=0.

Когда мы упрощаем эти уравнения, мы видим, что у нас осталось только два независимых уравнения для двух неизвестных величин силы, F и T , потому что уравнение 12.21 для компонента x эквивалентно уравнению 12. 22 для компонента y . Таким образом, мы получаем первое условие равновесия сил

и второе условие равновесия моментов

rTT-rww=0.rTT-rww=0.

12.25

Величина напряжения мышцы получается путем решения уравнения 12.25:

T=rwrTw=13,01,5(50 фунтов)=43313lb≃433,3lb.T=rwrTw=13,01,5(50 фунтов)=43313lb≃433,3lb.

Сила в локте определяется путем решения уравнения 12.24:

F=w-T=50,0lb-433,3lb=-383,3lb.F=w-T=50,0lb-433,3lb=-383,3lb.

Знак минус в уравнении говорит нам о том, что фактическая сила в локте антипараллельна рабочему направлению, выбранному для построения диаграммы свободного тела. В окончательном ответе мы переводим силы в единицы силы СИ. Ответ

F=383,3 фунта=383,3(4,448 Н)=1705 Н внизT=433,3 фунта=433,3(4,448 Н)=1927 Н вверх. вверх.
Значение
Здесь стоит отметить два важных вопроса.Первый касается преобразования в единицы СИ, которое можно выполнить в самом конце решения, если мы сохраняем согласованность в единицах. Второй важный вопрос касается шарнирных соединений, таких как локтевой. При начальном анализе проблемы всегда следует исходить из того, что шарнирные соединения создают силу в произвольном направлении , а затем вы должны решать все компоненты шарнирной силы независимо друг от друга. В этом примере усилие локтя оказывается вертикальным, потому что в задаче предполагается, что напряжение бицепсов также является вертикальным.Однако такое упрощение не является общим правилом.
Решение
Предположим, мы принимаем систему отсчета с направлением оси y вдоль груза весом 50 фунтов и точкой вращения, расположенной в локте. В этой системе отсчета все три силы имеют только y -компонент, поэтому у нас есть только одно уравнение для первого условия равновесия (для сил). Нарисуем диаграмму свободного тела для предплечья, как показано на рис. 12.13, указав точку опоры, действующие силы и их плечи относительно оси вращения, а также углы θTθT и θwθw, при которых силы T→MT→M и w→ w→ (соответственно) сделать своими плечами. В определении крутящего момента, заданном уравнением 12.10, угол θTθT представляет собой угол направления вектора T→M,T→M, отсчитываемый на 93 565 против часовой стрелки на 90 615 от радиального направления плеча рычага, который всегда направлен в сторону от оси вращения. По тому же соглашению угол θwθw измеряется против часовой стрелки от радиального направления плеча рычага до вектора w→.w→. Таким образом, ненулевые крутящие моменты проще всего вычислить путем прямой подстановки в уравнение 12.10 следующим образом: τT=rTTsinθT=rTTsinβ=rTTsin60°=+rTT3/2τw=rwwsinθw=rwwsin(β+180°)=−rwwsinβ=−rww3/2.τT=rTTsinθT=rTTsinβ=rTTsin60°=+rTT3/2τw=rwwsinθw=rwwsin(β+180°)=−rwwsinβ=−rww3/2.

Фигура 12.13 Диаграмма свободного тела для предплечья для эквивалентного решения. Ось расположена в точке Е (локоть).

Второе условие равновесия, τT+τw=0,τT+τw=0, теперь можно записать как

rTT3/2-rww3/2=0.rTT3/2-rww3/2=0.

12.26

Из диаграммы свободного тела первое условие равновесия (для сил) равно

−F+T−w=0. −F+T−w=0.

12.27

Уравнение 12.26 идентично уравнению 12.25 и дает результат T=433,3 фунта. T=433,3 фунта. Уравнение 12.27 дает

F=T−w=433,3 фунта−50,0 фунта=383,3 фунта. F=T−w=433,3 фунта−50,0 фунта=383,3 фунта.

