Zasada Le Chatelier ma zastosowanie do.. Zasada Le Chatelier

Główne kamienie milowe biografii

Le Chatelier urodził się w Paryżu w rodzinie inżyniera górnictwa. Od najmłodszych lat ojciec zaszczepił w synu zainteresowanie nauką. Matka wychowała się w surowości i dyscyplinie pod hasłem „Porządek to jedna z najdoskonalszych form cywilizacji”. Le Chatelier otrzymał wykształcenie podstawowe i średnie w Rolland College, jednocześnie studiował w Akademii Wojskowej.

Kształcił się w Politechnice, później w Wyższej Szkole Górniczej w Paryżu. Podczas studiów Le Chatelier pracował dla A.E. Św. Clair Deville w laboratorium uczęszczał na wykłady w College de France. Lubił nauki przyrodnicze, języki starożytne, zagadnienia religijne.

Pracował jako inżynier górniczy w Besançon iw Paryżu.

W 1875 ożenił się.

Od 1878 do 1919 - profesor Wyższej Szkoły Górniczej i prawie jednocześnie (1898-1907) - profesor College de France.

1886 - Kawaler Orderu Legii Honorowej.

W latach 1907-1925 Pracował na Uniwersytecie Paryskim jako adiunkt i kierownik katedry chemii.

W 1898 zastąpił Paula Schützenberga w Collège de France, gdzie wykładał chemię nieorganiczną.

1907 – nadinspektor kopalń.

Od 1907 był członkiem Paryskiej Akademii Nauk.

W 1916 Royal Society of London uhonorowało Le Chateliera Medalem Davy'ego.

Od 1931 - prezes Francuskiego Towarzystwa Chemicznego. Był członkiem wielu akademii nauk i towarzystw naukowych, w tym zagranicznym członkiem korespondentem Petersburskiej Akademii Nauk i honorowym członkiem Akademii Nauk ZSRR.

Le Chatelier zmarł w 1936 roku w wieku 85 lat.

Działalność naukowa

Do głównych osiągnięć naukowych należą:

1. Studiował procesy spalania, zapłonu, wybuchów, detonacji pary (wraz z F. Mallarem i P.E.M. Berthelotem).
2. Zaproponował metodę wyznaczania pojemności cieplnych gazów w wysokich temperaturach.
3. Studiował procesy chemiczne i technologiczne w metalurgii.
4. Sformułował prawo przemieszczenia równowagi chemicznej, zgodnie z którym równowaga w układzie równowagi pod wpływem czynników zewnętrznych przesunie się w kierunku przeciwnym do tego działania (zasada Le Chateliera).
5. Zaprojektował pirometr termoelektryczny, który umożliwia określenie temperatury ciał po ich kolorze; stworzył mikroskop metalograficzny, który pomaga w badaniu ciał nieprzezroczystych, udoskonalił metodologię badania struktury metali i stopów.
6. Potwierdził analogię między roztworami a stopami, badając reżim temperaturowy krystalizacji układów składających się z dwóch metali i dwóch soli.
7. Studiował metody przygotowania i właściwości cementów, badał problemy wypalania cementu i jego utwardzania. Stworzył teorię „krystalizacji” – teorię twardnienia cementu.
8. Wyprowadził równanie termodynamiczne, które ustala zależność między temperaturą procesu rozpuszczania, rozpuszczalnością i ciepłem topnienia substancji.
9. Wynalazł termoparę platynowo-rodową.
10. Odkrył warunki do syntezy amoniaku.

Efekt temperatury

W każdej reakcji odwracalnej jeden z kierunków odpowiada procesowi egzotermicznemu, a drugi endotermicznemu.

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

Reakcja do przodu jest egzotermiczna, a reakcja odwrotna jest endotermiczna.

Wpływ zmiany temperatury na położenie równowagi chemicznej podlega następującym zasadom: Wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, gdy temperatura spada, w kierunku reakcji egzotermicznej.

Wpływ ciśnienia

We wszystkich reakcjach z udziałem substancji gazowych, którym towarzyszy zmiana objętości spowodowana zmianą ilości substancji w przejściu od substancji wyjściowych do produktów, na położenie równowagi wpływa ciśnienie w układzie.

Wpływ ciśnienia na położenie równowagi podlega następującym zasadom: Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku powstawania substancji (lub produktów wyjściowych) o mniejszej objętości; gdy ciśnienie spada, równowaga przesuwa się w kierunku powstawania substancji o dużej objętości:

N 2 + 3H 2 2NH 3

Tak więc podczas przejścia od substancji wyjściowych do produktów objętość gazów zmniejszyła się o połowę. Oznacza to, że wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia NH 3, o czym świadczą następujące dane dla reakcji syntezy amoniaku w 400°C:

Wpływ koncentracji

Wpływ koncentracji na stan równowagi podlega następującym zasadom:

• Wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga przesuwa się w kierunku powstawania produktów reakcji;
• Wraz ze wzrostem stężenia jednego z produktów reakcji równowaga przesuwa się w kierunku powstawania substancji wyjściowych.

Uwagi

Fundacja Wikimedia. 2010 .

Zobacz, czym jest „zasada Le Chatelier-Brown” w innych słownikach:

Zasada Le Chateliera Browna (1884), jeśli na układ w stabilnej równowadze działa się z zewnątrz, zmieniając dowolny z warunków równowagi (temperaturę, ciśnienie, stężenie, zewnętrzne pole elektromagnetyczne), to w ... ... Wikipedia

Zasada Le Chateliera Browna (1884) jeśli na układ w równowadze działa się z zewnątrz, zmieniając dowolny z warunków (temperatura, ciśnienie, stężenie), to równowaga zostaje przesunięta w taki sposób, aby tę zmianę zmniejszyć. Henri ... ... Wikipedia

Zasada Le Chatelier-Brown- Le Šateljė ir Brauno principas statusas T sritis chemija apibrėžtis Principas, pagal kurį pusiausviroji sistema, kintant išorės sąlygoms, pati mažina išorės poveikį. atitikmenys: pol. Le Chatellier Braun zasada rus. Zasada Le Chatelier-Brown... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

Henri Louis Le Chatelier Henri Louis Le Chatelier (francuski Henri Louis Le Chatelier; 8 października 1850, Paryż 17 września 1936, Miribel les Echelles) Francuski fizyk i chemik. Spis treści 1 Biografia ... Wikipedia

Po rozważeniu, jak zmiana stężeń reagentów wpływa na stan równowagi, przejdźmy do rozważenia wpływu zmian temperatury i ciśnienia na równowagę.

Wzrost temperatury ogólnie przyspiesza wszystkie reakcje chemiczne, ale przyspieszenie to jest inne dla różnych reakcji. W większości przypadków szybkości reakcji do przodu i do tyłu nie zmieniają się tyle samo razy, a jedna z nich zaczyna przebiegać szybciej. Jednak akumulacja produktów reakcji dominującej z jednej strony, a z drugiej strony spadek zaangażowanych w nią substancji, stopniowo wyrównuje szybkości obu procesów. W ten sposób ponownie pojawia się równowaga, ale przy różnych stężeniach każdej z substancji niż wcześniej. Wynika z tego, że każda temperatura odpowiada własnemu stanowirównowaga, tak jak na przykład każda temperatura ma swój własny .

Kierunek, w którym równowaga przesuwa się wraz ze zmianą temperatury, jest określony przez prawo van't Hoffa, które ma zastosowanie do dowolnych układów równowagi:

Jeśli temperatura układu w równowadze zmienia się, wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku procesu, który przebiega z pochłanianiem ciepła, a gdy temperatura spada, przesuwa się w przeciwnym kierunku.

W odniesieniu do odwracalnych procesów chemicznych oznacza to, że wzrost temperatury powoduje przesunięcie równowagi w kierunku reakcji endotermicznej, spadek temperatury przesuwa równowagę w przeciwnym kierunku.

Podajmy przykłady.

Jodek rozkłada się po podgrzaniu do jodu i. Reakcja jest odwracalna i w wysokich temperaturach przebiega od lewej do prawej z absorpcją ciepła:

2HJ⇄H2 + J2 - 12 kcal

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w prawo, wzrastają stężenia wodoru i jodu w mieszaninie, a stężenie jodowodoru maleje.

Każdy odwracalny rozkład w chemii nazywa się dysocjacją. Jeśli proces ten jest spowodowany ogrzewaniem, nazywa się to dysocjacją termiczną.

Podobnie jak jodowodór, wiele innych dysocjuje po podgrzaniu. We wszystkich takich przypadkach wzrost temperatury, zgodnie z prawem van't Hoffa, zwiększa (czyli względną ilość rozłożonej materii), przesuwając równowagę w kierunku tworzenia produktów dysocjacji.

Przykładem reakcji przebiegającej z wydzieleniem ciepła jest reakcja tworzenia bezwodnika siarkowego z bezwodnika siarkowego i tlenu:

2SO 2 + O 2 ⇄ 2SO3+46 kcal

W tym przypadku wzrost temperatury przesuwa równowagę w lewo, ponieważ reakcja odwrotna oczywiście przebiega z pochłanianiem ciepła (patrz np. s. 73). Aby przesunąć równowagę w prawo, czyli zwiększyć zawartość SO3 w mieszaninie reakcyjnej, konieczne jest obniżenie temperatury.

Prawo Van't Hoffa jest tylko szczególnym przypadkiem bardziej ogólnego prawa, które określa wpływ różnych czynników na układ równowagi i jest znane jako

Zasada Le Chatel W odniesieniu do równowagi chemicznej zasada ta może być sformułowana w następujący sposób.

Jeśli zmienisz jeden z warunków, w których układ znajduje się w stanie równowagi chemicznej, taki jak temperatura, ciśnienie lub stężenie, równowaga przesunie się w kierunku reakcji przeciwdziałającej zmianie.

Stosując tę ​​zasadę w przypadku zmiany temperatury, widzimy, że wzrost temperatury powinien przesunąć równowagę w kierunku reakcji, która obniża temperaturę, a więc postępuje z pochłanianiem ciepła. Spadek temperatury powoduje przesunięcie równowagi w kierunku reakcji przebiegającej z wydzieleniem ciepła.

Przesunięcie równowagi wraz ze zmianą ciśnienia w wyniku kompresji mieszaniny reagujących substancji może mieć miejsce, gdy w reakcji uczestniczą substancje gazowe. W tym przypadku, zgodnie z zasadą Le Chateliera, równowaga powinna przesunąć się w kierunku reakcji osłabiającej dokonaną zmianę, tj. zmniejszającej ciśnienie, jeśli zostało zwiększone, i wzrastające, jeśli zostało zmniejszone. Ale w zamkniętej przestrzeni w stałej temperaturze zmiana ciśnienia w wyniku reakcji może wystąpić tylko wtedy, gdy reakcji towarzyszy zmiana całkowitej liczby cząsteczek substancji gazowych. Na przykład reakcja tworzenia dwutlenku azotu z tlenku azotu i tlenu w wysokiej temperaturze jest odwracalna i nie kończy się:

2NO + O 2 2NO 2

Ponieważ tylko dwie cząsteczki dwutlenku azotu powstają z dwóch cząsteczek tlenku azotu i jednej cząsteczki tlenu, oczywiste jest, że konwersja tlenku azotu i tlenu w dwutlenek azotu w zamkniętym naczyniu spowoduje spadek ciśnienia. Reakcji odwrotnej - rozkładowi dwutlenku azotu na tlenek azotu i - towarzyszyć będzie wzrost ciśnienia. Dlatego, jeśli w stanie równowagi sprężymy mieszaninę gazów i tym samym zwiększymy ciśnienie, to zgodnie z zasadą Le Chateliera równowaga po sprężaniu zacznie się przesuwać w prawo i ciśnienie ponownie się zmniejszy. I odwrotnie, jeśli pozwolimy mieszaninie nabrać większej objętości i tym samym obniżyć ciśnienie, równowaga przesunie się w lewo, powodując ponowne zwiększenie ciśnienia. W ten sposób dochodzimy do następującego wniosku:

Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia mniejszej liczby cząsteczek gazu, ze spadkiem ciśnienia - w kierunku tworzenia większej liczby cząsteczek.

Oczywiste jest, że jeśli podczas reakcji liczba cząsteczek substancji gazowych nie zmienia się, jak na przykład podczas reakcji

CO 2 + H 2 ⇄ CO + H 2 O

wtedy ani wzrost, ani spadek ciśnienia nie zakłóca równowagi.

Wreszcie łatwo jest zweryfikować, że przesunięcie równowagi wraz ze zmianą stężeń reagujących substancji jest również zgodne z zasadą Le Chateliera. Rzeczywiście, gdy zwiększamy stężenie jednej z substancji uczestniczących w równowadze, równowaga zawsze przesuwa się w kierunku reakcji, która obniża stężenie tej samej substancji. Na przykład w reakcji między dwutlenkiem węgla a wodorem wzrost stężenia dwutlenku węgla przesuwa równowagę w kierunku powstawania tlenku węgla i pary wodnej, a stężenie dwutlenku węgla ponownie spada. Wręcz przeciwnie, spadek stężenia jednej z substancji powoduje przesunięcie równowagi w kierunku powstawania tej substancji.

Wprowadzenie katalizatora do układu równowagi nie zmienia stanu równowagi, ponieważ katalizator w równym stopniu przyspiesza zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu. Jednak rola katalizatorów w reakcjach odwracalnych jest bardzo ważna. W niskich temperaturach, ze względu na małą szybkość reakcji, równowaga między oddziałującymi substancjami zwykle ustala się bardzo powoli. Oczekiwanie na powstanie znacznej ilości produktów reakcji zajmuje dużo czasu. Możliwe jest oczywiście przyspieszenie początku równowagi poprzez podniesienie temperatury, ale jeśli interesujący nas produkt zostanie utworzony z uwolnieniem ciepła, to uzyskamy bardzo niewiele, ponieważ w wysokiej temperaturze równowaga będzie silnie przesunięty w przeciwnym kierunku. Zastosowanie katalizatorów umożliwia przyspieszenie początku stanu równowagi bez podnoszenia temperatury, a tym samym uzyskanie tej samej ilości substancji, ale w krótszym czasie.

Nikołajew gimnazjum

Lekcja publiczna:

„Równowaga chemiczna.

Zasada Le Chateliera.

Przygotowane przez:

nauczyciel chemii

Safonova N.V.

Podmiot: „Równowaga chemiczna. Zasada Le Chateliera.

Cele Lekcji: uogólniać i pogłębiać wiedzę o odwracalnych reakcjach chemicznych, równowadze chemicznej i warunkach jej przemieszczenia. Rozważmy zasadę Le Chateliera.

Plan lekcji.

1. Sprawdzanie pracy domowej: klasyfikacja reakcji chemicznych.

2. Wyjaśnienie nowego materiału.

3. Konsolidacja badanych

4. Praca domowa.

5. Wyniki lekcji.

Sprawdzam pracę domową.

1) Jak klasyfikowane są reakcje chemiczne? Nadaj nazwy według różnych kryteriów klasyfikacji:

Odpowiedź: Według liczby i składu reagentów i produktów reakcji: izomeryzacja, łączenie, rozkład, podstawienie i wymiana;

Zmieniając stany utlenienia: OVR i bez zmiany art. OK.;

Zgodnie z efektem termicznym: egzo- i endotermiczny;

Skład fazowy (agregatowy): jednorodny i niejednorodny;

Według udziału katalizatora: katalityczny i niekatalityczny;

Według kierunku: nieodwracalne i odwracalne itp.

2) Studenci otrzymują zadania i przeprowadzają reakcje w mikrolaboratoriach.

Praca laboratoryjna.

Przeprowadź reakcje, wskaż znaki, wykonaj równania w formach molekularnych i jonowych, wskaż rodzaj każdej reakcji, która z nich dobiegnie do końca? Dodaj 2-3 krople każdego odczynnika do probówek.

a) węglan sodu + kwas solny →

b) wodorotlenek sodu (dodaj kroplę fenoloftaleiny) + kwas siarkowy →

c) siarczan miedzi(II) + wodorotlenek sodu →

d) chlorek żelaza(III) + kwas siarkowy →

Odpowiedź: są to reakcje wymiany, w pierwszym uwalniany jest gaz reakcyjny, w drugim powstaje woda (substancja niskodysocjująca), w trzecim wytrąca się osad, aw czwartym jest odwracalny, nie obserwuje się żadnych oznak reakcji. Zgodnie z regułą Bertholleta reakcje wymiany zachodzące w roztworach zachodzą do końca tylko wtedy, gdy tworzą osad, gaz lub wodę.

3) Zdefiniuj reakcje odwracalne i nieodwracalne.

Odpowiedź: reakcje odwracalne - reakcje przebiegające w przeciwnych kierunkach, nieodwracalne - przebiegają tylko w jednym kierunku, z całkowitą konwersją substancji wyjściowych.

Wyjaśnienie nowego materiału:

Odkryliśmy, że reakcja

2FeCl 3 + 3Н 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + 6HCl

2Fe 3+ +6Cl - +6H + +3SO4 2- 2Fe 3+ +3SO4 2- +6H + +6Cl -

jest odwracalny, uczniowie mogą zapoznać się z równaniem reakcji bezpośredniej i odwrotnej.

W początkowej fazie szybkość reakcji do przodu znacznie przewyższa szybkość reakcji odwrotnej, ale przychodzi moment, kiedy ich szybkości są wyrównane.

Stan układu, w którym szybkość reakcji do przodu jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa siębilans chemiczny.

Równowaga chemiczna to dynamiczny (ruchomy), ponieważ gdy to nastąpi, zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu zachodzą jednocześnie w tym samym tempie.

Na stałym poziomie temperatura, ciśnienie, równowaga reakcji odwracalnej mogą trwać w nieskończoność.

Zasada Le Chateliera.

Bardzo niewiele reakcji jest nieodwracalnych. Większość syntez przemysłowych opiera się na reakcjach odwracalnych.

W produkcji są oczywiście zainteresowani dominującym przepływem reakcji bezpośredniej. Powstaje problem: jak przesunąć równowagę chemiczną w kierunku reakcji bezpośredniej. Problem ten został rozwiązany w drugiej połowie XIX wieku.

Francuski chemik Henri Le Chatelier w 1885 r. wydedukował, a niemiecki fizyk Ferdinand Braun w 1887 r. uzasadnił ogólne prawo przesunięcia równowagi chemicznej w zależności od czynników zewnętrznych, które jest obecnie znane jakoZasada Le Chatelier:

Jeżeli układ, który jest w stanie równowagi chemicznej, zostanie poddany jakimkolwiek oddziaływaniom (na zmianę stężenia, temperatury, ciśnienia), to równowaga zostaje przesunięta w takim kierunku, który przyczynia się do osłabienia tego oddziaływania.

Tę zasadę można by nazwać zasadą„Rób odwrotnie, a osiągniesz swój cel.”

A teraz przyjrzyjmy się bliżej, jak możesz zmienić równowagę chemiczną za pomocąstężenie, temperatura, ciśnienie.

Stężenie.

Rozważ reakcję wymiany między chlorkiem żelaza (III) a rodankiem amonu:

FeCl 3 + 3NH 4 CNSFe (СNS) 3 + 3NH 4 Cl

Dzięki obecności cząsteczek Fe(CNS) pojawia się charakterystyczny krwistoczerwony kolor 3 .

Otrzymany w szklance roztwór wlewa się równo do 3 probówek;

1-standardowy;

2-dodaj roztwór NH 4 CNS - kolor nasila się, równowaga przesuwa się w prawo, w kierunku tworzenia tiocyjanianu żelaza (III) Fe (CNS) 3 ;

3-dodaj krystaliczny NH 4 Cl, wymieszać szklanym prętem. Barwa roztworu słabnie w miarę rozpuszczania się chlorku amonu, co wskazuje na przesunięcie równowagi w lewo, w kierunku tworzenia chlorku żelaza (III) i tiocyjanianu amonu.

Wnioskujemy:

* wraz ze wzrostem stężenia reagentów równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku powstawania produktów reakcji;

* wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku powstawania substancji wyjściowych.

PS Możesz rozważyć wpływ koncentracji na przykładzie reakcji

3C 6 H 5 OH + FeCl 3 (C 6 H 5 O) 3 Fe + 3HCl

Fioletowy

Po dodaniu HCl kolor zanika, ponieważ równowaga reakcji chemicznej przesuwa się w lewo i kompleks: fenolan żelaza (III) ulega zniszczeniu.

Temperatura.

Proces rozkładu kwasu azotowego przebiega w normalnych warunkach w świetle, więc roztwór kwasu azotowego i bezwodnego HNO 3 pomalowane na brązowo (zanieczyszczenie NO 2 - brązowy gaz). Ten proces jest zrównoważony.

4HNO 3 4NO 2 + O 2 +2H 2 O -Q

Równowagę reakcji można przesunąć w prawo za pomocą temperatury.

W trakcie reakcji bezpośredniej ciepło jest pochłaniane, aby równowaga przesunęła się w prawo (Vpr>Varr, V to szybkość reakcji chemicznej), należy podwyższyć temperaturę, wtedy układ będzie się ochładzał i rozpocznie się proces endotermiczny, czyli reakcja bezpośrednia.

Dodać wskaźnik pomarańczy metylowej i podgrzać probówkę kwasem azotowym. Kolor zmienia się z różowego na pomarańczowy, co wskazuje na neutralne środowisko i kwaśny rozkład.

Jeśli reakcja jest endotermiczna, to po podgrzaniu Vpr>Var.

Jeśli reakcja jest egzotermiczna, to po podgrzaniu Vrev> Vpr.

* Jeżeli układ jest ogrzewany, to w dużej mierze zajdzie reakcja, która to ciepło pochłonie (pochłonie); tj. reakcja endotermiczna.

* Jeśli ochłodzisz układ, to w dużej mierze zajdzie reakcja, która uwolni to ciepło; tj. reakcja egzotermiczna.

Nacisk.

Na przykład utleniania tlenku siarki (4) do bezwodnika siarkowego. 2SO 2+O2 2SO3+Q

3V 2V

SO 3 - w warunkach produkcyjnych (przy wysokich t i p) jest w stanie gazowym.

Ciśnienie jest bezpośrednio związane z objętością (p~v)

Reakcja bezpośrednia zachodzi wraz ze spadkiem ciśnienia (liczba moli substancji gazowych).

Aby nastąpiła bezpośrednia reakcja, konieczne jest zrobienie czegoś przeciwnego, tj. zwiększyć ciśnienie, aby system następnie je obniżył.

Wzrost ciśnienia prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji z mniejszą liczbą cząsteczek.

2SO2 +O2 2SO3 +Q

aby przesunąć równowagę w prawo, konieczne jest:

1) wziąć nadmiar jednej z substancji wyjściowych;

2) przyjąć jak najniższą temperaturę (w warunkach produkcyjnych ~ 400С);

3) zwiększyć ciśnienie.

Następnie klasa jest zaproszona do obejrzenia filmu „Dynamiczny charakter równowagi chemicznej”, który omawia proces utleniania dwutlenku siarki, tj. reakcja 2SO 2+O2 2SO3+Q

Po obejrzeniu klasa jest proszona o odpowiedź pytanie: Jak katalizator wpływa na równowagę chemiczną? W jaki sposób V 2 O 5

przesuwa równowagę reakcji?

Odpowiedź: Katalizator nie wpływa na równowagę chemiczną, w równym stopniu przyspiesza zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu.

Możesz rozważyć wpływ nacisku na przykładzie reakcji:

2NO+O2 2NO2+Q

NO - bezbarwny gaz, NO 2 - brązowy gaz

Proponowane jest również obejrzenie fragmentu filmu z tego procesu.

Wiadomość studencka.

Najczęściej zasada Le Chateliera służy do znalezienia warunków, które zwiększają wydajność pożądanego produktu. Rzadziej mówimy o tym, jak zmniejszyć wydajność szkodliwego produktu.

W ludzkim ciele zachodzą procesy biochemiczne, które również można regulować zgodnie z zasadą Le Chatelier. Czasami w wyniku takiej reakcji w organizmie zaczynają wytwarzać się substancje - trucizny, które powodują konkretną chorobę. Jak temu zapobiec?

Pamiętajmy o takiej metodzie leczenia jak homeopatia. Metoda polega na stosowaniu bardzo małych dawek tych leków, które w dużych dawkach wywołują u zdrowego człowieka oznaki choroby. Jak w tym przypadku działa trucizna lekowa?

Produkt niepożądanej reakcji zostaje wprowadzony do organizmu i zgodnie z zasadą Le Chateliera równowaga zostaje przesunięta w kierunku substancji wyjściowych.

Proces, który powoduje bolesne zaburzenia w ciele, zanika.

(Z „Chemia w szkole” nr 2-93, artykuł: Tushina E.N. Zasada Le Chatelier i niektóre metody leczenia).

3. Konsolidacja tego, czego się nauczyliśmy.

1) Jakie reakcje nazywamy odwracalnymi?

2) Jaki stan układu nazywamy równowagą?

3) Dlaczego równowaga chemiczna jest dynamiczna?

4) Opowiedz nam o zasadzie Le Chatelier.

5) Jakie czynniki wpływają na równowagę chemiczną?

6) Równowaga chemiczna w układzie

2NO(g) + O2(g) 2NIE

Stan równowagi chemicznej jest utrzymywany w tych stałych warunkach przez cały czas. Gdy warunki się zmieniają, stan równowagi zostaje zakłócony, ponieważ w tym przypadku szybkości przeciwnych procesów zmieniają się w różnym stopniu. Jednak po pewnym czasie układ ponownie dochodzi do stanu równowagi, ale już odpowiadającego nowym zmienionym warunkom.

Przesunięcie równowagi w zależności od zmian warunków jest ogólnie określane przez zasadę Le Chateliera (lub zasadę ruchomej równowagi): jeżeli na układ w równowadze oddziałuje z zewnątrz zmiana któregokolwiek z warunków determinujących położenie równowagi, to zostaje on przesunięty w kierunku procesu, którego przebieg osłabia efekt wytworzonego efektu.

Wzrost temperatury powoduje więc przesunięcie równowagi w kierunku przebiegu procesów, którym towarzyszy pochłanianie ciepła, a spadek temperatury działa w przeciwnym kierunku. Podobnie wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku procesu, któremu towarzyszy spadek objętości, a spadek ciśnienia działa w przeciwnym kierunku. Na przykład w układzie równowagi 3H 2 + N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ, wzrost temperatury wzmaga rozkład H 3 N na wodór i azot, ponieważ jest to proces endotermiczny. Wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku tworzenia H 3 N, ponieważ zmniejsza się objętość.

Jeśli pewna ilość którejkolwiek z substancji biorących udział w reakcji zostanie dodana do układu będącego w równowadze (lub odwrotnie, usunięta z układu), to szybkości reakcji w przód i w tył zmieniają się, ale stopniowo ponownie się wyrównują. Innymi słowy, układ ponownie dochodzi do stanu równowagi chemicznej. W tym nowym stanie równowagowe stężenia wszystkich substancji obecnych w układzie będą różnić się od początkowych równowagowych stężeń, ale stosunek między nimi pozostanie taki sam. Tak więc w układzie w równowadze niemożliwa jest zmiana stężenia jednej z substancji bez powodowania zmiany stężeń wszystkich pozostałych.

Zgodnie z zasadą Le Chateliera wprowadzenie dodatkowych ilości odczynnika do układu równowagi powoduje przesunięcie równowagi w kierunku, w którym zmniejsza się stężenie tej substancji i odpowiednio wzrasta stężenie produktów jej oddziaływania .

Badanie równowagi chemicznej ma ogromne znaczenie zarówno dla badań teoretycznych, jak i rozwiązywania problemów praktycznych. Określając położenie równowagi dla różnych temperatur i ciśnień, można wybrać najkorzystniejsze warunki prowadzenia procesu chemicznego. Przy ostatecznym wyborze warunków procesu uwzględnia się również ich wpływ na szybkość procesu.

Przykład 1 Obliczanie stałej równowagi reakcji na podstawie równowagowych stężeń reagentów.

Oblicz stałą równowagi reakcji A + B 2C, jeśli stężenia równowagowe [A] = 0,3 mol ∙ l -1; [B]=1,1 mol-1 -1; [C] \u003d 2,1 mol ∙ l -1.

Decyzja. Wyrażenie na stałą równowagi dla tej reakcji to: . Zastąpmy tutaj stężenia równowagowe wskazane w warunkach problemu: =5,79.

Przykład 2. Obliczanie stężeń równowagowych reagentów. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem A + 2B C.

Wyznacz stężenia równowagowe reagentów, jeśli początkowe stężenia substancji A i B wynoszą odpowiednio 0,5 i 0,7 mol∙l -1, a stała równowagi reakcji wynosi K p =50.

Decyzja. Na każdy mol substancji A i B powstają 2 mole substancji C. Jeżeli spadek stężenia substancji A i B oznaczymy X mol, wówczas wzrost stężenia substancji wyniesie 2X mol. Stężenia równowagowe reagentów będą wynosić:

C A \u003d (o,5-x) mol ∙ l -1; C B \u003d (0,7-x) mol ∙ l -1; C C \u003d 2x mol ∙ l -1

x 1 \u003d 0,86; x 2 \u003d 0,44

W zależności od stanu problemu, wartość x 2 jest prawidłowa. Stąd stężenia równowagowe reagentów wynoszą:

C A \u003d 0,5-0,44 \u003d 0,06 mol ∙ l -1; C B \u003d 0,7-0,44 \u003d 0,26 mol ∙ l -1; C C \u003d 0,44 ∙ 2 \u003d 0,88 mola ∙ l -1.

Przykład 3 Wyznaczenie zmiany energii Gibbsa ∆G o reakcji przez wartość stałej równowagi Kp. Oblicz energię Gibbsa i określ możliwość reakcji CO+Cl 2 = COCl 2 w 700K, jeśli stała równowagi wynosi Kp=1,0685∙10 -4. Ciśnienie cząstkowe wszystkich reagujących substancji jest takie samo i równe 101325 Pa.

Decyzja.∆G700 = 2,303∙RT.

W tym procesie:

Od ∆Przejdź<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

Przykład 4. Przesunięcie w równowadze chemicznej. W jakim kierunku nastąpi przesunięcie równowagi w układzie N 2 + 3H 2 2NH 3 -22 kcal:

a) ze wzrostem stężenia N 2;

b) ze wzrostem stężenia H 2;

c) gdy temperatura wzrasta;

d) kiedy ciśnienie spada?

Decyzja. Wzrost stężenia substancji po lewej stronie równania reakcji, zgodnie z regułą Le Chateliera, powinien powodować proces, który ma tendencję do osłabiania efektu, prowadzić do spadku stężeń, tj. równowaga przesunie się w prawo (przypadki aib).

Reakcja syntezy amoniaku jest egzotermiczna. Wzrost temperatury powoduje przesunięcie równowagi w lewo - w kierunku reakcji endotermicznej, która osłabia oddziaływanie (przypadek c).

Spadek ciśnienia (przypadek d) będzie sprzyjał reakcji prowadzącej do zwiększenia objętości układu, tj. w kierunku tworzenia N 2 i H 2 .

Przykład 5 Ile razy zmieni się szybkość reakcji w przód i w tył w układzie 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r), jeśli objętość mieszaniny gazowej zmniejszy się trzykrotnie? W jakim kierunku przesunie się równowaga systemu?

Decyzja. Oznaczmy stężenia substancji reagujących: = a, =b,=z. Zgodnie z prawem działania mas, szybkości reakcji do przodu i do tyłu przed zmianą objętości wynoszą

v pr \u003d Ka 2 b, v arr \u003d K 1 s 2

Po trzykrotnym zmniejszeniu objętości jednorodnego układu, stężenie każdego z reagentów wzrośnie trzykrotnie: 3a,[O 2] = 3b; = 3s. Przy nowych stężeniach szybkości v "np reakcji bezpośredniej i odwrotnej:

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9 K 1 c 2 .

W konsekwencji tempo reakcji do przodu wzrosło 27-krotnie, a odwrotnej - tylko 9-krotnie. Równowaga systemu przesunęła się w kierunku tworzenia SO 3 .

Przykład 6 Oblicz, ile razy szybkość reakcji zachodzącej w fazie gazowej wzrośnie wraz ze wzrostem temperatury z 30 do 70 0 C, jeśli współczynnik temperaturowy reakcji wynosi 2.

Decyzja. Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury określa empiryczna reguła Van't Hoffa według wzoru

Dlatego szybkość reakcji w 70°C jest 16 razy większa niż szybkość reakcji w 30°C.

Przykład 7 Stała równowagi układu jednorodnego

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) w 850 ° C jest równe 1. Oblicz stężenia wszystkich substancji w równowadze, jeśli początkowe stężenia wynoszą: [CO] ISC = 3 mol / l, [H 2 O] ISH \u003d 2 mol / l.

Decyzja. W stanie równowagi szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, a stosunek stałych tych szybkości jest stały i nazywa się stałą równowagi danego układu:

V np= K 1[CO][H2O]; V o b p = W celu 2 [CO 2 ][H 2 ];

W warunkach problemu podane są stężenia początkowe, natomiast w wyrażeniu K r obejmuje tylko stężenia równowagowe wszystkich substancji w układzie. Załóżmy, że do momentu równowagi stężenie [СО 2 ] Р = X mol/l. Zgodnie z równaniem układu liczba moli utworzonego wodoru w tym przypadku również będzie X mol/l. Tyle samo modlitw (X mol / l) CO i H 2 O są zużywane do tworzenia X moli CO 2 i H 2. Dlatego stężenia równowagowe wszystkich czterech substancji (mol/l):

[CO 2] P \u003d [H 2] p \u003d X;[CO] P = (3 –x); P =(2-x).

Znając stałą równowagi, znajdujemy wartość X, a następnie początkowe stężenia wszystkich substancji:

; x 2 \u003d 6-2x-3x + x 2; 5x \u003d 6, l \u003d 1,2 mol / l.

Zatem pożądane stężenia równowagowe: [CO 2 ] P = 1,2 mol/l; [H2] p = 1,2 mol/l; [CO] P = 3 - 1,2 = 1,8 mol/l; [H 2 O] P \u003d \u003d 2–1,2 \u003d 0,8 mola / l.

Przykład 8 Reakcja endotermicznego rozkładu pentachlorku fosforu przebiega zgodnie z równaniem

PC1 5 (d) PC1 3 (d) + C1 2 (d); ∆H = +92,59 kJ.

Jak zmienić: a) temperaturę; b) ciśnienie; c) koncentracja w celu przesunięcia równowagi w kierunku reakcji bezpośredniej - rozkład PCl 5?

Decyzja. Przesunięcie lub przesunięcie w równowadze chemicznej to zmiana w równowagowych stężeniach reagentów w wyniku zmiany jednego z warunków reakcji. Kierunek przesunięcia równowagi określa się zgodnie z zasadą Le Chateliera: a) ponieważ reakcja rozkładu PC1 5 jest endotermiczna (∆Н > 0), aby przesunąć równowagę w kierunku reakcji bezpośredniej, konieczne jest zwiększenie temperatury : b) ponieważ w tym układzie rozkład PC1 5 prowadzi do wzrostu objętości (z jednej cząsteczki gazu powstają dwie cząsteczki gazu), to aby przesunąć równowagę w kierunku reakcji bezpośredniej, konieczne jest obniżenie ciśnienia; c) przesunięcie równowagi we wskazanym kierunku można osiągnąć zarówno poprzez zwiększenie stężenia PC1 5, jak i zmniejszenie stężenia PCl 3 lub C1 2 .