storinka.click » Хімія » Вплив різних чинників на стан хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє
Інформація про новину
  • Переглядів: 699
  • Дата: 31-12-2017, 01:36
31-12-2017, 01:36

Вплив різних чинників на стан хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє

Категорія: Хімія


У цьому параграфі ви дізнаєтеся:

• що станеться з рівноважною системою, якщо зрушити її рівновагу;

• як, знаючи вплив різних чинників на перебіг оборотної реакції, збільшити її швидкість у потрібному напрямку.

Зміна умов (температури, концентрації, тиску), за яких система перебуває в стані хімічної рівноваги (Упр = Узв), спричиняє порушення стану хімічної рівноваги.

Розглянемо вплив зазначених чинників на процес зміщення хімічної рівноваги під час реакції утворення амоніаку внаслідок взаємодії водню з азотом:

Вплив концентрації. Зі збільшенням у рівноважній системі концентрації вихідних речовин, у цьому випадку водню й азоту, збільшується швидкість прямої реакції, тому рівновага зміщується вправо, тобто в напрямку утворення амоніаку. У тому самому напрямку зміщується рівновага і в разі зменшення концентрації амоніаку.

Зі зменшенням у рівноважній системі концентрації водню або азоту або зі збільшенням концентрації амоніаку прискорюється зворотна реакція, тобто рівновага зміщується вліво.

Вплив температури. Термохімічне рівняння реакції утворення амоніаку свідчить, що в прямому напрямку вона відбувається з виділенням тепла, тобто є екзотермічною. Зворотна реакція в такому разі буде ендотермічною.

Для збільшення виходу амоніаку, тобто зміщення рівноваги вправо, а отже, у напрямку утворення амоніаку, систему реагуючих речовин необхідно охолоджувати. І навпаки, для зміщення рівноваги вліво, у бік термічного розкладання амоніаку, температуру в системі реагуючих речовин треба підвищувати.

Вплив тиску. Тиск впливає на зміщення хімічної рівноваги в системі реагуючих речовин якщо хоча б один із вихідних реагентів або продуктів реакції є газоподібною речовиною. Коли всі речовини, як вихідні, так і кінцеві, є газами, зміна тиску впливає на рівновагу системи, оскільки є різниця між об’ємами речовин, що вступають у реакцію та утворюються внаслідок реакції.


Загрузка...

У нашому випадку в реакцію вступають чотири умовні об’єми речовин — один об’єм азоту та три об’єми водню, а утворюються лише два умовні об’єми амоніаку, згідно з коефіцієнтами в рівнянні реакції. Отже, пряма реакція відбувається зі зменшенням об’єму, а зворотна — зі збільшенням, тобто за стандартних умов:

Таким чином, підвищення тиску в замкненій реакційній системі спричиняє прискорення прямої реакції: рівновага зміщується зліва направо, тобто в бік утворення амоніаку, і навпаки.

Аналізуючи закономірність впливу зміни зовнішніх умов на перебіг оборотних хімічних реакцій, французький учений А. Л. Ле Шательє у 1884 р. сформулював принцип зміщення рівноваги хімічних процесів:

якщо на систему реагуючих речовин, що перебуває в стані хімічної рівноваги, впливати ззовні, то рівновага зміщується в тому напрямку, що послаблює ефект зовнішнього впливу.

Основні поняття. Принцип Ле Шательє.

Анрі Луї Ле Шательє (1850-1936)

Французький фізико-хімік. У 1884 р. Ле Шательє сформулював загальний принцип зміщення хімічної рівноваги, який тепер називають його ім’ям. У 1907 р. став членом Паризької академії наук. Найвидатніші його роботи присвячені дослідженню впливу тиску й температури на зміщення хімічної рівноваги.


Запитання та завдання

1. Як впливає на стан хімічної рівноваги зміна: а) концентрацій вихідних речовин і продуктів реакції; б) температури процесу та тиску в системі реагуючих речовин?

2. У чому полягає суть принципу Ле Шательє? Як його формулюють?

3. Гомогенну реакцію за участі газоподібних речовин можна описати рівнянням

У який бік зміститься рівновага, якщо

тиск підвищити; температуру підвищити?

а) Вправо, вліво; в) вліво, вправо;

б) вправо, вправо; г) вліво, вліво.

4. У який бік зміститься рівновага реакції

якщо тиск підвищити; температуру знизити?

а) Вліво, вліво; в) вправо, вліво;

б) вліво, вправо; г) вправо, вправо.