Мы видим, что эти ответы идентичны нашим предыдущим ответам, но второй выбор системы отсчета приводит к эквивалентному решению, которое проще и быстрее, поскольку не требует разложения сил на их прямоугольные составляющие.

Ле Шателье

Ле Шателье

Анри Луи Ле Шателье (1850-1936)

Общая формулировка законов химического равновесия.

Comptes Rendus 99 , 786-789 (1884) [из Генри М. Лестера и Герберта С. Кликштейна, Справочник по химии, 1400-1900 , стр. 481-3]

В недавней работе по химическому равновесию М. Вант-Гофф показал, что большинство его экспериментальных законов можно резюмировать в следующем утверждении:

Все равновесия между двумя различными состояниями вещества (системами) смещаются при понижении температуры в сторону двух систем, образование которых выделяет тепло. [1]

Мне казалось, что этот закон можно было бы еще более обобщить, распространив то, что он говорит о температуре, на конденсацию, и, кроме того, ему можно было бы придать ту же форму, что и законам всех равновесий, производящих механическую работу своим перемещением. , и которые, следовательно, зависят от теоремы Карно. Утверждение, которое я предлагаю сделать, включает обратимых химических явлений в класс реципрокных явлений, к которым М.Липпман [2] недавно добавил обратимые электрические явления.

Всякая система, находящаяся в устойчивом химическом равновесии, подверженная влиянию внешней силы, которая стремится вызвать изменение либо ее температуры, либо ее конденсации (давление, концентрация, число молекул в единице объема) во всей ее совокупности или только в какой-то одной его части могут претерпевать только те внутренние изменения, которые, если бы они происходили сами по себе, произвели бы изменение температуры или конденсации, знак которого противоположен тому, что происходит под действием внешней силы.

Эти модификации обычно прогрессивны и частичны.

Они внезапны и полны, когда их можно произвести, не изменяя индивидуального сгущения различных однородных частей, составляющих равновесную систему, изменяя сгущение системы в целом.

Они равны нулю, когда их производство не может произвести изменений, аналогичных изменениям, вызванным внешней силой.

Наконец, если эти модификации и возможны, то тем не менее они не являются существенными.В том случае, когда они не происходят и когда система остается неизменной, равновесие из устойчивого становится неустойчивым и может претерпевать только изменения, стремящиеся приблизить его к состоянию устойчивости.

Некоторые примеры равновесий, по большей части хорошо известные, покажут общность применений этого закона, включающего в себя в равной степени явления плавления, испарения и растворения, которые никоим образом нельзя отличить от собственно химических явлений.

1. Нагрев всей системы приводит к эндотермической модификации , такой как плавление и улетучивание всего тела; полимеризация C 2 N и т. д.; обратимое диморфное превращение AgI; NH 4 O, NO 5 ; диссоциация СО 2 ; СаО, СО 2 ; Bi 2 O 3 , 3NO 5 , 4HO; обратимая эндотермическая комбинация CS 2 и, весьма вероятно, NO 5 и т. д.; эндотермический раствор большинства солей; эндотермическая кристаллизация некоторых солей: NaO, SO 3 ; CaO, HO, хорошо известно, что их растворимость уменьшается с температурой.

2. Частичный нагрев системы производит изменения, которые стремятся охладить нагретую часть , такие как распространение тепла путем теплопроводности, производство термоэлектрических токов, изменение концентрации путем диффузии, перенос металла из одной точки в другую полоски, помещенной в раствор одной из его солей.

3. Увеличение конденсации всей системы, поддерживаемой при постоянной температуре, приводит к модификациям, которые имеют тенденцию снижать конденсацию системы , таким как плавление льда, затвердевание парафина, диморфное превращение AgI, комбинация продуктов диссоциации CO 2 .

