Ireverzibilne in reverzibilne reakcije. Reverzibilne in ireverzibilne kemične reakcije. Kemijsko ravnovesje in metode za njegovo izpodrivanje Kemijsko ravnovesje neposredne in povratne reakcije

Reverzibilen V kemijski kinetiki so to reakcije, ki istočasno in neodvisno potekajo v dveh smereh - naprej in nazaj, vendar z različnimi hitrostmi. Za reverzibilne reakcije je značilno, da se nekaj časa po njihovem začetku hitrosti premičnih in povratnih reakcij izenačijo in nastopi stanje kemijskega ravnovesja.

Vse kemijske reakcije so reverzibilne, vendar lahko pod določenimi pogoji nekatere od njih potekajo le v eno smer, dokler začetni produkti skoraj popolnoma ne izginejo. Takšne reakcije imenujemo nepovraten. Običajno so ireverzibilne reakcije tiste, pri katerih se vsaj en produkt reakcije odstrani iz reakcijskega območja (v primeru reakcije v raztopinah se obori ali sprosti kot plin) ali reakcije, ki jih spremlja velik pozitiven toplotni učinek. . V primeru ionskih reakcij je reakcija praktično ireverzibilna, če povzroči nastanek zelo slabo topne ali rahlo disociirane snovi.

Tu obravnavan koncept reverzibilnosti reakcije ne sovpada s konceptom termodinamične reverzibilnosti. Reakcija, ki je reverzibilna v kinetičnem smislu, lahko poteka nepovratno v termodinamičnem smislu. Da bi neko reakcijo v termodinamičnem smislu lahko imenovali reverzibilno, se mora hitrost naprednega procesa neskončno malo razlikovati od hitrosti povratnega procesa, zato mora proces kot celota potekati neskončno počasi.

V idealnih mešanicah plinov in v idealnih tekočih raztopinah so hitrosti enostavnih (enostopenjskih) reakcij enake zakon množičnega delovanja. Hitrost kemijske reakcije (1.1) opisuje enačba (1.2), v primeru neposredne reakcije pa jo lahko predstavimo kot:

kjer je konstanta hitrosti reakcije naprej.

Podobno je hitrost povratne reakcije:

V ravnovesju torej:

Ta enačba izraža zakon delovanja mase za kemijsko ravnovesje v idealnih sistemih; K-k o n s t a n t a r a v e n e w s t .

Reakcijska konstanta omogoča iskanje ravnotežne sestave reakcijske mešanice pri danih pogojih.

Zakon delovanja mase za hitrost reakcije je mogoče razložiti na naslednji način.

Za nastanek reakcije je nujen trk molekul izhodnih snovi, tj. molekule se morajo druga drugi približati na razdaljo reda atomskih velikosti. Verjetnost najdbe v neki majhni količini v danem trenutku l molekule snovi L, m molekul snovi M itd. sorazmerno ..... zato je število trkov na enoto prostornine na enoto časa sorazmerno s to vrednostjo; zato sledi enačba (1.4).

OPREDELITEV

Kemijska reakcija se imenujejo transformacije snovi, pri katerih pride do spremembe njihove sestave in (ali) strukture.

Reakcija je možna ob ugodnem razmerju energijskih in entropijskih faktorjev. Če se ti dejavniki uravnotežijo, se stanje sistema ne spremeni. V takih primerih pravimo, da je sistem v ravnovesju.
Kemijske reakcije, ki potekajo v eno smer, se imenujejo ireverzibilne. Večina kemičnih reakcij je reverzibilnih. To pomeni, da v enakih pogojih pride do reakcije naprej in obratno (še posebej, ko govorimo o zaprtih sistemih).

Stanje sistema, v katerem je hitrost neposredne reakcije enaka hitrosti povratne reakcije, se imenuje kemijsko ravnovesje. . V tem primeru ostanejo koncentracije reaktantov in reakcijskih produktov nespremenjene (ravnotežne koncentracije).

Ravnotežna konstanta

Razmislite o reakciji pri nastajanju amoniaka:

N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g)

Zapišimo izraze za izračun hitrosti naprej (1) in povratnih (2) reakcij:

1 = k 1 [ H 2 ] 3

2 = k 2 2

Hitrosti prednjih in povratnih reakcij sta enaki, zato lahko zapišemo:

k 1 3 = k 2 2

k 1 / k 2 = 2 / 3

Razmerje dveh konstantnih količin je konstantna količina. Ravnotežna konstanta je razmerje med konstantami hitrosti neposredne in povratne reakcije.

K = 2/3

Izraženo na splošno je konstanta ravnotežja:

mA + nB ↔ pC +qD

К = [C] p [D] q / [A] m [B] n

Ravnotežna konstanta je razmerje med zmnožki koncentracij reakcijskih produktov, povišanimi na potenco, ki je enaka njihovim stehiometričnim koeficientom, in zmnožkom koncentracij izhodnih snovi, povišanih na potenco, ki je enaka njihovim stehiometričnim koeficientom.

Če je K izražen z ravnotežnimi koncentracijami, potem je največkrat označen kot Ks. K za pline je mogoče izračunati tudi preko njihovih parcialnih tlakov. V tem primeru je K označen kot K r. Med Kc in Kr obstaja povezava:

K p = K s × (RT) Δn,

kjer je Δn sprememba števila vseh molov plinov med prehodom iz reaktantov v produkte, R je univerzalna plinska konstanta.

K ni odvisen od koncentracije, tlaka, prostornine in prisotnosti katalizatorja, temveč je odvisen od temperature in narave reaktantov. Če je K veliko manjši od 1, je v zmesi več izhodnih snovi, če pa je K veliko večji od 1, je v zmesi več produktov.

Heterogeno ravnotežje

Razmislite o reakciji

CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)

Izraz za konstanto ravnotežja torej ne vključuje koncentracij komponent v trdni fazi

Kemijsko ravnotežje nastopi ob prisotnosti vseh komponent sistema, vendar konstanta ravnotežja ni odvisna od koncentracij snovi v trdni fazi. Kemijsko ravnovesje je dinamičen proces. K daje informacijo o poteku reakcije, ΔG pa informacijo o njeni smeri. Med seboj so povezani z razmerjem:

ΔG 0 = -R × T × lnK

ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK

Premik v kemijskem ravnovesju. Le Chatelierjevo načelo

Z vidika tehnoloških procesov reverzibilne kemijske reakcije niso donosne, saj je treba imeti znanje, kako povečati izkoristek reakcijskega produkta, tj. treba se je naučiti, kako premakniti kemijsko ravnovesje proti produktom reakcije.