5. Як каталізатори впливають на зміщення рівноваги?

а) Впливають, проте слабко;

б) збільшують вихід продукту реакції;

в) не впливають;

г) позитивні каталізатори зміщують рівновагу вправо, а негативні (інгібітори) — вліво.

6. Щоб швидкість хімічної реакції

зросла в 4 рази, концентрацію гідроген сульфіду треба збільшити:

а) у 4 рази; в) 2 рази;

б) 6 разів; г) 3 рази?

*7. Швидкість хімічної реакції H2 (г) + Cl2 (г) = 2HCl (г) зі збільшенням концентрації вихідних речовин у 5 разів зросте:

а) у 16 разів; в) 25 разів;

б) 9 разів; г) 36 разів?

*8. Швидкість хімічної реакції 4Fe (тв) + 3O2 (г) = 2Fe2O3 (тв) зі збільшенням тиску в системі в 6 разів зросте:

а) у 118 разів; в) 240 разів;

б) 169 разів; г) 216 разів?

Тестові завдання

1. Установіть відповідність між взаємодією речовин або процесом, які позначено цифрою, і типом реакції, що позначений буквою:

1 у розчин купрум(ІІ) хлориду за- А окисно-відновна

нурили залізний цвях реакція

2 натрій оксид реагує з карбон(^) Б реакція обміну оксидом

3 магній оксид реагує із сульфатною В реакція розкладу

кислотою

4 розкладання нітратної кислоти Г реакція сполучення

Ґ реакція заміщення

2. Термохімічне рівняння реакції розкладу кальцій карбонату:

Обчисліть кількість теплоти, необхідної для одержання 69,21 л (н. у.) карбон(^) оксиду.

А 475 кДж Б 486 кДж В 469 кДж Г 498 кДж

3. Термохімічне рівняння реакції згоряння водню в кисні:

Обчисліть кількість теплоти, що виділиться в результаті згоряння водню об’ємом 16,88 л (н. у.).

А 215,1 кДж Б 209,7 кДж В 229,4 кДж Г 238,5 кДж

4. Термохімічне рівняння реакції утворення ферум(ІІ) сульфіду:

Обчисліть кількість теплоти, що виділиться, якщо прореагує 8,4 г заліза.

А 12,8 кДж Б 14,4 кДж В 13,5 кДж Г 15,1 кДж

5. Термохімічне рівняння реакції:

Обчисліть кількість теплоти, що виділиться під час розчинення 120 г купрум(ІІ) оксиду в хлоридній кислоті.

А 71,5 кДж Б 87,8 кДж В 79,4 кДж Г 95,7 кДж

6. Обчисліть тепловий ефект реакції (значення якого наведіть у її термохімічному рівнянні) утворення натрій гідроксиду внаслідок взаємодії натрій оксиду масою 15,5 г з водою, яке супроводжується виділенням 213 кДж теплоти.

7. Обчисліть тепловий ефект реакції (значення якого наведіть у її термохімічному рівнянні) утворення гідроген хлориду масою 27 г унаслідок взаємодії хлору з воднем, яке супроводжується виділенням 34,18 кДж теплоти.

8. Обчисліть тепловий ефект реакції (значення якого наведіть у її термохімічному рівнянні) термічного розкладання купрум(ІІ) карбонату на купрум(П) оксид і карбон(^) оксид об’ємом 5,6 дм3 (н. у.), якщо при цьому було витрачено 11,1 кДж теплоти.

9. Обчисліть тепловий ефект реакції (значення якого наведіть у її термохімічному рівнянні) утворення цинк сульфіду масою 29,1 г унаслідок взаємодії цинку із сіркою, якщо при цьому виділилося 62,7 кДж теплоти.

10. Швидкість хімічної реакції обчислюють за рівнянням:

11. Швидкість реакції збільшується в результаті нагрівання та збільшення концентрації реагуючих речовин. Ці правила виконуються:

А найчастіше Б у разі збільшення тиску В завжди

Г за нормальних умов

12. Швидкість гетерогенної хімічної реакції зі збільшенням площі поверхні реагентів:

А не зміниться Б зросте

В незначно зміниться Г знизиться

13. У разі одночасного підвищення температури на 10 °С та зменшення концентрації однієї з речовин у 3 рази швидкість гомогенної реакції, скоріш за все:

А спочатку зросте, потім зменшиться Б зменшиться В зросте Г не зміниться

14. Швидкість хімічної реакції 2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г) у результаті збільшення концентрації вихідних речовин у 4 рази зросла:

А у 36 разів Б у 8 разів В у 64 рази Г у 16 разів

15. Установіть відповідність між формулою, позначеною цифрою, і назвою величини чи закону, позначеною буквою:

16. Швидкість хімічної реакції 2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (г) зі збільшенням концентрації кисню в 3 рази зросте:

А у 27 разів Б у 9 разів В у 18 разів Г у 3 рази

17. Швидкість хімічної реакції 4Fe (тв) + 3O2 (г) = 2Fe2O3 (тв) зі збільшенням тиску в системі в 6 разів зросте:

А у 118 разів Б у 240 разів В у 169 разів Г у 216 разів

18. Вихідна концентрація карбон(ІІ) оксиду становила 4,8 моль/л, а кисню — 2,8 моль/л. Через 16 хв за певних температурних умов проведення реакції 2CO (г) + O2 (г) = 2CO2 (г) концентрація карбон(ІІ) оксиду зменшилася до 3,6 моль/л. Обчисліть швидкість цієї реакції за законом діючих мас:

19. Вихідна концентрація водню становить 3,6 моль/л, а карбон(ІІ) оксиду — 1,4 моль/л. Через 24 хв за певних температурних умов проведення реакції 3H2 (г) + CO (г) = CH4 (г) + H2O (г) концентрація водню зменшилася до 1,8 моль/л. Обчисліть швидкість цієї реакції за законом діючих мас:

20. З підвищенням температури від 20 до 70 °С швидкість хімічної реакції, температурний коефіцієнт якої дорівнює 3, зросте:

А у 221 раз Б у 267 разів В у 243 рази Г у 289 разів

21. Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2, тому з підвищенням температури на 50 °С швидкість реакції зросте:

А у 8 разів Б у 16 разів В у 64 рази Г у 32 рази

22. З підвищенням температури на 50 °С швидкість реакції зросла в 1024 рази, тому що її температурний коефіцієнт g дорівнював:

А 3 Б 2 В 4 Г 3,6

23. Хімічна реакція, температурний коефіцієнт якої дорівнює 3, за температури 60 °С закінчується через 36 хв, а з підвищенням температури до 80 °С через:

А 2 хв Б 4 хв В 3 хв Г 5 хв

24. Якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 4, то для зниження швидкості реакції в 64 рази необхідно знизити температуру на:

А 48 °С Б 30 °С В 64 °С Г 52 °С

25. Каталізатор — це речовина, яка:

А підвищує швидкість реакції

Б змінює швидкість реакції, формально не беручи участі в ній В спочатку підвищує швидкість хімічної реакції, а потім зменшує її Г зменшує швидкість реакції


Загрузка...

Найважливіше в розділі 4

Хімічні реакції за певними ознаками їхнього перебігу поділяють на такі:

а) реакції сполучення; ґ) оборотні та необоротні;

б) реакції розкладу; д) екзо- та ендотермічні;

в) реакції заміщення; е) каталітичні та некаталітичні;

г) реакції обміну; є) окисно-відновні реакції.

Найтиповіші відновники — метали, які стоять у витискувальному

ряду до алюмінію включно. До найтиповіших окисників відносять як прості речовини: F2, Cl2, O2, S, так і складні: KMnO4, H2SO4 (конц.), SO3, HNO3 (розв. і конц.), NO2, KClO3, K2Cr2O7.

Усі хімічні перетворення завжди супроводжуються виділенням або поглинанням теплоти Q.

Закон збереження енергії для будь-якої хімічної реакції (процесу):

де Q — теплота; U2 і U1 — внутрішня енергія відповідно кінцевого та вихідного стану системи; А — робота, яку виконує система проти всіх сил, що діють на неї (зовнішній тиск, сили поверхневого натягу тощо).

Внутрішня енергія складається з енергії поступального та обертального руху молекул, коливального руху атомів усередині молекул, руху електронів в атомах.

Робота за постійного тиску p дорівнює:

де V2 і V1 — кінцевий і вихідний об’єми речовини.

Теплота Qp, підведена до системи, за постійного тиску:

Тепловий ефект, або ентальпія, системи

Зміна ентальпії Qp = H2 - H1 = AH продуктів реакції порівняно з ентальпією вихідних речовин у процесі, що відбувається за постійного тиску, чисельно дорівнює підведеній або виділеній теплоті, тобто тепловому ефекту реакції. Зміну ентальпії записують у вигляді ДЯ298, де верхній індекс 0 означає, що тепловий ефект реакції утворення будь-якої речовини віднесено до тиску 101,325 кПа, а нижній — температуру 298 К (25 °С).