4. Увеличение конденсации части системы приводит к модификациям, стремящимся уменьшить конденсацию измененной части , например, конденсация водяного пара, комбинация CaO + CO 2 при красном калении, диффузия неодинаково концентрированных растворов, перенос металла на полосу, помещенную в раствор одной из его солей переменной концентрации, понижение температуры плавления сплава или смеси солей при его прогрессирующем затвердевании.

5. Модификации равновесия обычно прогрессивны: например, при диссоциации СО 2 и вообще во всех системах, элементы которых не просто соседствуют друг с другом, а некоторые из которых образуют однородные смеси между собой.

6. Модификации равновесия являются полными, когда они могут быть произведены без изменения конденсации какой-либо из частей системы, изменяя при этом общую конденсацию всей системы .Таковы конденсация водяного пара, плавление льда, диморфное превращение AgI, диссоциация СаО, СО 2 и твердого CuO, раствор солей. Эти системы при бесконечно малом изменении конденсации одной из своих частей переходят от крайнего предела своего равновесного состояния к крайнему противоположному пределу.

7. Модификации равновесия равны нулю, когда они не могут произвести эффект, аналогичный действию внешней силы .Диссоциация не зависит от давления для смесей, которые соединяются без изменения объема, например, иодистоводородной кислоты. Предел равновесия не зависит от температуры , когда их превращения не выделяют теплоты, как это имеет место при этерификации.

8. Наконец, все модификации равновесия только возможны, но не обязательно производятся , как это показано в переплавлении, перегреве, пересыщении , быстром охлаждении диссоциированной угольной кислоты.Полученные таким образом неустойчивые системы могут быть модифицированы только для того, чтобы приблизить условия устойчивого равновесия. Преобразование этих неустойчивых равновесий обычно происходит с выделением тепла, что соответствует принципу максимальной работы , потому что, как заметил М. Вант-Гофф, обычная температура мало отличается от абсолютного нуля, для которого устойчивое равновесие соответствует высвобождение всего тепла, содержащегося в теле.


[1] Вант-Гофф, Химические исследования динамики , с.161. [исходное примечание]

[2] Липпманн, Annales de Chimie et de Physique , 5 th series, vol. XXIV, с. 172. [исходное примечание]


Вернуться к списку избранных исторических статей.
Вернуться к началу классической химии.

Реакция с одним смещением: определение и примеры — видео и стенограмма урока

Как мы уже говорили ранее, мы обычно заменяем что-то, если замена лучше или лучше подходит для наших целей.Замена обычно аналогична исходному объекту. Точно так же для реакции одиночного смещения элемент может быть заменен только в том случае, если элемент, занимающий его место, более реактивен. В реакциях с одним замещением металл заменяет металл, а неметалл заменяет неметалл. В периодической таблице мы можем видеть, где расположены металлы и неметаллы. Металлы расположены на левой стороне лестницы, а неметаллы — на правой стороне лестницы.

Откуда мы знаем, какой элемент может заменить другой? Мы имеем в виду серию действий.Это говорит нам о реакционной способности металлов и неметаллов. Более активный металл заменяет менее активный металл. Более реакционноспособный неметалл заменяет менее реакционноспособный неметалл.

Если мы посмотрим на ряд активности металлов, мы увидим, что H включен, хотя H не является металлом. Это связано с тем, что для реакций с одним замещением H обычно ведет себя как металл в химических реакциях. В ряду активности металлов мы можем сказать, что Li может заменить K в реакции с одним замещением, потому что Li более реакционноспособен, чем K.То же самое можно сказать и о неметаллах: F может заменить Br в реакции с одним замещением, потому что F более реакционноспособен, чем Br. Br имеет относительно такую ​​же реакционную способность, как O.

Например, в этой реакции Cu заменяет Ag, потому что Cu более реакционноспособна, чем Ag. Мы можем подтвердить это, взглянув на ряд активности металлов.

Всегда важно правильно предсказать продукты химической реакции и убедиться, что окончательное химическое уравнение сбалансировано.В этой реакции показано, как мы сбалансировали химическое уравнение. Мы ставим коэффициент 2 перед AgNO3 и Ag, чтобы сбалансировать количество атомов Ag и атомов NO3 с обеих сторон.