Razmislimo o reakciji, pri kateri je potrebno povečati izkoristek amoniaka:

N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g), ΔН< 0

Da bi premaknili ravnotežje v smeri reakcije naprej ali nazaj, je potrebno uporabiti Le Chatelierjevo načelo: če na sistem, ki je v ravnotežju, vpliva kakršen koli zunanji dejavnik (zvišanje ali znižanje temperature, tlaka, prostornine, koncentracije snovi), potem sistem nasprotuje temu vplivu.

Na primer, če se temperatura v ravnotežnem sistemu poveča, potem bo od 2 možnih reakcij potekala tista, ki bo endotermna; če povečate pritisk, se bo ravnotežje premaknilo v smeri reakcije z večjim številom molov snovi; če se prostornina v sistemu zmanjša, bo premik ravnotežja usmerjen v povečanje tlaka; Če povečate koncentracijo ene od izhodnih snovi, bo od 2 možnih reakcij potekala tista, ki bo povzročila zmanjšanje ravnotežne koncentracije produkta.

Torej, v zvezi z obravnavano reakcijo, da bi povečali izkoristek amoniaka, je treba povečati koncentracije izhodnih snovi; znižajte temperaturo, ker je neposredna reakcija eksotermna, povečajte tlak ali zmanjšajte prostornino.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Lekcija bo zajemala temo »Reverzibilne in ireverzibilne kemijske reakcije. Kemijsko ravnotežje«, bodo obravnavani dejavniki, ki vplivajo na premik kemijskega ravnovesja. Spoznali boste Le Chatelierjevo načelo. Predstavljen je koncept reverzibilnih in ireverzibilnih reakcij.

Tema: Klasifikacija reakcij, termokemija, hitrost

Lekcija: Reverzibilne in ireverzibilne kemijske reakcije. Kemijsko ravnovesje in metode za njegovo spreminjanje

Oglejmo si neko abstraktno reakcijo, ki jo zapišemo v obliki:

A+B→AB, Neposredna reakcija. Toda številne kemične reakcije lahko potekajo v nasprotni smeri.

ABA+B; Povratni udarec.

Za kratkost je ta reakcija zabeležena z dvema puščicama, eno naprej in eno nazaj.

A+BAB

Ko temperatura narašča, se hitrost večine kemičnih reakcij poveča. Izkazalo pa se je, da pri nekaterih reakcijah produkt reakcije pri temperaturi, ko poteka z dobro hitrostjo, že začne razpadati. To se zlasti zgodi, ko vodik reagira z jodom, da nastane vodikov jodid.

H 2 +jaz 2 (1)

Hitrost kemijske reakcije narašča z večanjem koncentracije izhodnih snovi in ​​ustrezno pada z zmanjševanjem koncentracije izhodnih snovi. Izkazalo se je, da se bo z napredovanjem reakcij hitrost neposredne reakcije zmanjšala, saj se bodo izhodne snovi porabile. In hitrost povratne reakcije se bo povečala, ker se bo koncentracija snovi AB, ki se začne za povratno reakcijo, postopoma povečevala. Kako dolgo se bo hitrost neposredne reakcije zmanjševala in povratna reakcija povečevala? To se bo dogajalo do trenutka, ko se hitrosti prednjih in povratnih reakcij izenačita. Nastopilo bo kemijsko ravnovesje. riž. 1.

riž. 1

Kemijsko ravnovesje je stanje reakcijskega sistema, v katerem sta hitrosti prednjih in povratnih reakcij enaki.

Ravnotežna koncentracija snovi- to so koncentracije snovi v reakcijski mešanici, ki so v stanju kemijskega ravnovesja. Ravnotežno koncentracijo označuje kemijska formula snovi v oglatih oklepajih.

Naslednji vnos na primer kaže, da je ravnotežna koncentracija vodika v ravnotežnem sistemu 1 mol/L.

riž. 2

Kemijsko ravnovesje(Sl. 2) se razlikuje od koncepta "ravnovesja", ki ga poznamo. Kemijsko ravnovesje je dinamično. V sistemu v stanju kemijskega ravnotežja potekajo tako neposredne kot povratne reakcije, vendar sta njuni hitrosti enaki, zato se koncentracije vključenih snovi ne spreminjajo. Za kemijsko ravnovesje je značilna konstanta ravnotežja, ki je enaka razmerju konstant hitrosti naprej in nazaj reakcije.

Konstanti hitrosti neposredne in povratne reakcije sta hitrosti dane reakcije pri koncentracijah izhodnih snovi za vsako od njih v enakih enotah. Tudi konstanta ravnotežja je enaka razmerju med ravnotežnimi koncentracijami produktov neposredne reakcije po stehiometričnih koeficientih in produktom ravnotežnih koncentracij reaktantov.

če , potem je v sistemu več izhodnih materialov. če , potem je v sistemu več reakcijskih produktov.

Če je ravnotežna konstanta znatno večja od 1, se reakcija imenuje ireverzibilna.

Ireverzibilne kemijske reakcije so tiste, ki potekajo samo v eno smer, dokler se eden od reaktantov popolnoma ne porabi.

Na primer, to je reakcija:

4P+5O 2 = 2P 2 O 5(2)

Reverzibilne so kemijske reakcije, ki potekajo v medsebojno nasprotnih smereh pod enakimi pogoji.

Če se zunanji pogoji spremenijo, se stanje kemijskega ravnovesja poruši. Premik v ravnovesju glede na spremembe zunanjih pogojev je na splošno določen z

· Le Chatelierjevo načelo: če na sistem v ravnovesju vplivamo od zunaj s spreminjanjem katerega koli od pogojev, ki določajo ravnotežni položaj, potem se premakne v smeri procesa, katerega potek oslabi učinek nastalega učinka.

Tako zvišanje temperature povzroči premik ravnotežja v smeri procesov, katerih potek spremlja absorpcija toplote, znižanje temperature pa deluje v nasprotni smeri.

Ravnotežje se premakne v desno, če se povečajo ravnotežne koncentracije produktov neposredne reakcije. Če se ravnotežne koncentracije izhodnih snovi neposredne reakcije povečajo, se ravnotežje premakne v levo. Katere dejavnike lahko spremenimo, da premaknemo ravnotežje? to

· Temperatura

· Pritisk

Koncentracije snovi

· Dodajanje katalizatorja

· Sprememba reakcijske površine heterogenih reakcij

Dodajanje katalizatorja in spreminjanje reakcijske površine heterogenih reakcijne vplivajo na premik kemijskega ravnovesja.