Теплові ефекти реакцій визначають за стандартних умов p = 101,325 кПа та 298 К і вказують агрегатний стан (газоподібний (г), рідкий (р) чи твердий (тв)) реагентів та продуктів реакції.

Тепловий ефект хімічної реакції не залежить від шляху її перебігу, а залежить лише від природи та фізичного стану (твердого, рідкого, газоподібного) вихідних речовин і продуктів реакції. Цю закономірність називають законом Гесса.

Екзотермічними називають реакції, які відбуваються з виділенням теплоти, а ендотермічними — реакції, що супроводжуються поглинанням теплоти.

Рівняння хімічних реакцій, у яких наведено тепловий ефект реакції, називають термохімічними.

Учення про швидкість хімічної реакції називають хімічною кінетикою.

Швидкість хімічної реакції V визначається зміною концентрацій реагуючих речовин за одиницю часу, її вимірюють у моль/л^с.

Середню швидкість реакції в інтервалі часу від t1 до t2 визначають за формулою:

де С1 та С2 — молярна концентрація будь-якого учасника реакції (моль/л) у момент часу t1 і t2 відповідно (с). Знак «-» перед дробом відносять до концентрацій вихідних речовин, а знак «+» — до концентрацій продуктів реакції.

Закон діючих мас:

швидкість хімічних реакцій за постійної температури прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у степенях їхніх стехіометричних коефіцієнтів у рівняннях реакцій.

Для реакції a A + bB = dD закон математично виражають так:

де V — швидкість реакції, моль/л'с; k — коефіцієнт пропорційності, який називають константою швидкості реакції; C(A) і C(B) — молярні концентрації речовин A і B, моль/л; а і b — стехіометричні коефіцієнти в рівнянні реакції.

Правило Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість більшості хімічних реакцій зростає у два-чотири рази:

де Vt і Vt — швидкості реакції відповідно за температур tx і t2; g — температурний коефіцієнт швидкості реакції, який з підвищенням температури на кожні 10 °C для більшості реакцій змінюється в межах від 2 до 4.

Хімічна взаємодія між частинками речовин (молекулами, атомами, йонами) відбувається лише тоді, коли ці частинки досягають певного енергетичного рівня — енергетичного бар’єру.

Частинки реагуючих речовин, запас енергії яких не нижчий за енергетичний бар’єр реакції, перебувають в особливому стані, у якому вже немає вихідних речовин, але ще немає і продуктів реакції. Його називають активованим комплексом.

Енергія активації реакції Е — це енергія, необхідна для збудження атомів, йонів або молекул до енергії активованого комплексу.

Каталізатори — речовини, які змінюють швидкість хімічної реакції внаслідок багаторазової участі в проміжній хімічній взаємодії між реагентами, але після кожного циклу проміжної взаємодії відновлюють свій хімічний склад.

Прискорювальна дія каталізатора полягає в зменшенні енергії активації реакції.

Каталіз — це явище зміни швидкості хімічної реакції за наявності каталізатора.

Гомогенні каталізатори перебувають у тому самому агрегатному стані, що й реагенти та продукти реакції.

Гетерогенні каталізатори (як правило, тверді речовини) перебувають в іншому агрегатному стані, ніж реагенти та продукти реакції.

Необоротними хімічними реакціями називають реакції, які відбуваються до кінця, тобто до повного витрачення будь-якої з речовин-реагентів.

Оборотними хімічними реакціями називають реакції, які за даних умов здатні водночас відбуватися як у прямому, так і у зворотному напрямку.

Стан хімічної рівноваги — це стан системи реагентів, за якого швидкості прямої та зворотної реакцій стають однаковими.

Константа хімічної рівноваги K — це відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин.

На стан хімічної рівноваги впливає зміна температури проведення реакції, тиску та концентрації як вихідних речовин, так і продуктів реакції.

Принцип Ле Шательє: якщо на систему реагуючих речовин, що перебуває в стані хімічної рівноваги, впливати ззовні, то рівновага зміщується в тому напрямку, який послаблює ефект зовнішнього впливу.

 

Це матеріал з підручника Хімія 9 клас Бутенко (поглиблений рівень)