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.
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
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)