Preostale dejavnike obravnavamo podrobneje.

Temperatura

Reakcija sinteze amoniaka (slika 3)

se nanaša na eksotermna reakcije. Ko pride do reakcije naprej, se sprosti toplota, ko pride do povratne reakcije, pa se toplota absorbira. Če zvišate temperaturo, se bo po Le Chatelierjevem pravilu ravnotežje premaknilo v tako smer, da bo ta učinek zmanjšan. V tem primeru levo, ker se toplota absorbira. Reakcija sinteze amoniaka poteka pri temperaturi približno 500 °C

Če je reakcija endotermna, potem bo zvišanje temperature povzročilo premik v ravnotežju na desno.

Sprememba koncentracije snovi

Ko se koncentracija katere koli od snovi, ki sodelujejo v ravnotežni reakciji, poveča, se bo ravnotežje reakcije premaknilo v smeri njene porabe in s tem, ko se koncentracija katere koli snovi zmanjša, v smeri reakcije njenega nastanka. Na primer, s povečanjem koncentracije dušika v reakciji sinteze amoniaka se bo ravnotežje premaknilo v desno, to je proti porabi dušika. Če pri tej reakciji odstranimo amoniak iz reakcijske zmesi, se bo ravnotežje premaknilo proti njegovemu nastanku. To lahko storite na primer z raztapljanjem amoniaka v vodi.

Sprememba tlaka

Spremembe tlaka lahko vplivajo samo na reakcije, ki vključujejo plinaste snovi. Če se tlak v reakciji sinteze amoniaka poveča, se bo ravnotežje premaknilo proti zmanjšanju števila molov plina. Če je število molov plina na levi strani večje kot na desni, se bo ravnotežje premaknilo v smeri tvorbe amoniaka.

Če je število molov plina enako na levi in ​​desni, na primer pri reakciji za proizvodnjo dušikovega oksida (II),

N 2 + O 2 (3)

potem sprememba tlaka ne bo vplivala na položaj kemijskega ravnotežja v takih reakcijah. Študij kemijskega ravnovesja je velikega pomena, tako za teoretične raziskave kot za reševanje praktičnih problemov. Z določitvijo ravnotežnega položaja za različne temperature in tlake je mogoče izbrati najugodnejše pogoje za kemijski proces. Končna izbira pogojev zahteva upoštevanje njihovega vpliva na hitrost procesa.

Povzetek lekcije

Med lekcijo je bila preučevana tema "Kemijsko ravnovesje", upoštevani so bili pogoji za premik ravnovesja v primeru reverzibilnih reakcij.

Bibliografija

1. Rudzitis G.E. kemija. Osnove splošne kemije. 11. razred: učbenik za splošnoizobraževalne ustanove: osnovna raven / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Izobraževanje, 2012.

2. Popel P.P. Kemija: 8. razred: učbenik za splošnoizobraževalne ustanove / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: IC "Akademija", 2008. - 240 str.: ilustr.

3. Gabrielyan O.S. kemija. 11. razred. Osnovna raven. 2. izd., izbrisano. - M .: Bustard, 2007. - 220 str.

1. Elektronegativnost. Razlika med polarnimi kovalentnimi in ionskimi vezmi ().

3. Elektronegativnost atomov po Paulingu ().

Domača naloga

1. št. 7-9 (str. 63) Rudzitis G.E. kemija. Osnove splošne kemije. 11. razred: učbenik za splošnoizobraževalne ustanove: osnovna raven / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Izobraževanje, 2012.

2. Kateri dejavniki ne vplivajo na premik kemijskega ravnovesja?

3. Poimenujte pogoje za nastop kemijskega ravnovesja.

Reverzibilne reakcije- kemijske reakcije, ki se v danih pogojih odvijajo hkrati v dveh nasprotnih smereh (naprej in nazaj), začetne snovi niso popolnoma pretvorjene v produkte. na primer: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Smer reverzibilnih reakcij je odvisna od koncentracij snovi, ki sodelujejo v reakciji. Po zaključku reverzibilne reakcije, tj kemijsko ravnovesje, sistem vsebuje tako izhodne materiale kot reakcijske produkte.

Preprosta (enostopenjska) reverzibilna reakcija je sestavljena iz dveh sočasnih elementarnih reakcij, ki se med seboj razlikujeta le v smeri kemijske transformacije. Smer končne reakcije, ki je dostopna neposrednemu opazovanju, je določena s tem, katera od teh medsebojno inverznih reakcij ima večjo hitrost. Na primer, preprosta reakcija

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2

sestoji iz elementarnih reakcij

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 in 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

Za reverzibilnost kompleksne (večstopenjske) reakcije je potrebno, da so vse njene sestavne stopnje reverzibilne.

Za reverzibilne reakcije Enačbo običajno zapišemo takole: A + B AB.

Dve nasprotno usmerjeni puščici kažeta, da se v enakih pogojih obe reakciji naprej in nazaj zgodita istočasno

Nepovratno To so kemijski procesi, katerih produkti ne morejo reagirati med seboj in tvoriti izhodne snovi. Z vidika Termodinamika - začetne stvari se popolnoma spremenijo v izdelke. Primeri ireverzibilnih reakcij vključujejo razgradnjo bertholletove soli pri segrevanju 2КlО3 > 2Кl + 3О2,

Ireverzibilne reakcije so tiste reakcije, ki se pojavijo:

1) nastali produkti zapustijo reakcijsko sfero - oborijo se in sprostijo kot plin, na primer BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) nastane rahlo disociirana spojina, na primer voda: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

3) reakcijo spremlja veliko sproščanje energije, na primer zgorevanje magnezija

Mg + 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol

Kemijsko ravnovesje je stanje reakcijskega sistema, v katerem sta hitrosti prednjih in povratnih reakcij enaki.

Ravnotežna koncentracija snovi so koncentracije snovi v reakcijski mešanici, ki so v stanju kemijskega ravnovesja. Ravnotežno koncentracijo označuje kemijska formula snovi v oglatih oklepajih.

Naslednji vnos na primer kaže, da je ravnotežna koncentracija vodika v ravnotežnem sistemu 1 mol/L.