Теперь в этой химической реакции более реакционноспособный неметалл заменяет менее реакционноспособный неметалл. В этом случае Cl заменяет Br, поскольку Cl является более реакционноспособным неметаллом.

Мы должны принять к сведению, что когда Cl заменяет Br, Br имеет индекс 2 на стороне продуктов. Это связано с тем, что Cl и Br находятся в одной группе в периодической таблице, поэтому мы знаем, что они ведут себя одинаково.

Как завершить реакцию с одним замещением

Чтобы завершить реакцию с одним замещением, мы должны выполнить несколько шагов, чтобы убедиться, что наши продукты и наша конечная реакция правильные.

Шаг первый: Определите, произойдет ли реакция.

Реакция будет продолжаться только в том случае, если элемент, замещающий исходный элемент, более реакционноспособен.Для этой реакции возникает вопрос, может ли Zn заменить H? Нам нужно обратиться к серии действий. Это говорит нам о том, что Zn может заменить H, поэтому эта реакция произойдет.

Шаг второй: Определите продукты.

Когда H заменяется Zn, H естественным образом встречается как h3, поэтому со стороны продуктов одним из продуктов является h3. Цинк, металл, соединяется с Cl, неметаллом. Так как Zn находится во второй группе периодической таблицы, он будет иметь заряд +2. Поскольку Cl находится в группе галогенов в периодической таблице, мы знаем, что его заряд равен -1.

Нам нужно соединить атомы Zn и Cl так, чтобы сумма их зарядов была равна нулю. В этом случае будет 1 атом цинка и 2 атома хлора. Тогда нашими продуктами будут ZnCl2 и h3.

Шаг третий: сбалансируйте химическую реакцию.

В этой реакции количество атомов H и атомов Cl не уравновешено, поэтому нам нужно сбалансировать их, поставив коэффициенты перед реагентами и продуктами, если это необходимо.

В этом случае мы ставим коэффициент 2 перед HCl, чтобы сбалансировать атомы H и Cl с обеих сторон.

Примеры реакций с одним замещением

В нашем первом примере мы исследуем реакцию между Mg и CuSO4 . Эта реакция произойдет, потому что Mg более активен, чем Cu в ряду активности.

Cu, или медь, в природе встречается в твердом состоянии, поэтому одним из продуктов будет просто Cu.Mg находится в группе 2, поэтому у него будет заряд +2. SO4 можно рассматривать как единую группу атомов, а заряд SO4 равен -2.

В результате реакции образуются Cu и MgSO4. Как мы видим, реакция уже уравновешена, так что это наш окончательный ответ.

Для нашего второго примера мы рассмотрим реакцию между Ca и h3O . Ca может заменить H в соответствии с рядом активности, поэтому эта реакция будет протекать.Когда мы сталкиваемся с реакциями одиночного смещения, подобными этой, мы перепишем уравнение как Ca + HOH.

H естественным образом встречается как h3, поэтому он станет одним из продуктов. Ca находится в группе 2, поэтому Ca будет иметь заряд +2. Ca будет соединяться с OH, а OH имеет общий заряд -1. Эти два вместе станут Ca(OH)2.

В результате реакции образуются продукты h3 и Ca(OH)2.Чтобы сбалансировать реакцию, нам нужно поставить коэффициент 2 перед HOH. В последней реакции мы пишем HOH как h3O.

Краткое содержание урока

Давайте повторим. Реакция одинарного замещения происходит, когда элемент заменяет другой элемент в соединении. Металл заменяет только металл, а неметалл заменяет только неметалл. Только более реакционноспособный элемент может заменить другой элемент в соединении, с которым он реагирует.Нам нужно обратиться к ряду активности , чтобы определить реакционную способность металлов и неметаллов.

Чтобы правильно завершить реакцию с одним замещением, нам сначала нужно определить, произойдет ли реакция, взглянув на ряд активности.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.

2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск