Informacija

Cheminė pusiausvyra. 1 dalis. Priekinės ir atvirkštinės reakcijos. Biologija

Cheminė pusiausvyra. 1 dalis. Priekinės ir atvirkštinės reakcijos. Biologija


We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

Cheminė pusiausvyra. 1 dalis. Priekinės ir atvirkštinės reakcijos

Cheminės pusiausvyros samprata yra labai svarbi norint sekti keletą diskusijų, kurias turime Bis2a ir iš tikrųjų visose biologijos ir mokslo srityse. Verčiau pradėkime plėtoti savo supratimą apie pusiausvyrą, atsižvelgdami į toliau pateiktą grįžtamąją reakciją:

Hipotetinė reakcija Nr. 1: hipotetinė reakcija, apimanti junginius A, B ir D. Jei skaitytume tai iš kairės į dešinę, sakytume, kad A ir B susijungia ir sudaro didesnį junginį D. Skaitant reakciją iš dešinės į kairėje sakytume, kad junginys D skyla į mažesnius junginius A ir B.

Pirmiausia turime apibrėžti, ką reiškia „grįžtama reakcija“. Šis terminas „grįžtamas“ tiesiog reiškia, kad reakcija gali vykti abiem kryptimis. Tai reiškia, kad kairėje lygties pusėje esantys dalykai gali reaguoti kartu, kad taptų daiktais, esančiais reakcijos dešinėje, IR daiktai, esantys lygties dešinėje, taip pat gali reaguoti kartu, kad taptų daiktais kairėje lygties pusėje. Reakcijos, kurių tikimybė, kad reakcija įvyks viena iš dviejų krypčių, yra nykstančia maža, taigi, vyksta tik viena kryptimi, yra maža, vadinamos negrįžtamomis reakcijomis.

Norėdami pradėti diskusiją apie pusiausvyrą, pradedame apsvarstyti reakciją, kuri, mūsų nuomone, yra lengvai grįžtama. Šiuo atveju tai yra aukščiau pavaizduota reakcija: įsivaizduojamas junginio D susidarymas iš junginių A ir B. Kadangi tai yra grįžtama reakcija, tai taip pat galėtume vadinti D skaidymu į A ir B. Tačiau įsivaizduokime eksperimentas, kurio metu stebime, kaip reakcija vyksta nuo pradinio taško, kuriame yra tik A ir B.

1 pavyzdys: Kairės pusės subalansuota reakcija

1 hipotetinė reakcija: laiko eiga

Laiku t = 0 (prieš prasidedant reakcijai) reakcija turi 100 junginių A ir B koncentracijos vienetų ir nulis junginio D vienetų. Dabar leidžiame reakcijai vykti ir stebime trijų junginių koncentraciją laikui bėgant (t = 1). , 5, 10, 15, 20, 25, 30, 35 ir 40 laiko vienetų). Atkreipkite dėmesį, kad A ir B reaguojant susidaro D. Tiesą sakant, galima matyti, kad D formuojasi nuo t = 0 iki t = 25. Tačiau po šio laiko A, B ir D koncentracijos nustoja keistis. Kai reakcija pasiekia tašką, kai komponentų koncentracijos nustoja keistis, sakome, kad reakcija pasiekė pusiausvyrą. Atkreipkite dėmesį, kad esant pusiausvyrai A, B ir D koncentracijos nėra lygios. Tiesą sakant, reakcija atrodo subalansuota, todėl A ir B yra daugiau nei D.

Pastaba

****Įspėjimas apie dažną studentų klaidingą nuomonę****

Daugelis studentų tampa klaidingos nuomonės, kad reakcijos reagentų ir produktų koncentracijos pusiausvyroje turi būti lygios. Atsižvelgiant į tai, kad terminas „pusiausvyra“ skamba panašiai kaip žodis „lygus“, tai nenuostabu. Tačiau, kaip bandoma iliustruoti aukščiau pateiktame eksperimente, tai NĖRA teisinga!

2 pavyzdys: Dešiniosios pusės reakcija

Galime išnagrinėti antrąją hipotetinę reakciją – junginio J sintezę iš junginių E ir F.

2 hipotetinė reakcija: Hipotetinė reakcija, apimanti junginius E, F ir J. Jei skaitytume tai iš kairės į dešinę, sakytume, kad E ir F kartu sudaro didesnį junginį J. Skaitydami reakciją iš dešinės į kairę sakytume, kad junginys J skyla į mažesnius junginius E ir F.

Hipotetinės reakcijos Nr. 2 struktūra atrodo identiška hipotetinės reakcijos Nr. 1 struktūrai, kurią nagrinėjome aukščiau – du dalykai susijungia ir sudaro vieną didesnį dalyką. Šiuo atveju tereikia daryti prielaidą, kad E, F ir J savybės skiriasi nuo A, B ir D. Įsivaizduokime panašų eksperimentą į aukščiau aprašytą ir išnagrinėkime šiuos duomenis:

2 hipotetinė reakcija: laiko eiga


Tokiu atveju reakcija taip pat pasiekia pusiausvyrą. Tačiau šį kartą pusiausvyra susidaro maždaug t = 30. Po to E, F ir J koncentracijos nesikeičia. Dar kartą atkreipkite dėmesį, kad E, F ir J koncentracijos pusiausvyroje nėra lygios. Priešingai nei hipotetinėje 1-oje reakcijoje (ABD reakcija), šį kartą J, rodyklių dešinėje pusėje esančio daikto, koncentracija yra didesnė nei E ir F. Sakome, kad ši reakcija yra pusiausvyra. į dešinę.

Šiuo metu reikia pabrėžti dar keturis dalykus.

1 punktas: ar reakcijos pusiausvyra yra kairėje, ar dešinėje, priklausys nuo reakcijos komponentų savybių ir aplinkos sąlygų, kuriomis vyksta reakcija (pvz., temperatūros, slėgio ir kt.).

2 punktas: Mes taip pat galime kalbėti apie pusiausvyrą naudodami energijos sąvokas, ir mes tai padarysime greitai – tik dar ne.

3 punktas: Nors hipotetinės reakcijos Nr. 1 ir Nr. 2 pasiekia tašką, kai reakcija „sustabdoma“, turėtumėte įsivaizduoti, kad reakcijos vis dar vyksta net ir pasiekus pusiausvyrą. Esant pusiausvyrai, „pirmyn“ ir „atvirkštinė“ reakcijos tiesiog vyksta tuo pačiu greičiu. Tai yra, 2 pavyzdyje, esant pusiausvyrai J susidaro iš E ir F tokiu pačiu greičiu, kaip jis skyla į E ir F. Tai paaiškina, kaip junginių koncentracijos nesikeičia, nepaisant to, kad reakcijos vyksta vis dar vyksta.

4 punktas: Iš šio pusiausvyros aprašymo galime apibrėžti tai, ką vadiname pusiausvyros konstanta. Paprastai konstanta žymima didžiosiomis K raidėmis ir gali būti parašyta Kekv. Kalbant apie koncentracijas, Kekv parašyta kaip reakcijos produktų koncentracijų (dešinėje pusėje) matematinė sandauga, padalinta iš reagentų koncentracijų matematinės sandaugos (kairėje pusėje). Pavyzdžiui, Kekv1 = [D]/[A][B] ir K2 lygtis = [J]/[E][F]. Lakštiniai skliaustai „[]“ nurodo „koncentraciją“, kas yra skliausteliuose.


Cheminė pusiausvyra. 1 dalis. Priekinės ir atvirkštinės reakcijos. Biologija

BENDROSIOS CHEMIJOS TEMOS

Kinetika ir pusiausvyra

Cheminis pusiausvyra yra pastovios sudėties būsena, kai priešingos reakcijos greitis tampa vienodas. Tarp reakcijos greičio yra esminis ryšys reakcijos greitis ---> ir cheminė pusiausvyra, kurią galime apibūdinti kiekybiškai. Iš pradžių pagalvojus, ryšys gali pasirodyti neaiškus – ar mums nereikia būti toli nuo pusiausvyros, kad galėtume tinkamai išmatuoti reakcijos greitį? Dinaminis cheminės pusiausvyros pobūdis reiškia, kad tiek tiesioginės, tiek atvirkštinės reakcijos gali vykti dideliu – net dideliu – greičiu, tačiau kadangi šie greičiai yra vienodi, laikui bėgant koncentracijos pokyčių nepastebima.

Dar kartą panaudokime hipotetinį paprastos grįžtamosios reakcijos pavyzdį, A = B (pvz., izomerizaciją), kad parodytume požiūrį į pusiausvyrą iš gryno A arba gryno B. A ir B tarpusavio konversija per du priešingus reakcijos greičius yra parodyta dviem skirtingomis progreso kreivėmis (žr. paveikslėlį žemiau). In i), reakcijos indas prasideda nuo 100 % A ir pradeda virsti B. Labai anksti (kairiausia diagramos sritis, nuspalvinta rausva spalva) yra tik nežymus B kiekis, todėl stebimas greitis yra toks. atitinkančią tiesioginę reakciją, A &rarr B. Kai B pradeda kauptis (vidutinė grafiko dalis, levanda), dalis jo patiria atvirkštinę reakciją, B &rarr A. Grynoji norma vis tiek skatina B gamybą, todėl B toliau kyla, o [A] vis dar krinta, bet lėčiau. Konvertavimas iš A į B vis tiek vyksta greičiau nei B konvertavimas į A, ir tai paveiksle rodo santykinis cheminės lygties rodyklių ilgis. Galiausiai, yra pakankamai B, kad tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos greitis būtų subalansuotas, o grynasis greitis būtų lygus nuliui (dešinė grafiko pusė, violetinė). Šios pusiausvyros sąlygos, pasiekusios, išlieka neribotą laiką.

Jei pradinės sąlygos yra 100 % B, kaip nurodyta ii), kinetikoje labai ankstyvu metu (kairiajame grafiko regione) vyrauja atvirkštinė reakcija, B &rarr A. Susidarius tam tikram A, tiesioginės reakcijos greitis pradeda didėti. Grynoji norma vis dar palankesnė A gamybai trumpą laiką (vidurinė diagrama), tačiau jo koncentracija sumažėja

60 s, pasiekęs pusiausvyros lygį. Pažymėtina, kad šios pusiausvyros sąlygos yra tokios pačios kaip ir (i) – tai daroma prielaida, kad abu eksperimentai atliekami toje pačioje temperatūroje.

Kinetika, pusiausvyra ir reakcijos koordinačių diagrama

Norėdami toliau iliustruoti ryšį tarp reakcijos greičio ir cheminės pusiausvyros, apsvarstykite reakcijos koordinačių diagrama mūsų paprastai, grįžtamai reakcijai.

Ši diagrama dešinėje rodo cheminės potencialios energijos (vertikalios ašies) ir "reakcijos koordinatės" (horizontaliosios ašies) diagramą (violetinę liniją), kuri čia parodo reakcijos, kurios metu turi nutrūkti viena jungtis ir susiformuoti nauja jungtis, eigą. Tokių reakcijų pavyzdžiai pateikiami daugelyje izomerizacijos reakcijų, tokių kaip tarpusavio konversija cis-2-buteno ir trans-2-butenas.

Pirmiausia panagrinėkime tiesioginę reakciją A &rarr B. Reagento molekulės (A) sistemoje, turinčios pakankamai energijos, kad pasiektų energijos viršūnę, pereinamoji būsena (simbolizuojamas dvigubu durklu ‡) gali tęstis pirmyn išilgai reakcijos koordinatės, kol bus konvertuojamas į produktą B.

Ši minimali reikalinga energija yra aktyvacijos energija. Reakcijai į priekį tai simbolizuojama kaip Ea, fwd, ir tai yra energetinės sąnaudos, reikalingos, kad A molekulės jungtis nutrūktų iki taško, kai naujos jungties susidarymas B molekulėje gali pradėti energingai atsipirkti. Potencialios energijos padidėjimą turi užtikrinti sistemos molekulių kinetinė energija, kuri kinta priklausomai nuo temperatūros. Maxwellas-Boltzmannas paskirstymas. Molekulių kinetinė energija gali būti ne tik judant erdvėje, bet ir jungiant tempimą, lenkimą ir sukimąsi. Šių formų kinetinė energija nuolat perskirstoma dėl susidūrimų tarp molekulių. Galime lengvai įsivaizduoti, kad molekulėse nutrūksta ryšys, kai kinetinės energijos perteklius akimirksniu perkeliamas į šiuos jungties judesius. Atvirkštinė reakcija, B &rarr A, vyksta panašiai, tačiau molekuliniu lygmeniu reikalingas didesnis kinetinės energijos konvertavimas į potencialią energiją. B molekulės sistemoje, turinčios pakankamai energijos (atvirkštinės reakcijos aktyvavimo energijos, Ea, red), kad pasiektų pereinamąją būseną, gali tęstis atgal išilgai reakcijos koordinatės ir virsti atgal į A. Kadangi priekinės reakcijos aktyvavimo energija yra mažesnė už atvirkštinės reakcijos aktyvavimo energiją (Ea, fwd & lt Ea, red ), atvirkštinė reakcija bus lėtesnė nei tiesioginė reakcija, kai A ir B koncentracijos yra lygios. Kad ši reakcija pasiektų pusiausvyrą, B koncentracija turės padidėti už A koncentraciją iki taško, kai tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai taps vienodi. Kokybiškai, nes Ea, fwd & lt Ea, red tokiu atveju, Kekv > 1.


Galime daryti išvadą, kad grynasis cheminės potencialios energijos pokytis yra susijęs su pusiausvyros konstanta (Kekv) reakcijai, o aktyvacijos energijos dydis turi būti susietas su reakcijos greičio konstantomis. Nurodykime, kad tiesioginė reakcija A &rarr B ir atvirkštinė reakcija B &rarr A yra pirmosios eilės tarifų įstatymai. tarifų įstatymai . ---> Tada galime lengvai nustatyti ryšį tarp greičio konstantų ir pusiausvyros konstantos mūsų paprastam pirmos eilės atveju. Šiuo atveju tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos greičio dėsniai yra

Tai tik pirmos eilės įstatymai, su k1 kaip išankstinė pirmosios eilės kurso konstanta ir k&minus1 kaip atvirkštinės reakcijos pirmosios eilės greičio konstanta. Esant pusiausvyrai, tiesioginės reakcijos greitis yra lygus atvirkštinės reakcijos greičiui. Nustačius šias išraiškas lygias, kai pasiekiama pusiausvyros koncentracija, turime

kurias galima pertvarkyti į

Žinoma, dešinioji išraiška yra šios reakcijos pusiausvyros konstanta, todėl šiuo atveju mes tai parodėme


11.1: Dinaminės pusiausvyros samprata

Paskutiniame skyriuje aptarėme cheminės kinetikos principus, susijusius su kitimo greitisarba kaip greitai įvyksta tam tikra cheminė reakcija. Dabar atkreipiame dėmesį į mastu į kurią vyksta reakcija ir kaip reakcijos sąlygos veikia galutines reagentų ir produktų koncentracijas. Daugumos iki šiol aptartų reakcijų atveju galėjote manyti, kad kai reagentai paverčiami produktais, jie greičiausiai tokie ir išliks. Tačiau iš tikrųjų beveik visos cheminės reakcijos yra grįžtamasis tam tikru mastu. Tai yra, įvyksta priešinga reakcija, kurios metu produktai reaguoja didesniu ar mažesniu laipsniu, kad iš naujo sudarytų reagentus. Ilgainiui pirminės ir atvirkštinės reakcijos greitis tampa vienodas, ir sistema pasiekia cheminė pusiausvyra, taškas, kai sistemos sudėtis laikui bėgant nebekinta.

Pav. (PageIndex<1>): Dinitrogeno tetroksidas yra galingas oksidatorius, kuris spontaniškai reaguoja susilietus su įvairių formų hidrazinu, todėl ši pora yra populiarus raketų kuro derinys. Azoto dioksidas + minus 196 ° C, 0 ° C, 23 ° C, 35 ° C ir 50 ° C temperatūroje. (NE2) virsta bespalviu azoto tetroksidu (N2O4) esant žemai temperatūrai, ir grįžta į NO2 esant aukštesnei temperatūrai. (CC BY-SA 3.0 Eframgoldberg).

Cheminė pusiausvyra yra dinaminis procesas, susidedantis iš tiesioginės reakcijos, kurios metu reagentai paverčiami produktais, ir atvirkštinės reakcijos, kurios metu produktai paverčiami reagentais. Esant pusiausvyrai, tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos vyksta vienodu greičiu. Pavyzdžiui, apsvarstykite paprastą sistemą, kurioje yra tik vienas reagentas ir vienas produktas, grįžtamoji diazoto tetroksido disociacija ((ce))) į azoto dioksidą ((ce)). Galite prisiminti, kad (ce) yra atsakinga už rudą spalvą, kuri mums asocijuojasi su smogu. Kai sandarus vamzdelis, kuriame yra kietos medžiagos (ce) (mp = &minus9,3°C bp = 21,2°C) kaitinamas nuo &minus78,4°C iki 25°C, raudonai ruda (ce)pasirodo ) (pav. (PageIndex<1>)). Reakciją galima stebėti vizualiai, nes produktas ((ce)) yra spalvotas, o reagentas ((ce)) yra bespalvis:

Dviguba rodyklė rodo, kad tiek į priekį reakcija

vykstantis vienu metu (t. y. reakcija grįžtama). Tačiau tai nebūtinai reiškia, kad sistema yra pusiausvyra, kaip parodyta kitame skyriuje.

Paveiksle (PageIndex<2>) parodyta, kaip šios sistemos sudėtis keistųsi priklausomai nuo laiko esant pastoviai temperatūrai. Jei pradinė koncentracija (ce) buvo nulis, tada jis didėja, kai koncentracija (ce) mažėja. Galiausiai sistemos sudėtis su laiku nustoja keistis ir pasiekiama cheminė pusiausvyra. Ir atvirkščiai, jei pradėsime nuo pavyzdžio, kuriame nėra (ce), bet pradinis (ce) koncentracija dvigubai didesnė už pradinę (ce) (Pav. (PageIndex<2a>)), pagal reakcijos stechiometriją pasiekiame lygiai tokią pačią pusiausvyros sudėtį ((PageIndex<2b>) pav.). Taigi cheminės reakcijos metu pusiausvyrą galima pasiekti bet kuria kryptimi.

Paveikslas (PageIndex<2>): (ce)/(ce) Mišiniai kaip laiko funkcija kambario temperatūroje. (a) Iš pradžių šioje idealizuotoje sistemoje yra 0,0500 M dujinių (ce) ir nėra dujinių (ce). Koncentracija (ce) laikui bėgant mažėja, kai koncentracija (ce) dideja. (b) Iš pradžių šioje sistemoje yra 0,1000 M (ce) ir ne (ce). Koncentracija (ce) laikui bėgant mažėja, kai koncentracija (ce) dideja. Abiem atvejais galutinės medžiagų koncentracijos yra vienodos: [(ce)] = 0,0422 M ir [(ce)] = 0,0156 M esant pusiausvyrai. (CC BY-SA-NC Anonymous pagal užklausą)

Paveiksle (PageIndex<3>) parodytas pirminės ir atvirkštinės reakcijos greitis mėginiui, kuriame iš pradžių yra grynas (ce). Kadangi pradinė koncentracija (ce) yra nulis, tiesioginės reakcijos greitis (disociacija (ce)) iš pradžių taip pat yra nulis. Priešingai, atvirkštinės reakcijos greitis (dimerizacija (ce)) iš pradžių yra labai didelis ((2,0 kartus 10^6, M/s)), bet greitai mažėja, kai koncentracija (ce) mažėja. Kaip koncentracija (ce) didėja, disociacijos greitis (ce) didėja&mdash, bet lėčiau nei dimerizacija (ce)&mdash, nes reakcija yra tik pirmos eilės (ce) (greitis = (k_f[N_2O_4]), kur (k_f) yra tiesioginės reakcijos greičio konstanta lygtyse ( ef) ir ( ef)). Galų gale tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos greitis tampa identiškas, (k_f = k_r), ir sistema pasiekė cheminę pusiausvyrą. Jei tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos vyksta skirtingu greičiu, tada sistema nėra pusiausvyroje.

(PageIndex<3>) paveikslas: (N_2O_<4(g)>)𕇺(NO_<2(g)>) sistemos pirminės ir atvirkštinės reakcijos greitis kaip laiko funkcija Pavaizduota (PageIndex<2>) paveikslo (b) dalyje. (CC BY-SA-NC Anonymous pagal užklausą)

Dimerizacijos greitis (ce) (atvirkštinė reakcija) laikui bėgant greitai mažėja, kaip ir tikimasi antros eilės reakcijos atveju. Kadangi pradinė koncentracija (ce) yra lygus nuliui, disociacijos reakcijos (reakcijos į priekį) greitis esant (t = 0) taip pat yra lygus nuliui. Vykstant dimerizacijos reakcijai, (ce) didėja koncentracija, didėja ir jos disociacijos greitis. Galų gale abiejų reakcijų greičiai yra vienodi: pasiekta cheminė pusiausvyra ir (ce)) ir (ce) nebesikeičia.

Esant pusiausvyrai, tiesioginės reakcijos greitis yra lygus atvirkštinės reakcijos greičiui.

Trys reakcijos sistemos (1, 2 ir 3), pavaizduotos pridedamoje iliustracijoje, gali būti aprašytos lygtimi:

[2A ightleftharpoons B onumber]

kur mėlyni apskritimai yra (A), o purpuriniai ovalai yra (B). Kiekvienas plokščių rinkinys rodo besikeičiančią vieno iš trijų reakcijos mišinių sudėtį kaip laiko funkciją. Kuriai sistemai prireikė ilgiausiai, kad pasiektų cheminę pusiausvyrą?

Duota: trys reakcijos sistemos

Prašė: santykinis laikas pasiekti cheminę pusiausvyrą

Palyginkite A ir B koncentracijas skirtingu laiku. Sistema, kurios sudėtis stabilizuojasi ilgiausiai, užtruko ilgiausiai, kad pasiektų cheminę pusiausvyrą.

1 ir 3 sistemose A koncentracija mažėja nuo (t_0) iki (t_2), bet yra vienoda ir (t_2), ir (t_3). Taigi 1 ir 3 sistemos yra pusiausvyroje pagal (t_3). 2 sistemoje A ir B koncentracijos vis dar kinta tarp (t_2) ir (t_3), todėl 2 sistema gali dar nepasiekti pusiausvyros iki (t_3). Taigi 2 sistemai prireikė ilgiausiai, kad pasiektų cheminę pusiausvyrą.

Tolesnėje iliustracijoje A pavaizduota mėlynais apskritimais, B – purpuriniais kvadratais, o C – oranžiniais ovalais. laiko. Kuri iš parodytų sistemų pasiekė pusiausvyrą, jei kuri nors?


Įvadas į pusiausvyrą

Tai paskaitų ciklas vaizdo įrašuose, apimantis aukštosiose mokyklose dėstomas chemijos temas. Kaip apibūdinti pusiausvyrą pagal tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greitį, taip pat pagal reagentų ir produktų koncentracijas.

Pusiausvyros įvadas 1 dalis iš 3
Sužinokite apie grįžtamas reakcijas ir ką reiškia reakcijai „pereiti į pusiausvyrą“.

Išbandykite toliau pateiktą nemokamą „Mathway“ skaičiuotuvą ir problemų sprendimą, kad galėtumėte praktikuoti įvairias matematikos temas. Išbandykite pateiktus pavyzdžius arba įveskite savo problemą ir patikrinkite atsakymą su nuosekliais paaiškinimais.

Laukiame jūsų atsiliepimų, komentarų ir klausimų apie šią svetainę ar puslapį. Atsiliepimus ar užklausas pateikite mūsų atsiliepimų puslapyje.


Turinys

Le Chatelier principas apibūdina kokybinį sistemų elgseną, kai yra išoriškai sukeltas momentinis vieno sistemos parametro pokytis. Jis teigia, kad sistemoje įvyksta elgsenos pokytis, kuris prieštarauja (iš dalies atšaukia) parametrų pokytį. Koregavimo trukmė priklauso nuo neigiamo grįžtamojo ryšio į pradinį šoką stiprumo. Kai šokas iš pradžių sukelia teigiamą grįžtamąjį ryšį (pvz., terminis pabėgimas), nauja pusiausvyra gali būti toli nuo senosios ir gali užtrukti ilgai. Kai kuriose dinaminėse sistemose galutinės būsenos negalima nustatyti pagal šoką. Šis principas paprastai naudojamas uždaroms neigiamo grįžtamojo ryšio sistemoms apibūdinti, tačiau apskritai taikomas termodinamiškai uždaroms ir izoliuotoms sistemoms gamtoje, nes antrasis termodinamikos dėsnis užtikrina, kad momentinio smūgio sukelta pusiausvyros pusiausvyra turi būti baigtinė. . [5] Principas turi analogų visame fiziniame pasaulyje.

Nors Le Chatelier principas yra gerai įsišaknijęs cheminėje pusiausvyroje ir išplėtotas į ekonomikos teoriją, jis taip pat gali būti naudojamas aprašant mechanines sistemas, nes įtempta sistema reaguos taip, kad sumažintų arba sumažintų tą įtampą. Be to, atsakas paprastai bus per mechanizmą, kuris lengviausiai pašalina tą stresą. Šlyties kaiščiai ir kiti panašūs įtaisai yra konstrukcijos elementai, apsaugantys sistemas nuo nepageidaujamu būdu taikomo įtempio, siekiant jį sumažinti, kad būtų išvengta didesnės žalos visai sistemai. Tai yra praktinis Le Chatelier principo inžinerinis pritaikymas.

Koncentracijos pasikeitimo poveikis Redaguoti

Keičiant cheminės medžiagos koncentraciją pusiausvyra bus perkelta į tą pusę, kuri atsvers tą koncentracijos pokytį. Cheminė sistema bandys iš dalies pasipriešinti pokyčiams, paveiktiems pradinės pusiausvyros būsenos. Savo ruožtu reakcijos greitis, mastas ir produktų išeiga bus keičiami atsižvelgiant į poveikį sistemai.

Tai galima iliustruoti anglies monoksido ir vandenilio dujų, reaguojančių į metanolį, pusiausvyra.

Tarkime, kad padidintume CO koncentraciją sistemoje. Naudodami Le Chatelier principą galime numatyti, kad metanolio koncentracija padidės ir sumažės bendras CO pokytis. Jei į bendrą reakciją įtrauksime rūšį, reakcija bus palanki šaliai, kuri prieštarauja rūšies pridėjimui. Panašiai, atėmus rūšį, reakcija „užpildytų spragą“ ir būtų palankesnė pusei, kurioje rūšis sumažėjo. Šį pastebėjimą patvirtina susidūrimo teorija. Didėjant CO koncentracijai, padidėtų ir sėkmingų to reagento susidūrimų dažnis, todėl padidėtų reakcija į priekį ir susidarytų produktas. Net jei norimas produktas nėra termodinamiškai palankus, galutinis produktas gali būti gaunamas, jei jis nuolat pašalinamas iš tirpalo.

Koncentracijos pasikeitimo poveikis dažnai naudojamas sintetiniu būdu kondensacijos reakcijoms (t. y. vandens išspaudimo reakcijoms), kurios yra pusiausvyros procesai (pvz., esterio susidarymas iš karboksirūgšties ir alkoholio arba iminas iš amino ir aldehido). Tai galima pasiekti fiziškai atskiriant vandenį, pridedant sausiklių, pvz., bevandenio magnio sulfato ar molekulinių sietų, arba nuolat šalinant vandenį distiliuojant, dažnai tai palengvinant Dean-Stark aparatu.

Temperatūros pokyčio poveikis Redaguoti

Temperatūros pasikeitimo poveikis pusiausvyroje gali būti aiškus 1) įtraukiant šilumą kaip reagentą arba produktą ir 2) darant prielaidą, kad temperatūros padidėjimas padidina šilumos kiekį sistemoje. Kai reakcija yra egzoterminė (ΔH yra neigiamas ir išsiskiria energija), šiluma įtraukiama kaip produktas, o kai reakcija yra endoterminė (ΔH yra teigiamas ir sunaudojama energija), šiluma įtraukiama kaip reagentas. Taigi, ar temperatūros didinimas ar mažinimas būtų palankus tiesioginei ar atvirkštinei reakcijai, galima nustatyti taikant tą patį principą, kaip ir keičiant koncentraciją.

Paimkime, pavyzdžiui, grįžtamąją azoto dujų reakciją su vandenilio dujomis, kad susidarytų amoniakas:

Kadangi ši reakcija yra egzoterminė, ji gamina šilumą:

Jei temperatūra būtų padidinta, sistemos šilumos kiekis padidėtų, todėl sistema sunaudotų dalį tos šilumos, perkeldama pusiausvyrą į kairę, taip gamindama mažiau amoniako. Jei reakcija vyktų žemesnėje temperatūroje, susidarytų daugiau amoniako, tačiau žemesnė temperatūra taip pat sumažina proceso greitį, todėl praktiškai (Habero procesas) temperatūra nustatoma kompromisinėje vertėje, leidžiančioje gaminti amoniaką. protingu greičiu, kai pusiausvyrinė koncentracija nėra per daug nepalanki.

Vykstant egzoterminėms reakcijoms, didėjant temperatūrai, pusiausvyros konstanta mažėja, K, tuo tarpu endoterminėse reakcijose temperatūra didėja K.

Le Chatelier principą, taikomą koncentracijos ar slėgio pokyčiams, galima suprasti davus K pastovią vertę. Tačiau temperatūros poveikis pusiausvyrai yra susijęs su pusiausvyros konstantos pasikeitimu. Priklausomybė nuo K temperatūra nustatoma pagal Δ ženkląH. Šios priklausomybės teorinį pagrindą pateikia Van't Hoffo lygtis.

Slėgio kitimo poveikis Redaguoti

Produktų ir reagentų pusiausvyros koncentracijos tiesiogiai nepriklauso nuo bendro slėgio sistemoje. Jie gali priklausyti nuo dalinių produktų ir reaguojančių medžiagų slėgių, tačiau jei dujinių reagentų molių skaičius lygus dujinių produktų molių skaičiui, slėgis pusiausvyrai įtakos neturi.

Bendrojo slėgio keitimas pridedant pastovaus tūrio inertinių dujų neturi įtakos pusiausvyros koncentracijai (žr. toliau esantį skyrių Inertinių dujų pridėjimo poveikis).

Keičiant bendrą slėgį keičiant sistemos tūrį, pasikeičia produktų ir reagentų dalinis slėgis ir gali turėti įtakos pusiausvyros koncentracijai (žr. §Tūrio pasikeitimo poveikis žemiau).

Garso pasikeitimo poveikis Redaguoti

Keičiant sistemos tūrį, pasikeičia produktų ir reagentų dalinis slėgis ir gali turėti įtakos pusiausvyros koncentracijai. Didėjant slėgiui dėl tūrio sumažėjimo, palankesnė yra pusiausvyros pusė, kurioje yra mažiau molių [6], o slėgiui mažėjant dėl ​​tūrio padidėjimo, palankesnė yra ta pusė, kurioje yra daugiau apgamų. Reakcijai, kai dujų molių skaičius yra vienodas abiejose cheminės lygties pusėse, nėra jokios įtakos.

Atsižvelgiant į azoto dujų reakciją su vandenilio dujomis, kad susidarytų amoniakas:

N2 + 3 H2 4 moliai ⇌ 2 NH3 2 moliai ΔH = -92kJ mol -1

Atkreipkite dėmesį į dujų molių skaičių kairėje pusėje ir į dujų molių skaičių dešinėje pusėje. Keičiant sistemos tūrį, keičiasi ir daliniai dujų slėgiai. Jei slėgį mažintume didindami tūrį, aukščiau minėtos reakcijos pusiausvyra pasislinks į kairę, nes reaguojančioje pusėje yra didesnis molių skaičius nei produkto pusėje. Sistema bando neutralizuoti dalinio dujų molekulių slėgio sumažėjimą, pereidama į tą pusę, kuri daro didesnį slėgį. Panašiai, jei padidintume slėgį mažindami tūrį, pusiausvyra pasislenka į dešinę, o tai neutralizuoja slėgio padidėjimą pasislenkant į tą pusę, kurioje yra mažiau molių dujų, kurios daro mažesnį slėgį. Jei tūris padidėja dėl to, kad reagento pusėje yra daugiau molių dujų, šis pokytis yra reikšmingesnis pusiausvyros konstantos išraiškos vardiklyje, sukeliantis pusiausvyros poslinkį.

Inertinių dujų pridėjimo efektas Redaguoti

Katalizatoriaus poveikis Redaguoti

Katalizatorius padidina reakcijos greitį, nenaudojamas reakcijoje. Katalizatoriaus naudojimas neturi įtakos reakcijos pusiausvyros padėčiai ir sudėčiai, nes tiek pirmyn, tiek atgal vykstančią reakciją pagreitina tas pats veiksnys.

Pavyzdžiui, apsvarstykite Haberio procesą, skirtą amoniako sintezei (NH3):

Aukščiau pateiktoje reakcijoje geležis (Fe) ir molibdenas (Mo) veiks kaip katalizatoriai, jei jų bus. Jie pagreitins bet kokias reakcijas, tačiau neturi įtakos pusiausvyros būklei.

Le Chatelier principas reiškia termodinaminės pusiausvyros būsenas. Pastarosios yra stabilios prieš trikdžius, kurie atitinka tam tikrus kriterijus, o tai yra būtina termodinaminės pusiausvyros apibrėžimui.

Jame teigiama, kad sistemos temperatūros, slėgio, tūrio ar koncentracijos pokyčiai lems nuspėjamus ir priešingus sistemos pokyčius, kad būtų pasiekta nauja pusiausvyros būsena.

Šiuo tikslu termodinaminės pusiausvyros būsena yra patogiausia apibūdinti naudojant pagrindinį ryšį, nurodantį kardinalią būsenos, energijos rūšies arba entropijos rūšies funkciją, kaip būsenos kintamųjų, pasirinktų taip, kad atitiktų termodinamines operacijas, kurias atlieka turi būti taikomas trikdymas. [7] [8] [9]

Teoriškai ir beveik pagal kai kuriuos praktinius scenarijus kūnas gali būti nejudančioje būsenoje su nuliniais makroskopiniais srautais ir cheminės reakcijos greičiu (pavyzdžiui, kai nėra tinkamo katalizatoriaus), tačiau ne termodinaminėje pusiausvyroje, nes jis yra metastabilus. arba nestabilus, tada Le Chatelier principas nebūtinai galioja.

Kūnas taip pat gali būti nejudančioje būsenoje su nuliniu srauto ir cheminės reakcijos greičiu, kartais kalbant apie tokias būsenas vartojamas žodis „pusiausvyra“, nors pagal apibrėžimą tai nėra termodinaminė pusiausvyra. Kartais tokioms valstybėms siūloma atsižvelgti į Le Chatelier principą. Atliekant šį pratimą, reikia atsižvelgti į srauto ir cheminės reakcijos greitį. Tokių rodiklių nepateikia pusiausvyros termodinamika. Tokioms valstybėms pasirodė sudėtinga arba neįgyvendinama pateikti pagrįstus ir labai bendrus teiginius, kurie atkartoja Le Chatelier principą. [10] Prigogine ir Defay įrodo, kad toks scenarijus gali būti nuosaikesnis arba ne, priklausomai nuo to, kokios tiksliai sąlygos yra nustatytos po trikdymo. [11]

Ekonomikoje panašią koncepciją, taip pat pavadintą Le Chatelier vardu, 1947 m. pristatė amerikiečių ekonomistas Paulas Samuelsonas. Ten apibendrintas Le Chatelier principas skirtas maksimaliai ekonominės pusiausvyros sąlygai: kur visi funkcijos nežinomieji yra nepriklausomai kintami, pagalbiniai apribojimai... tiesiog privalomas“, paliekant pradinę pusiausvyrą nepakitusią – sumažinkite atsaką į parametro pasikeitimą. Taigi hipotezė, kad veiksnių paklausos ir prekių pasiūlos elastingumas trumpuoju laikotarpiu bus mažesnis nei ilguoju laikotarpiu dėl fiksuotų sąnaudų apribojimo trumpuoju laikotarpiu. [12]

Kadangi tikslo funkcijos vertės pokytis maksimalios padėties kaimynystėje aprašomas gaubtinės teorema, galima įrodyti, kad Le Chatelier principas yra jo pasekmė. [13]


Procedūra

Medžiagos ir įranga

Įranga: 10 small test tubes, test tube rack, test tube holder, Bunsen burner, 2 medium-sized beakers (for stock solutions), 10-mL graduated cylinder, wash bottle, stirring rod, and scoopula.

All of the acids and bases used in this experiment ((ce), (ce), (ce) and (ce)) can cause chemical burns. In particular, concentrated 12 M (ce) is extremely dangerous! If any of these chemicals spill on you, immediately rinse the affected area under running water and notify your instructor. Also note that direct contact with silver nitrate ((ce)) will cause dark discolorations to appear on your skin. These spots will eventually fade after repeated rinses in water. Finally, in Part 4 you will be heating a solution in a test tube directly in a Bunsen burner flame. If the solution is overheated it will splatter out of the tube, so be careful not to point the tube towards anyone while heating.

Experimental Procedure

Record all observations on your report form. These should include, but not be limited to, color changes and precipitates. Note that solution volumes are approximate for all reactions below. Dispose of all chemical waste in the plastic container in the hood.

Part 1: Saturated Sodium Chloride Solution

  1. Place 3-mL of saturated (ce) (aq) into a small test tube.
  2. Carefully add concentrated 12 M (ce) (aq) drop-wise to the solution in the test tube until a distinct change occurs. Įrašykite savo pastebėjimus.

Part 2: Acidified Chromate Solution

  1. Place 3-mL of 0.1 M (ce) (aq) into a small test tube.
  2. Add an equal amount of 6 M (ce) (aq) to this solution. Įrašykite savo pastebėjimus.
  3. Now add 10% (ce) (aq) drop-wise until the original color is returned. Įrašykite savo pastebėjimus.
  4. Here the added sodium hydroxide is effectively removing acidic hydrogen ions from the equilibrium system via a neutralization reaction:

Part 3: Aqueous Ammonia Solution

Instructor Prep: At the beginning of lab prepare a stock solution of aqueous ammonia. Add 4 drops of concentrated 15 M (ce) (aq) and 3 drops of phenolphthalein to a 150-mL (medium) beaker, top it up with 100-mL of distilled water, and mix with a stirring rod. Label the beaker and place it on the front desk. The entire class will then use this stock solution in Part 3.

  1. Place 3-mL of the prepared stock solution into a small test tube.
  2. Add a medium scoop of (ce) powder to the solution in this test tube. Įrašykite savo pastebėjimus.

Part 4: Cobalt(II) Chloride Solution

  1. Place 3-mL of 0.1 M (ce) (aq) into 3 small test tubes. Label these test tubes 1-3.
  2. The solution in test tube #1 remains untouched. It is a control for comparison with other tubes.
  3. To the solution in test tube #2, carefully add concentrated 12 M (ce) (aq) drop-wise until a distinct color change occurs. Įrašykite savo pastebėjimus.
  4. To the solution in test tube #3, first add a medium scoop of solid (ce). Then heat this solution directly in your Bunsen burner flame (moderate temperature). Firmly hold test tube #3 with your test tube holder, and waft it back and forth through the flame (to prevent overheating and &ldquobumping&rdquo) for about 30 seconds, or, until a distinct change occurs. Įrašykite savo pastebėjimus. Then cool the solution in test tube #3 back to room temperature by holding it under running tap water, and again record your observations.

Part 5: Iron(III) Thiocyanate Solution

Instructor Prep: At the beginning of lab prepare a stock solution of iron(III) thiocyanate. Add 1-mL of 0.1 M (ce) (aq) and 1-mL of 0.1 M (ce) (aq) to a 150-mL (medium) beaker, top it up with 100-mL of distilled water, and mix with a stirring rod. Label the beaker and place it on the front desk. The entire class will then use this stock solution in Part 5.

  1. Place 3-mL of the prepared stock solution into 4 small test tubes. Label these test tubes 1-4.
  2. The solution in test tube #1 remains untouched. It is a control for comparison with other tubes.
  3. To the solution in test tube #2, add 1-mL of 0.1 M (ce) (aq). Įrašykite savo pastebėjimus.
  4. To the solution in test tube #3, add 1-mL of 0.1 M (ce) (aq). Įrašykite savo pastebėjimus.
  5. To the solution in test tube #4, add 0.1 M (ce) (aq) drop-wise until all the color disappears. A light precipitate may also appear. Įrašykite savo pastebėjimus. Here the added silver nitrate is effectively removing thiocyanate ions from the equilibrium system via a precipitation reaction:

First, consider a factor that does not affect equilibrium: pure substances. If a pure liquid or solid is involved in equilibrium, it is considered to have an equilibrium constant of 1 and is excluded from the equilibrium constant. For example, except in highly concentrated solutions, pure water is considered to have an activity of 1. Another example is solid carbon, which may be form by the reaction of two carbom monoxide molecules to form carbon dioxide and carbon.

Factors that do affect equilibrium include:

  • Adding reactant or product or a change in concentration affects equilibrium. Adding reactant can drive equilibrium to the right in a chemical equation, where more product forms. Adding product can drive equilibrium to the left, as more reactant forms.
  • Changing the temperature alters equilibrium. Increasing temperature always shifts chemical equilibrium in the direction of the endothermic reaction. Decreasing temperature always shifts equilibrium in the direction of the exothermic reaction.
  • Changing the pressure affects equilibrium. For example, decreasing the volume of a gas system increases its pressure, which increases the concentration of both reactants and products. The net reaction will see to lower the concentration of gas molecules.

Le Chatelier's principle may be used to predict the shift in equilibrium resulting from applying a stress to the system. Le Chatelier's principle states that a change to a system in equilibrium will cause a predictable shift in equilibrium to counteract the change. For example, adding heat to a system favors the direction of the endothermic reaction because this will act to reduce the amount of heat.


Chemical Equilibrium - PowerPoint PPT Presentation

PowerShow.com yra pirmaujanti pristatymų / skaidrių demonstravimo bendrinimo svetainė. Nesvarbu, ar jūsų programa yra verslas, patarimai, švietimas, medicina, mokykla, bažnyčia, pardavimas, rinkodara, mokymai internetu ar tiesiog linksmybės, „PowerShow.com“ yra puikus šaltinis. Ir, geriausia, dauguma jo puikių funkcijų yra nemokamos ir lengvai naudojamos.

Galite naudoti PowerShow.com norėdami rasti ir atsisiųsti internetinių PowerPoint ppt pristatymų pavyzdžius beveik bet kokia jūsų įsivaizduojama tema, kad galėtumėte nemokamai sužinoti, kaip patobulinti savo skaidres ir pristatymus. Arba naudokite jį norėdami rasti ir atsisiųsti aukštos kokybės PowerPoint ppt pristatymus su iliustruotomis arba animuotomis skaidrėmis, kurios išmokys padaryti ką nors naujo, taip pat nemokamai. Arba naudokite jį norėdami įkelti savo „PowerPoint“ skaidres, kad galėtumėte jas bendrinti su mokytojais, klase, mokiniais, viršininkais, darbuotojais, klientais, potencialiais investuotojais ar pasauliu. Arba naudokite jį norėdami sukurti tikrai šaunių nuotraukų skaidrių demonstracijų su 2D ir 3D perėjimais, animacija ir pasirinkta muzika, kurią galite bendrinti su „Facebook“ draugais ar „Google+“ draugų ratais. Tai taip pat nemokamai!

Už nedidelį mokestį galite gauti geriausią pramonės privatumą internete arba viešai reklamuoti savo pristatymus ir skaidrių demonstracijas aukščiausiu reitingu. Bet be to, tai nemokama. Mes netgi konvertuosime jūsų pristatymus ir skaidrių demonstracijas į universalų „Flash“ formatą su visa originalia daugialypės terpės šlove, įskaitant animaciją, 2D ir 3D perėjimo efektus, įterptą muziką ar kitą garso įrašą ar net skaidrėse įdėtą vaizdo įrašą. Viskas nemokamai. Daugumą PowerShow.com pristatymų ir skaidrių demonstracijų galima peržiūrėti nemokamai, daugelį jų netgi galima nemokamai atsisiųsti. (Galite pasirinkti, ar leisti žmonėms už tam tikrą mokestį arba nemokamai atsisiųsti originalias „PowerPoint“ pristatymus ir skaidrių demonstracijas, ar nemokamai.) Patikrinkite „PowerShow.com“ šiandien - NEMOKAMAI. Tikrai yra kažkas kiekvienam!

pristatymai nemokamai. Arba naudokite jį norėdami rasti ir atsisiųsti aukštos kokybės PowerPoint ppt pristatymus su iliustruotomis arba animuotomis skaidrėmis, kurios išmokys padaryti ką nors naujo, taip pat nemokamai. Arba naudokite jį norėdami įkelti savo „PowerPoint“ skaidres, kad galėtumėte jas bendrinti su mokytojais, klase, mokiniais, viršininkais, darbuotojais, klientais, potencialiais investuotojais ar pasauliu. Arba naudokite jį norėdami sukurti tikrai šaunių nuotraukų skaidrių demonstracijų su 2D ir 3D perėjimais, animacija ir pasirinkta muzika, kurią galite bendrinti su „Facebook“ draugais ar „Google+“ draugų ratais. Tai taip pat nemokamai!


Acid/Base Equilibrium

Acids and bases turėk chemical equilibrium in solution. At chemical equilibrium, the products and reactants have reached a state of balance. Reactions may still be taking place within the sample, but the forward and reverse reactions are taking place at the same rate, so the concentrations of the products and reactants are not changing with time.

Concepts related to acid base equilibrium include designing buffers and plotting pH curves.

Additionally, determining the acid base equilibrium can help in predicting the products of a reaction and the relative concentration of the products, as well as aiding in the identification of the weaker acid and base.

Weak acids and bases are common in nature. For example, many insects of the order hymenoptera, including bees, wasps, and ants, use a weak acid (formic acid) as a weapon when they bite or sting. As a result, many animals avoid contact with these insects. In order for the weaponized acid to be effective, it must produce enough hydrogen ions to wound the bee's enemy, but not enough to dissolve the bee's stinger and organs. Formic acid

This defense occasionally backfires, as other animals have adapted their own pH in response to formic acid. Anteaters, a species well known for feasting on anthills, do not produce the hydrochloric acid (a strong acid) that most animals rely on for digestion. The anteaters are attracted to the ants, because they need the formic acid to break up their stomach contents.

Giant Anteater [1]


Žiūrėti video įrašą: 8 paskaita Akcentai ir smulkmenos, vedančios į chemijos VBE sėkmę (Gruodis 2022).