Kemijsko ravnovesje razlikuje od znanega koncepta "ravnovesja". Kemijsko ravnovesje je dinamično. V sistemu v stanju kemijskega ravnotežja potekajo tako neposredne kot povratne reakcije, vendar sta njuni hitrosti enaki, zato se koncentracije vključenih snovi ne spreminjajo. Za kemijsko ravnovesje je značilna konstanta ravnotežja, ki je enaka razmerju konstant hitrosti neposredne in povratne reakcije.

Konstanti hitrosti neposredne in povratne reakcije sta hitrosti dane reakcije pri koncentracijah izhodnih snovi za vsako od njih v enakih enotah. Tudi konstanta ravnotežja je enaka razmerju med ravnotežnimi koncentracijami produktov neposredne reakcije po stehiometričnih koeficientih in produktom ravnotežnih koncentracij reaktantov.

Н2+I2 = 2НI

če , potem je v sistemu več izhodnih materialov. če , potem je v sistemu več produktov reakcije. Če je ravnotežna konstanta znatno večja od 1, se reakcija imenuje ireverzibilna.

Položaj kemijskega ravnovesja je odvisen od naslednjih reakcijskih parametrov: temperature, tlaka in koncentracije snovi. Vpliv, ki ga imajo ti dejavniki na kemijsko reakcijo, je predmet vzorca, ki ga je leta 1884 na splošno navedel francoski fizikalni kemik Le Chatelier in istega leta potrdil nizozemski fizikalni kemik Van't Hoff. Sodobna formulacija Le Chatelierjevega načela je naslednja : če je sistem v stanju ravnovesja, potem vsak vpliv, ki se izraža v spremembi enega od dejavnikov, ki določajo ravnotežje, povzroči spremembo v njem, ki teži k oslabitvi tega vpliva.

Pri Le Chatelierjevem principu govorimo o premiku v stanju dinamičnega kemijskega ravnovesja, ta princip imenujemo tudi princip gibljivega ravnovesja ali princip premikajočega se ravnovesja.

Razmislimo o uporabi tega načela za različne primere:

Vpliv temperature. Ko se temperatura spremeni, je premik kemijskega ravnovesja določen z znakom toplotnega učinka kemijske reakcije. Pri endotermni reakciji, to je reakciji, ki poteka z absorpcijo toplote, povišanje temperature pospešuje njen nastanek, saj se temperatura med reakcijo zniža. Zaradi tega se ravnovesje premakne v desno, koncentracije produktov se povečajo, njihov izkoristek pa se poveča. Če se temperatura zniža, opazimo nasprotno sliko: ravnotežje se premakne v levo (proti obratni reakciji, ki se pojavi s sproščanjem toplote), koncentracija in izkoristek produktov se zmanjšata.

Nasprotno, pri eksotermni reakciji zvišanje temperature vodi do premika ravnotežja v levo, znižanje temperature pa vodi do premika ravnotežja v desno.

Spremembe koncentracije produktov in reagentov so posledica dejstva, da se ob spremembi temperature spremeni ravnotežna konstanta reakcije. Povečanje ravnotežne konstante vodi do povečanja donosa izdelkov, zmanjšanje vodi do zmanjšanja.

Na primer, zvišanje temperature v primeru endotermnega procesa razgradnje kalcijevega karbonata CaCO 3 (t) Û CaO (t) + CO 2 (g) − Q povzroči premik ravnotežja v desno, pri eksotermni reakciji pa razgradnjo dušikovega monoksida v enostavne snovi.
2NO Û N 2 + O 2 +Q Povišanje temperature premakne ravnovesje v levo, tj. spodbuja nastajanje NO.

Učinek pritiska. Tlak opazno vpliva na stanje kemijskega ravnovesja le v primerih, ko je vsaj eden od udeležencev kemijske reakcije plin. Povečanje tlaka v takih sistemih spremlja zmanjšanje prostornine in povečanje koncentracije vseh plinastih udeležencev v reakciji.

Če se med reakcijo naprej količina plinastih snovi poveča, potem povečanje tlaka vodi do premika ravnotežja v levo (količina plinov se med obratno reakcijo zmanjša). Če se med reakcijo količina plinastih snovi zmanjša, se z naraščanjem tlaka ravnotežje premakne v desno. Če sta količini plinastih reaktantov in produktov enaki, sprememba tlaka ne vodi do premika kemijskega ravnovesja.

Upoštevati je treba, da spremembe tlaka ne vplivajo na konstanto ravnotežja.

Učinek koncentracije. Po Le Chatelierjevem načelu naj bi povečanje koncentracije enega od udeležencev reakcije povzročilo njegovo porabo. Če torej v sistem dodamo reagent pri V = const, se bo ravnotežje premaknilo v desno, če pa reakcijski produkt - v levo. Odstranitev snovi iz sistema (zmanjšanje njene koncentracije) ima nasprotni učinek.

Vse zgoraj navedeno velja tako za tekoče kot za plinaste raztopine (plinske mešanice)

Predstavitveni načrt.

1. Reakcije so reverzibilne in ireverzibilne. Znaki ireverzibilnosti.

2. Kemijsko ravnotežje. Konstanta kemijskega ravnovesja.

3. Dejavniki, ki povzročajo premik v kemijskem ravnovesju. Le Chatelierjevo načelo. Eksperimentirajte.

4. Uporaba Le Chatelierjevega načela.

5. Reševanje nalog enotnega državnega izpita.

Prenesi:

Predogled:

Med poukom

I. Organizacijski trenutek.

II Posodabljanje znanja učencev(Slide 4).

1 . Določanje hitrosti kemijske reakcije.

2 . Formule za izražanje hitrosti in enote za hitrost: a) homogena reakcija; b) heterogena reakcija.

3 . Naštejte dejavnike, ki vplivajo na hitrost kemijske reakcije.

4. Kako je hitrost kemijske reakcije odvisna od koncentracije?

5 . Katere snovi imenujemo katalizatorji? Zaviralci? Kakšna je razlika med njihovim vplivom na hitrost kemične reakcije? Pomen katalizatorjev in inhibitorjev v proizvodnji in življenju živih organizmov.

6. Kaj morate vedeti o kemijski reakciji, da določite njeno hitrost?

III. Učenje nove snovi(Slide 5).

Predstavitveni načrt.

1. Reakcije so reverzibilne in ireverzibilne. Znaki ireverzibilnosti.

2. Kemijsko ravnotežje. Konstanta kemijskega ravnovesja.

3. Dejavniki, ki povzročajo premik v kemijskem ravnovesju. Le Chatelierjevo načelo. Eksperimentirajte.

4. Uporaba Le Chatelierjevega načela.

5. Reševanje nalog enotnega državnega izpita.

Vse kemijske reakcije delimo na reverzibilne in ireverzibilne.

(diapozitiv 6).

1. Ireverzibilne kemijske reakcije so reakcije, ki potekajo v eno smer, dokler se reaktanti popolnoma ne pretvorijo v reakcijske produkte.

Na primer:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 à BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Ireverzibilna reakcija se konča, ko je vsaj ena od izhodnih snovi popolnoma porabljena. Reakcije zgorevanja so ireverzibilne; številne reakcije termične razgradnje kompleksnih snovi; večina reakcij, katerih posledica je nastajanje padavin ali sproščanje plinastih snovi itd. ( Diapozitiv 7).

CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – nastala je oborina

Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 – nastane šibek elektrolit, ki razpade na vodo in ogljikov dioksid.

H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – nastala je voda – zelo šibek elektrolit.

1. Reverzibilne kemijske reakcije so reakcije, ki potekajo istočasno v smeri naprej in nazaj pod enakimi pogoji.

Na primer:

H 2 + I 2 ↔ 2HI (1)

CaCO 3 ↔ CaO + CO 2 (2)

Oglejmo si reakcijsko enačbo za sintezo vodikovega jodida iz vodika in joda (enačba 1).

Nekaj ​​časa po začetku kemijske reakcije v mešanici plinov ni mogoče zaznati le končnih produktov reakcije HI , ampak tudi izhodne snovi – H 2 in I 2 . Ne glede na to, kako dolgo traja kemična reakcija, bo reakcijska mešanica pri 350 °C vedno vsebovala približno 80 % HI, 10 % H 2 in 10 % I 2. Če za izhodiščno snov vzamete HI in jo segrejete na enako temperaturo, boste ugotovili, da bo čez nekaj časa razmerje med količinami vseh treh snovi enako. Tako pri nastajanju vodikovega jodida iz vodika in joda istočasno potekajo neposredne in povratne reakcije.

Če kot izhodni snovi vzamemo vodik in jod v koncentracijah in , je bila hitrost neposredne reakcije v začetnem trenutku enaka:

V pr =k pr . Hitrost povratne informacije

V arr =k arr² v začetnem trenutku enaka nič, saj v reakcijski zmesi ni vodikovega jodida. Postopoma se hitrost neposredne reakcije zmanjšuje, ker vodik in jod reagirata in njuni koncentraciji se zmanjšata.V tem primeru se hitrost povratne reakcije poveča, ker koncentracija nastalega vodikovega jodida postopoma narašča. Ko se hitrosti neposredne in povratne reakcije izenačita, nastopi kemijsko ravnovesje. V stanju ravnovesja se v določenem času tvori enako število molekul HI, koliko se jih razdeli na in .

Stanje reverzibilnega procesa, v katerem sta hitrosti prednjih in povratnih reakcij enaki, imenujemo kemijsko ravnovesje.(Prosojnica 8, 9).

dinamično enako - siem. V ravnotežnem stanju še naprej potekata tako naprej kot povratna reakcija, a ker sta njuni hitrosti enaki, se koncentracije vseh snovi v reakcijskem sistemu ne spremenijo. Te koncentracije imenujemo ravnotežne koncentracije.

Za stanje kemijskega ravnovesja je značilna posebna vrednost -konstanta ravnovesja. Za naš primer ima konstanta ravnotežja obliko:

Kravn =²/

1. Ravnotežna konstanta k je enaka razmerju konstant hitrosti neposredne in povratne reakcije ali razmerjuzmnožek ravnotežnih koncentracij produktov in reaktantov, povišan na potenco, ki je enaka koeficientom v reakcijski enačbi.Vrednost konstante ravnotežja je določena z naravo reagirajočih snovi in ​​je odvisna od temperature. (Slide 10).

Vrednost konstante ravnotežja označuje popolnost reverzibilne reakcije. Če Kravn1, v ravnotežnem sistemu praktično ni več začetnih reaktantov, je ravnotežje premaknjeno v desno. (Slide 11).

Kemijsko ravnovesje je mobilni in se lahko hranijo dolgo časa pod stalnimi zunanjimi pogoji:temperatura, koncentracija izhodnih snovi ali končnih produktov, tlak(če so v reakciji udeleženi plini).

Če spremenite te pogoje, lahko sistem prenesete iz enega ravnotežnega stanja v drugo, ki ustreza novim pogojem.

Ta prehod se imenuje premik ali premik ravnovesja. (Slide 12).

Nadzor premika je mogoče predvideti z uporabo načela Le Chatelier, 1884

Zgodovinska referenca.

Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), francoski kemik, je preučeval procese kemijskih reakcij.

Načelo premikanja ravnotežij je najbolj znan, a še zdaleč ne edini znanstveni dosežek Le Chatelierja.

S svojimi znanstvenimi raziskavami je postal znan po vsem svetu. Dočakal je 86 let.(Slide13).

1. Henri Louis De Chatelier je znan po vsem svetu. Ni bil kralj ali princ, je pa odkril čudovito načelo, ki je uporabno kemikom Za premiki vseh ravnovesij.

1. Če se na sistem v stanju kemijskega ravnovesja izvaja zunanji vpliv (spreminjanje tlaka, koncentracije snovi ali temperature), se bo ravnotežje premaknilo v smeri prednostnega pojava procesa, ki oslabi ustvarjeni učinek.

Le Chatelierjevo načelo je načelo »škodljivosti«, načelo »obratno«. (Slide 14).

Najpomembnejši zunanji dejavniki, ki lahko povzročijo premik kemijskega ravnovesja, so: a) koncentracija reagirajočih snovi;

b) temperatura;

c) tlak.

Vpliv koncentracije reaktantov.

Če katero koli snov, ki sodeluje v reakciji, vnesemo v ravnotežni sistem, se ravnotežje premakne proti reakciji, med katero se ta snov porabi. Če katero koli snov odstranimo iz ravnotežnega sistema, se ravnotežje premakne proti reakciji, med katero ta snov nastane.

Na primer , razmislimo, katere snovi je treba uvesti in katere odstraniti iz ravnotežnega sistema, da premaknemo reverzibilno reakcijo sinteze amoniaka v desno:

N 2(g) + H 2(g) ↔ 2 NH 3(g)

Za premik ravnotežja v desno (proti neposredni reakciji tvorbe amoniaka) je potrebno v ravnotežno zmes vnesti dušik in vodik (tj. povečati njuni koncentraciji) in odstraniti amoniak iz ravnotežne zmesi (tj. zmanjšati njegovo koncentracijo) .

Sklepi: (Slide 15).

A) če povečamo koncentracijo končnih produktov, se ravnovesje premakne v smeri nastanka začetnih produktov, t.j. prevladuje obratna reakcija.

B) povečamo koncentracijo izhodnih produktov, ravnotežje se premakne v smeri nastanka končnih produktov, prevladuje direktna reakcija.

C) z zmanjšanjem koncentracije končnih produktov se ravnotežna reakcija premakne proti njihovi tvorbi, prevladuje neposredna reakcija.

D) ko se koncentracija produktov začetne reakcije zmanjša, prevladuje obratna reakcija.

(Poskus (video poskus) “Vpliv koncentracije reaktantov na premik kemijskega ravnovesja”) ( Diapozitiv 16)).

Vpliv temperature.

Neposredna in povratna reakcija imata nasprotne toplotne učinke: če je prednja reakcija eksotermna, potem je povratna reakcija endotermna (in obratno).

Ko se sistem segreje (t.j. njegova temperatura se poveča), se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji; pri ohlajanju (nižja temperatura) se ravnotežje premakne proti eksotermni reakciji.

Na primer , je reakcija sinteze amoniaka eksotermna:

N 2(g) + H 2(g) → 2 NH 3(g) + 92 kJ,

in reakcija razgradnje amoniaka je(obratno reakcija) je endotermna:

2 NH 3 (g) → N 2 (g) + H 2 (g) - 92 kJ. Zato povišanje temperature premakne ravnotežje proti obratni reakciji razgradnje amoniaka.

Sklepi: (Slide 17).

A) s povišanjem temperature se kemijsko ravnovesje premakne proti endotermni reakciji.

B) ko se temperatura zniža, se kemijsko ravnotežje premakne proti eksotermni reakciji.

(Poskus (video poskus) “Vpliv temperature na premik kemijskega ravnovesja”) ( Diapozitiv 19)).

Učinek pritiska.

Tlak vpliva na ravnotežje reakcij, v katerih sodelujejo plinaste snovi. Če se zunanji tlak poveča, se ravnotežje premakne v smeri reakcije, med katero se število molekul plina zmanjša. Nasprotno pa se ravnotežje premakne v smeri tvorbe več plinastih molekul, ko se zunanji tlak zmanjša. Če reakcija poteka brez spreminjanja števila plinastih snovi, potem tlak ne vpliva na ravnotežje v tem sistemu.

Na primer: za povečanje donosa amoniaka(premik desno) potrebno je povečati pritiskv reverzibilnem reakcijskem sistemu

N 2 (g) + H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g), ker ko pride do neposredne reakciještevilo plinaste molekule

zmanjša (iz štirih molekul plina dušika in vodika nastaneta dve molekuli plina amoniaka). Sklepi: (Slide 17).

1. A) s povečanjem tlaka se ravnotežje premakne v smeri reakcije, pri kateri se količina nastalih plinastih produktov zmanjša.
2. B) z zniževanjem tlaka se ravnotežje premakne proti reakciji, pri kateri se poveča prostornina nastalih plinastih produktov.

Primer: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3

1. c) če sta prostornini plinastih produktov enaki tako v prečni kot v povratni reakciji, sprememba tlaka ne premakne ravnotežja.

Primer: H 2 + Cl 2 = 2HCl

2V=2V

(Poskus (video poskus) “Vpliv tlaka na premik kemijskega ravnovesja”) ( Diapozitiv 18)).

Le Chatelierjevo načelo ni uporabno samo za kemijske reakcije, temveč tudi za številne druge procese: izhlapevanje, kondenzacijo, taljenje, kristalizacijo itd. Pri proizvodnji najpomembnejših kemičnih izdelkov Le Chatelierjevo načelo in izračuni, ki izhajajo iz zakona o delovanju mas omogočajo najti takšne pogoje za izvedbo kemijskega procesa, ki zagotavlja največji izkoristek želene snovi.(Slide 20,21).

IV. Utrjevanje (prosojnica 22).

1. Kemik potisne reakcijo v hrbet: "Naj te malo premaknem!" Ona odgovori: »Saj me poznaš: brez ognja ne morem živeti niti ure niti dneva! In za izboljšanje razpoloženja prosim, celo zahtevam: višji krvni tlak! Poleg tega ne pozabite: jaz sem taka reakcija, da mi je pomembna koncentracija reagentov.” In kemik je pomislil: »Zdaj mi je vse jasno. Absorbirate toploto - in to je čudovito! Takoj ko se prižgejo gorilniki pod bučko, pojdi naprej, reakcija, desno ob puščici. To so rože, vendar bodo tudi sadovi - Izkoristek proizvoda bo povečal pritisk! Več koncentracije ... Ja, prav imaš: dal ti bom več snovi.« Reakcija je začela poslušno delovati in tvorila uporaben in potreben izdelek. To so sanje, ki jih je imel kemik. Kakšne zaključke bo naredil?

V. Posploševanje in sklepi.

Tako smo v tej lekciji bolj poglobljeno proučevali kemijsko ravnovesje - ki lahko nastane pri reverzibilnih kemijskih reakcijah, prav tako pa smo pridobili razumevanje dejavnikov, ki povzročajo premik kemijskega ravnovesja proti neposredni ali obratni reakciji, o čemer smo se eksperimentalno prepričali .

V I . Reševanje nalog enotnega državnega izpita (A del).(Slide 23,24).

1. Pogoj za ireverzibilnost kemijske transformacije.

A) nastanek šibkega elektrolita

B) absorpcija velike količine toplote

B) interakcija šibkih in močnih elektrolitov

D) oslabitev barve raztopine.

2. Za premik ravnovesja v sistemu

CaCO 3(t) ↔ CaO (t) + CO 2(t) – Q

V smeri reakcijskih produktov je potrebno

A) povečati tlak b) povečati temperaturo

C) uvedemo katalizator d) znižamo temperaturo

3. Ko tlak narašča, se kemijsko ravnovesje v sistemu ne premakne

A) 2H 2 S (g) + 3O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2SO 2 (g)

B) 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g)

B) H 2 (g) + I 2 (g) = 2HI (g)

D) SO 2 (g) + CL 2 (g) = SO 2 CL 2 (g)

4. Ali so naslednje sodbe o premiku kemijskega ravnovesja v sistemu pravilne?

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g) + Q ?

A. Ko se tlak zmanjša, se kemijsko ravnovesje v tem sistemu premakne proti produktu reakcije.

B. Ko koncentracija ogljikovega dioksida narašča, se kemijsko ravnovesje sistema premakne proti produktu reakcije.

a) drži samo A c) držita obe sodbi

b) drži le B d) obe sodbi sta nepravilni

5. V sistemu

2SO 2 (g) + O 2 (g) ↔ 2SO 3 (g) + Q

Premik kemijskega ravnovesja proti izhodnim snovem bo olajšal

a) znižanje tlaka

b) znižanje temperature

c) povečanje koncentracije SO 2

d) zmanjšanje koncentracije SO 3

6. Kemijsko ravnotežje v sistemu

C 4 H 10 (g) ↔ C 4 H 6 (g) + 2H 2 (g) -Q

strani obratne reakcije, če

A) zvišajte temperaturo

B) zmanjšajte koncentracijo H 2

B) dodajte katalizator

D) zvišanje krvnega tlaka

Zdaj preverite pravilnost svojih odgovorov. (Slide 25).

1 – a

2 – b

3 – v

4 – a

5 – a

6 – g

VII. § 14, ex. 1-8. (Slide 26).

Reverzibilnost kemijskih reakcij.Kemijsko ravnotežje.

11. razred

(raven profila)

Učitelj kemije, srednja šola MBOU, vas Kadgaron Khetagurova F.A.

2012-2013 študijsko leto leto.

Rabljene knjige.

1. O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova "Kemija" - M.: "Drofa", 2009.

2. O.S. Gabrielyan, I.G. Ostroumov "Splošna kemija" - učbenik Olma, 2008.

3. O.S.Gabrielyan, G.G.Lysova, A.G.Vvedenskaya "Priročnik za učitelja kemije", I. del, 11. razred. - M.: "Drofa", 2009.

4.T.P. Troegubov "Razvoj na področju kemije" - M.: "Vako", 2009.

5. A.S. Egorov "Učitelj kemije" - "Feniks", 2008.

6. S.A. Litvinova, N.V. Mankevich “Anorganska kemija. Celoten šolski tečaj je v tabelah" - Minsk: "Moderna šola: Kuzma", 2009.

7. A.N. Levkin, A.A. Kartsova, E.D. Krutetskaya: Enotni državni izpit. (Serija "Končni nadzor: Enotni državni izpit") - M.; Sankt Peterburg: Izobraževanje, 2011.

8. G.P. Khomchenko "Priročnik o kemiji za tiste, ki vstopajo na univerze" - M.: "New Wave"., 2004.

9.V.N.Doronkin, A.G.Berezhnaya, T.V.Sazhneva, V.A.Fevraleva “Priprava na enotni državni izpit” - Rostov-na-Donu “Legion”, 2010

10. D. M. Dobrotin, A. A. Kaverina, M. G. Snastina »Enotni državni izpit-2011. Kemija: standardne možnosti izpita: 30 možnosti.« - FIPI, M.; "Narodna vzgoja". 2011.

Reverzibilnost kemijskih reakcij. Kemijsko ravnotežje.

11. razred

Osnovni pojmi: reverzibilne in ireverzibilne kemijske reakcije, kemijsko ravnotežje, ravnotežne koncentracije, ravnotežna konstanta, hitrost reakcije, Le Chatelierjev princip. Oprema: raztopina F eCl 3; KNCS; KCl; škrobna pasta; epruvete, voda, alkoholna svetilka, držalo.

Med poukom. Frontalna anketa 1. Določitev hitrosti kemijske reakcije. 2. Formule za izražanje hitrosti in enote za hitrost: a) homogena reakcija; b) heterogena reakcija. 3. Naštejte dejavnike, ki vplivajo na hitrost kemijske reakcije. 4. Kako je hitrost kemijske reakcije odvisna od koncentracije? 5. Katere snovi imenujemo katalizatorji? Zaviralci? Kakšna je razlika med njihovim vplivom na hitrost kemične reakcije? Pomen katalizatorjev in inhibitorjev v proizvodnji in življenju živih organizmov. 6. Kaj morate vedeti o kemijski reakciji, da določite njeno hitrost?

Učenje nove snovi. Predstavitveni načrt. 1. Reakcije so reverzibilne in ireverzibilne. Znaki ireverzibilnosti 2. Kemijsko ravnotežje. Konstanta kemijskega ravnovesja. 3. Dejavniki, ki povzročajo premik v kemijskem ravnovesju. Le Chatelierjevo načelo. Eksperimentirajte. 4. Uporaba Le Chatelierjevega načela. 5. Reševanje nalog enotnega državnega izpita.

Reverzibilne in ireverzibilne reakcije. Reverzibilne kemijske reakcije so reakcije, ki potekajo istočasno v smeri naprej in nazaj pod enakimi pogoji. Na primer: H 2 + I 2 ↔ 2HI CaCO 3 ↔ CaO + CO 2 Ireverzibilne kemijske reakcije so reakcije, ki potekajo enosmerno, dokler se reaktanti popolnoma ne pretvorijo v reakcijske produkte. Na primer: Na 2 SO 4 + BaCl 2  BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Znaki ireverzibilnosti. CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – nastala je oborina Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 – nastal je šibek elektrolit, ki razpade na vodo in ogljikov dioksid. H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O - nastala je voda - zelo šibek elektrolit.

Kemijsko ravnotežje. Vrnimo se k reverzibilni reakciji vodika z jodovimi hlapi. V skladu z zakonom o masnem delovanju ima kinetična enačba direktne reakcije obliko: V pr = k pr Sčasoma se hitrost direktne reakcije zmanjšuje, ker vhodne snovi se porabijo. Hkrati se s kopičenjem vodikovega jodida v sistemu poveča hitrost njegove reakcije razgradnje: V arr = k arr [HI] ² Pri kateri koli reverzibilni reakciji bo prej ali slej prišel trenutek, ko se bodo stopnje neposredne in obratni procesi postanejo enaki. Stanje reverzibilnega procesa, v katerem sta hitrosti prednjih in povratnih reakcij enaki, imenujemo kemijsko ravnovesje.

Konstanta kemijskega ravnovesja. Za stanje kemijskega ravnotežja je značilna posebna vrednost - konstanta ravnotežja. Za naš primer ima konstanta ravnotežja obliko: K enako = ² / Konstanta ravnotežja k je enaka razmerju konstant hitrosti neposredne in povratne reakcije ali razmerju produkta ravnotežnih koncentracij produktov in reagentov povišano na potenco, ki je enaka koeficientom v reakcijski enačbi. Vrednost konstante ravnotežja je določena z naravo reagirajočih snovi in ​​je odvisna od temperature.

Vrednost konstante ravnotežja označuje popolnost reverzibilne reakcije. Če je K enak 1, v ravnotežnem sistemu praktično ni več začetnih reaktantov in ravnotežje je premaknjeno v desno.

Dejavniki, ki povzročajo premik v kemijskem ravnovesju. Stanje kemijskega ravnovesja se lahko vzdržuje dolgo časa pod stalnimi zunanjimi pogoji: temperatura, koncentracija izhodnih snovi ali končnih produktov, tlak (če so v reakciji vključeni plini). Če spremenite te pogoje, lahko sistem prenesete iz enega ravnotežnega stanja v drugo, ki ustreza novim pogojem. Ta prehod se imenuje premik ali premik ravnotežja. Nadzor premika je mogoče predvideti z uporabo Le Chatelierjevega principa, 1884.

Zgodovinska referenca. Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), francoski kemik, je preučeval procese kemijskih reakcij. Načelo ravnotežnega premika je najbolj znan, a še zdaleč ne edini znanstveni dosežek Le Chatelierja. S svojimi znanstvenimi raziskavami je postal znan po vsem svetu. Dočakal je 86 let.

Le Chatelierjevo načelo. Henri Louis De Chatelier je znan po vsem svetu. Ni bil kralj ali princ, vendar je odkril čudovito načelo, ki je uporabno kemikom za premikanje vseh vrst ravnovesij. Če se na sistem v stanju kemijskega ravnovesja izvaja zunanji vpliv (spreminjanje tlaka, koncentracije snovi ali temperature), se bo ravnotežje premaknilo v smeri prednostnega pojava procesa, ki oslabi ustvarjeni učinek. Le Chatelierjevo načelo je načelo »škodljivosti«, načelo »obratno«.

Sprememba koncentracije: A) če povečamo koncentracijo končnih produktov, se ravnotežje premakne v smeri nastanka začetnih produktov, t.j. prevladuje obratna reakcija. B) povečamo koncentracijo izhodnih produktov, ravnotežje se premakne v smeri nastanka končnih produktov, prevladuje direktna reakcija. C) z zmanjšanjem koncentracije končnih produktov se ravnotežna reakcija premakne proti njihovi tvorbi, prevladuje neposredna reakcija. D) ko se koncentracija produktov začetne reakcije zmanjša, prevladuje obratna reakcija.

Učinek sprememb tlaka. A) s povečanjem tlaka se ravnotežje premakne v smeri reakcije, pri kateri se količina nastalih plinastih produktov zmanjša. B) z zniževanjem tlaka se ravnotežje premakne proti reakciji, pri kateri se poveča prostornina nastalih plinastih produktov. Primer: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 c) če so prostornine plinastih produktov enake tako v premični kot v povratni reakciji, sprememba tlaka ne premakne ravnotežja. Primer: H 2 + Cl 2 =2HCl 2V=2V

Učinek temperaturnih sprememb. A) s povišanjem temperature se kemijsko ravnovesje premakne proti endotermni reakciji. B) ko se temperatura zniža, se kemijsko ravnotežje premakne proti eksotermni reakciji. Primer: N 2 (g) + H 2 (g) → 2 NH 3 (g) +92 kJ, 2 NH 3 (g) → N 2 (g) + H 2 (g) - 92 kJ.

Pomen Le Chatelierjevega načela.

Proizvodnja amoniaka in metanola.

Utrjevanje. Kemik potisne reakcijo v hrbet: "Naj te malo premaknem!" « Ona odgovori: »Poznaš me: brez ognja ne morem živeti niti eno uro ali en dan!« In za izboljšanje razpoloženja prosim, celo zahtevam: višji krvni tlak! Poleg tega ne pozabite: jaz sem taka reakcija, da mi je pomembna koncentracija reagentov.” In kemik je pomislil: »Zdaj mi je vse jasno. Absorbirate toploto - in to je čudovito! Takoj ko se prižgejo gorilniki pod bučko, pojdi naprej, reakcija, desno ob puščici. To so rože, vendar bodo tudi sadovi - Izkoristek proizvoda bo povečal pritisk! Več koncentracije ... Ja, prav imaš: dal ti bom več snovi.« Reakcija je začela poslušno delovati in tvorila uporaben in potreben izdelek. To so sanje, ki jih je imel kemik. Kakšne zaključke bo naredil?

Naloge enotnega državnega izpita. 1. Pogoj za ireverzibilnost kemijske transformacije. a) nastanek šibkega elektrolita b) prevzem velike količine toplote c) interakcija šibkega in močnega elektrolita d) oslabitev barve raztopine. 2. Za premik ravnovesja v sistemu CaCO 3(s) ↔ CaO (s) + CO 2(s) – Q proti produktom reakcije je potrebno a) povečati tlak b) povečati temperaturo c) uvesti katalizator d) znižamo temperaturo 3. S povišanjem tlaka se kemijsko ravnotežje v sistemu ne premakne a) 2H 2 S (g) + 3O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2SO 2 (g) b ) 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) c) H 2 (g) + I 2 (g) = 2HI (g) g) SO 2 (g) + CL 2 (g) = SO 2 CL 2 (g)

4. Ali so naslednje sodbe o premiku kemijskega ravnotežja v sistemu 2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g) + Q pravilne? A. Ko se tlak zmanjša, se kemijsko ravnovesje v tem sistemu premakne proti produktu reakcije. B. Ko koncentracija ogljikovega dioksida narašča, se kemijsko ravnovesje sistema premakne proti produktu reakcije. a) drži le A c) pravilni sta obe sodbi b) drži le B d) obe sodbi nista pravilni 5. V sistemu 2 SO 2 (g) + O 2 (g) ↔ 2SO 3 (g) + Q je premiki kemijskega ravnotežja proti prvotnim snovem bodo prispevali k a) znižanju tlaka c) povečanju koncentracije SO 2 b) znižanju temperature d) znižanju koncentracije SO 3 6. Kemijsko ravnovesje v sistemu C 4 H 10 (g) ↔ C 4 H 6 (g) + 2H 2 ( d) -Q stran reverzne reakcije, če a) povečamo temperaturo c) dodamo katalizator b) zmanjšamo koncentracijo H 2 d) povečamo pritisk

Preverite sami! 1 – a 2 – b 3 – c 4 – a 5 – a 6 – d

Domača naloga. § 14, ex. 1-8.