Принцип ле-шателье. Принцип ле шателье в химии Принцип ле шателье в поведении людей

2.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Если система находится в состоянии равновесия, то она будит пребывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными.

Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения концентрации какого – либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры.

Рассмотрим каждый из этих случаев.

При увеличении концентрации какого-либо вещества, участвующего в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Например, для реакции

Введем в систему дополнительно некоторое количество водорода. Согласно закону действия масс, увеличение концентрации водорода повлечет за собой увеличение скорости прямой реакции – реакции синтеза HI, тогда как скорость обратной реакции не изменится. В прямом направлении реакция будет теперь протекать быстрее, чем в обратном, т.е. равновесие смещается вправо , т.е. в направлении течения прямой реакции. При обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево – в направлении обратной реакции.

2. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.

Для реакции

увеличение давления должно смещать равновесие вправо (слева число моль газов равно 3, справа – 2).

В том случае, когда реакция протекает без изменения числа молекул газов, равновесие не нарушается при сжатии или при расширении системы. Например, в системе

равновесие не нарушается при изменении объема; выход HI не зависит от давления.

3. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

Так, синтез аммиака представляет собой экзотермическую реакцию (ΔН)

сдвигается влево – в сторону разложения аммиака, так как этот процесс идет с поглощением теплоты.

Наоборот, синтез оксида азота (II) представляет собой эндотермическую реакцию (ΔН>0 )

Поэтому при повышении температуры равновесие в системе
сдвигается вправо в сторону образования NO.

Закономерности, которые проявляются в рассмотренных примерах нарушения химического равновесия, представляют собой частные случаи общего принципа Ле Шателье :

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

Гетерогенное химическое равновесие также подчиняется принципу Ле Шателье, но твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение гетерогенного химического равновесия.

2.7. Решение типовых задач

Пример 1. Вычислить равновесные концентрации водорода и йода, если известно, что их начальные концентрации составляли по 0,02 моль/л, а равновесная концентрация НI – 0,03 моль/л. Вычислить константу равновесия.

Решение. Из уравнения реакции

H 2 +I 2 ↔ 2HI

видно, что на образование 0,03 моля НI расходуется 0,015 моля водорода и столько же йода, следовательно, их равновесные концентрации равны и составляют 0,02 - 0,015 = 0,005 моль/л, а константа равновесия

.

Пример 2. В системе
равновесные концентрации веществ
=0,3 моль/л,
=0,2 моль/л и
=1,2 моль/л. Вычислить константу равновесия системы и начальные концентрации хлора и окиси углерода.

Решение. Из уравнения реакции видно, что для образования 1,2 моля
расходуется по 1,2 моля
и
. Следовательно, исходная концентрация хлора 0,3 + 1,2 = 1,5 моль/л, окиси углерода 0,2 + 1,2 = 1,4 моль/л. Константа равновесия

Пример 3. Во сколько раз возрастет скорость реакции взаимодействия оксида углерода (II) с кислородом, если концентрации исходных веществ увеличить в три раза?

Решение. 1) Записываем уравнение реакции:

Согласно закону действующих масс

2) Обозначим
, тогда:

3) При повышении концентрации исходных веществ в 3 раза получим:

, а

4) Рассчитываем скорость реакции :

, т.е. скорость реакции возрастет в 27 раз.

Пример 4. Во сколько раз возрастет скорость химической реакции при повышении температуры на 40˚С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Решение. Согласно правилу Вант – Гоффа:

, т.е. скорость реакции возрастет в 81 раз.

Пример 5. Реакция при температуре 30˚С протекает за 2 минуты. За сколько времени закончится эта реакция при температуре 60˚С, если температурный коэффициент скорости равен 2?

Решение. 1) В соответствии с правилом Вант – Гоффа:

2) Скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции, следовательно:

Пример 6. Реакция образования оксида азота (IV) выражается уравнением

Как изменится скорость прямой и обратной реакций, если увеличить давление в 3 раза, а температуру оставить постоянной? Вызовет ли это изменение скорости смещение равновесия?

Решение. Пусть до увеличения давления равновесные концентрации оксида азота (II), кислорода и оксида азота (IV) были: = a, = b,

C, тогда скорость прямой реакции

,

скорость обратной реакции

.

При увеличении давления в 3 раза во столько же раз увеличатся концентрации всех реагентов: = 3a, = 3b, = 3c.

Скорость прямой реакции станет:

Скорость обратной реакции станет:

.

Скорость прямой реакции возросла в 27 раз, а обратной – в 9 раз. Равновесие сместится в сторону прямой реакции, что согласуется с принципом Ле Шателье.

Пример 7. Как влияют на равновесие в системе

, (ΔН

а) понижение давления;

б) повышение температуры;

в) увеличение концентрации исходных веществ?

Решение. Согласно принципу Ле Шателье понижение давления приведет к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к увеличению ее объема, т.е. в сторону обратной реакции. Повышение температуры приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону обратной реакции. И, наконец, увеличение концентрации исходных веществ приведет к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции, т.е. в сторону прямой реакции.

Пример 8. Рассмотрим химическое равновесие

Определим равновесные концентрации NH 3 для двух равновесных смесей:

1. = 0,1 M и = 0,1 M.

2. =1,0 M и = 0,1 M.

Константа равновесия К = 6,0 ∙ 10 -2 при 525 ˚С

Решение. Составим выражение для константы химического равновесия, подставим в него известные величины и произведем вычисления.

Первый вариант химического равновесия:

откуда

Второй вариант химического равновесия

откуда

Вывод. При увеличении в равновесной смеси концентрации N 2 (реагента) повышается концентрация NH 3 (продукта реакции).

2.8. Задачи для самостоятельного решения

1. Во сколько раз следует увеличить концентрацию водорода в системе

чтобы скорость реакции возросла в 125 раз?

2. Как изменится скорость реакции

если давление в системе увеличить в два раза?

3. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению

как изменится скорость реакции при увеличении:

а) концентрации оксида азота в два раза;

б) концентрации хлора в два раза;

в) концентрации обоих веществ в два раза?

4. При 150˚С некоторая реакция заканчивается за 16 минут. Принимая температурный коэффициент равным 2,5, рассчитайте, через какой период времени закончится эта реакция при 80˚С.

5. При температуре 40˚С реакция протекает за 36 минут, а при 60˚С – за 4 минуты. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции.

6. Скорость некоторой реакции при 100 0 С равна 1. Во сколько раз медленнее будет протекать та же реакция при 10 0 С (температурный коэффициент скорости принять равным 2)?

7. При охлаждении реакционной смеси с 50 0 до 20 0 С скорость химической реакции уменьшилась в 27 раз. Вычислите температурный коэффициент этой реакции.

8. Составьте математическое выражение константы химического равновесия для каждой из следующих реакций:

Выполняя это задание, особо обратите внимание на то, что некоторые вещества – участники реакций – находятся в твердом состоянии.

9. Вычислить константу равновесия реакции

если равновесные концентрации равны

10. Примените принцип Ле Шателье для предсказания условий, которые позволяют увеличить выход нижеприведенных реакций за счет смещения равновесия:

, (ΔН

11. Среди приведенных реакций укажите те, для которых повышение давления смещает вправо химическое равновесие:

а)
;

б)
;

в)
;

г)
;

д)
;

12. При некоторой температуре константа равновесия процесса

Начальные концентрации Н 2 и НСОН составляли 4 моль/л и 3 моль/л соответственно. Какова равновесная концентрация СН 3 ОН?

13. Реакция протекает по уравнению 2А ↔ В. Исходная концентрация вещества А равна 0,2 моль/л. Константа равновесия реакции равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации реагирующих веществ.

14. При некоторой температуре равновесная концентрация серного ангидрида, образующегося в результате реакции

,

составила 0,02 моль/л. Исходные концентрации сернистого газа и кислорода составляли, соответственно, 0,06 и 0,07 моль/л. Рассчитайте константу равновесия реакции.

ТЕМА 3. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

3.1. Первые модели строения атома

В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) открыл электрон, а в 1909 г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6 · 10 -19 Кл. Масса электрона составляет 9,11 ∙ 10 -28 г. В 1904 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом можно представить в виде положительной сферы с вкрапленными электронами.

В 1910 г. в лаборатории Э. Резерфорда (Англия) в опытах по бомбардировке металлической фольги α-частицами было установлено, что некоторые α-частицы рассеиваются фольгой. Отсюда Резерфорд заключил, что в центре атома существует положительно заряженное ядро малого размера, окруженное электронами. Радиусы ядер лежат в пределах 10 -14 – 10 -15 м, т.е. в 10 4 – 10 5 раз меньше размера атома. Резерфорд предсказал существование протона и его массу, которая в 1800 раз превышает массу электрона.

В 1910 г. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.

Атомные спектры. При нагреве вещество испускает лучи (излучение). Если излучение имеет одну длину волны, то оно называется монохроматическим. В большинстве же случаев излучение характеризуется несколькими длинами волн. При разложении излучения на монохроматические компоненты получают спектр излучения, где отдельные его составляющие выражаются спектральными линиями. На рис 3.1. приведен атомный спектр водорода. Длины волн, соответствующие атомному спектру водорода, определяются уравнением Бальмера

. (3.1)

где λ – длина волны; R – постоянная Ридберга (109678 см -1); n и m – целые числа (n = 1 для серии Лаймана, n = 2 – для серии Бальмера, n = 3 – для серии Пашена; m = 2, 3, 4 для серии Лаймана, m = 3, 4, 5 для серии Бальмера, m = 4, 5, 6 – для серии Пашена).

Кванты и модель Бора. В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) ν:

,

где – h – постоянная Планка (6,626∙10 -34 Дж·с); ν = с/λ, с – скорость света; λ – длина волны.

В 1913 г. датский ученый Н. Бор, испльзуя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями.При переходе электрона с одной ориты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Каждая орбита имеет номер n (1, 2, 3, 4,…), который назвали главным квантовым числом. Бор вычислил радиусы орбит. Радиус первой орбиты был 5,29∙10 -13 м, радиус других орбит был равен:

Энергия электрона (эВ) зависила от значения главного квантового

Отрицательный знак энергии означает устойчивость системы, которая тем более устойчива, чем ниже (чем более отрицательна) ее энергия. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (n=1). Такое состояние называется основным . При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным . Такое состояние атома неустойчиво.

3.2. Квантово-механическая модель атома водорода

Двойственная природа электрона. В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу.

В 1924 г. Луи де Бройль (Франция) выдвинул предположение, что электрон также характеризуется корпускулярно-влновым дуализмом. Позднее это было подтверждено на опытах по дифракции на кристаллах. Де Бройль предложил уравнение, связывающее длину волны λ электрона или любой другой частицы с массой m и скоростью ν,

. (3.2)

Волны частиц материи де Бройль назвал материальными волнами. Они свойственны всем частицам или телам. Однако, как следует уравнения (3.2), для макротел длина волны настолько мала, что в настоящее время не может быть обнаружена. Так, для тела с массой 1000 кг, двигающегося со скоростью 108 км/ч (30 м/с) λ = 2,21·10 -38 м.

В 1927 г. В. Гейзенберг (Германия) постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы (микрочастицы) принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. В каждый момент времени можно определить только лишь одно из этих свойств. Э. Шредингер (Австрия) в 1926 г. вывел математическое описание поведения электрона в атоме.

Работы Планка, Эйнштейна, Бора, де Бройля, Гейзенберга, а также Шредингера, предложившего волновое уравнение, заложили основу квантовой механики, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц.

Орбиталь. В соответствие с квантово-механическими представлениями невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому в квантово-механической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается волновой функцией ψ, которая характеризует амплитуду волны, как функцию координат электрона. В наиболее простом случае эта функция зависит от трех пространственных координат и называется орбиталью. В соответствии с определением ψ, орбиталью называется область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Необходимо заметить, что понятие орбиталь существенно отличается от понятия орбита, которая в теории Бора означала путь электрона вокруг ядра атома. Величина области пространства, которую занимает орбиталь, обычно такова, чтобы вероятность нахождения электрона внутри нее составляла не менее 95 %.

Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака .

Квантовые числа. Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значения 1,2,3,4,5,… и характеризует оболочку или энергитический уровень. Чем больше n, тем выше энергия. Оболочки (уровни) имеют буквенные обозначения: К (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), Q (n = 5), переходы электронов с одной оболочки (уровня) на другую сопровождаются выделение квантов энергии, которые могут проявиться в виде спектров (см. рис. 3.1).

Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергитические подуровни в электронной оболочке атома.

Орбитальные квантовые числа принимают целочисловое значение от 0 до (n-1). Подоболочки также обозначаются буквами:

Подоболочка (подуровень)…………………s p d f

Орбитальное квантовое число, l ……………0 1 2 3

Электроны с орбитальным квантовым числом 0, называются s - электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют сферическую форму (рис. 3.2, а).

Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются p - электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют форму, напоминающую гантель (рис. 3.2, б).

Электроны с орбитальным квантовым числом 2 называют d – электронами . Орбитали имеют форму четырехлепестковой розетки (рис. 3.2, в).

Электроны с орбитальным квантовым числом 3 получили название f – электронов . Форма их орбиталей еще сложнее, чем форма d – орбиталей.

В первой оболочке (n=1) может быть одна (s–), во второй (n=2) две (s- и p-), в третьей (n=3) – три (s-, p-, d-), в четвертой (n=4) – четыре (s-, p-, d-, f-)-подоболочки.

Магнитное квантовое число m l характеризует положение орбитали в пространстве (см. рис. 3.2).

Соответственно в подоболочке s (l = 0) имеется одна орбиталь (m l = 0), в подоболочке р (l = 1) – три орбитали (m l = -1, 0, +1), в подоболочке d (l = 2) пять орбиталей (m l = -2, -1, 0, +1, +2).

Атомная орбиталь. Каждая электронная орбиталь в атоме (атомная орбиталь, АО) может характеризоваться тремя квантовыми числами n, l и m l .

Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки .

Соответственно для s-подоболочки имеется одна АО , для р-подоболочки – три АО спина. работы ... может быть самостоятельной ... учеб. пособие по социологии для студентов вузов. ...

В некоторых случаях вещества, получающиеся в результате реакции, либо взаимодействуют между собой, либо распадаются, и тогда в системе одновременно протекают две реакции: прямая (образуются продукты реакции) и обратная (вновь синтезируются исходные вещества). В случае совпадения скоростей прямого и обратного процессов в рассматриваемой системе наступает равновесие, которое называется химическим. Это динамичное равновесие, поскольку сама реакция не прекращается, но образуется и распадается одновременно одинаковое количество вещества. При неизменных температуре и давлении такая ситуация может сохраняться довольно долго. В графическом виде она представлена ниже. Под эквивалентной скоростью подразумевается некая константа, равная одновременно скоростям прямой и обратной реакции.

Принцип смещения химического равновесия

Принцип смещения (сдвига) равновесия открыл в 1884 году Ле Шателье. Позже его обобщил Карл Фердинанд Браун (1887 г.). Поэтому в настоящее время он носит сдвоенное название — принцип Ле Шателье-Брауна. Этот закон используется как в химии, так и в термодинамике, электродинамике, экологии и биохимии. Существует много формулировок, но суть каждой из них сводится к следующему: «При оказании на систему, находящуюся в равновесном состоянии, какого-либо воздействия, химическое равновесие смещается таким образом, чтобы компенсировать это изменение (т. е. система будет пытаться восстановить баланс)». Описываемый принцип можно наглядно продемонстрировать с помощью следующей системы. Имеется пружина, прикрепленная к неподвижной опоре. В состоянии покоя эта система находится в равновесии. Если пружину растянуть, то равновесие сместится в сторону внешнего воздействия. Однако при этом в системе также нарастает противодействие. И в какой-то момент силы противодействия и внешнего воздействия становятся равны друг другу, в результате чего наступает новое равновесное состояние.

Принцип Ле Шателье можно использовать только для систем, находящихся в равновесии, в противном случае результаты анализа будут неверными. Существуют три основных параметра, изменение которых вызывает смещение химического равновесия: давление, температура и концентрация химических веществ.

Температура

Изменение температуры — наиболее частая причина сдвига химического равновесия, что вполне объяснимо, ведь на этот фактор повлиять намного легче, чем, например, на давление. Здесь следует упомянуть, что реакции разделяются на два типа по термическому эффекту. Среди них следующие: экзотермические (с выделением тепла) и эндотермические (с его поглощением). Как будет смещаться в данном случае химическое равновесие? Принцип Ле Шателье в этом случае сводится к следующему: с увеличением температуры равновесие смещается в сторону реакции, проходящей с поглощением тепла, а при её уменьшении, соответственно, в противоположную сторону. Так, если для реакции, изображённой ниже, повысить температуру, равновесие сдвинется в правую сторону.

Большинство прямых реакций экзотермические, а обратных — эндотермические (это не правило, а, скорее, наблюдение, из которого можно найти множество исключений).

Давление

С изменением давления трансформируется следующий параметр системы — её объём (он увеличивается или уменьшается), поэтому воздействие с помощью этого параметра оказывает особенно сильное влияние на системы, в которых присутствуют газы. В этом случае принцип химического равновесия заключается в следующем. Если давление в системе увеличивается, то равновесие сдвигается в сторону сокращения числа молекул газа, а при уменьшении давления равновесие движется в противоположном направлении. Если число молекул газа во время реакции не изменяется, то равновесие не смещается при изменении давления, как, например, в следующей реакции.

Однако на практике такой принцип верен лишь для идеальных газов, поскольку все реальные обладают разной сжимаемостью. Таким образом, даже если число молекул газа остаётся неизменным, равновесие может зависеть от давления. На практике это будет заметно при высоких давлениях. В случае жидких и твердых веществ изменение давления фактически не влияет на равновесие из-за малых объемов, занимаемых такими веществами. При рассмотрении смешанных систем учитывают только молекулы газа.

Смещение равновесия в системе в результате изменения концентрации любого вещества, участвующего в реакции

В ходе изменения концентрации какого-либо вещества принцип Ле Шателье работает следующим образом. При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции, при уменьшении количества образующихся веществ равновесие двигается в противоположную сторону.

Что будет, если добавить инертный газ

Изменить объем системы можно не только сжав ее или ослабив давление, но и путем добавления инертного газа, который не будет вступать в реакцию. Что будет с системой при добавлении в нее, например, гелия? На самом деле, скорее всего, ничего не произойдет, поскольку соотношение участвующих в реакции веществ не изменится, а для хода процесса имеет значение не общее давление системы, а парциальное каждого компонента.

Влияние катализаторов

На смещение химического равновесия количество катализатора и вообще его наличие влияния не оказывают. Это происходит ввиду того, что этот элемент одинаково ускоряет и прямую, и обратную реакцию, сохраняя равновесие в системе неизменным.

Способ изучения химического равновесия

Детальное рассмотрение химических равновесий очень важно для полного понимания процесса. Одним из наиболее часто применяемых приёмов является так называемый метод замораживания равновесий. Так, происходит быстрое охлаждение системы, находящейся в сбалансированном состоянии. Равновесие просто не успевает сместиться, а при низких температурах скорость большинства процессов замедляется практически до нуля. Благодаря этому можно полностью проанализировать состав смеси при любой температуре (концентрации веществ, участвующих в реакции, при нуле градусов будет соответствовать количеству компонентов при той температуре, с которой началось понижение). Такой опыт проводят несколько раз с реакциями, протекающими в обоих направлениях.

Существует ли полная необратимость

Полностью сдвинуть химическое равновесие в одну сторону невозможно. Даже при кажущемся абсолютном смещении всегда останется небольшое число молекул, которые будут вступать в обратную реакцию.

На практике фактически все реакции обратимы, а насколько сильно будет виден этот эффект, часто зависит от температуры (нередко равновесие просто сильно смещено в одно сторону, поэтому оно становится заметным лишь при смене условий). Именно из-за этой распространенности обратимых химических реакций изучение равновесия особенно важно.

Примеры синтезов, в которых во время производства смещается химическое равновесие

На производстве химическое равновесие обычно смещают в направлении прямой реакции для получения, соответственно, продуктов реакции. Существует множество примеров таких синтезов: получение аммиака, оксида серы (VI), оксида азота (II) и т. д.

Николаевская средняя школа

Открытый урок:

«Химическое равновесие.

Принцип Ле Шателье».

Подготовила:

учитель химии

Сафонова Н.В.

Тема: «Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.»

Цели урока: обобщить и углубить знания об обратимых химических реакциях, химическом равновесии и условиях ею смещения. Рассмотреть принцип Ле Шателье.

План урока.

1.Проверка домашнего задания: классификация химических реакций.

2.Объяснение нового материала.

3. Закрепление изученного

4. Домашнее задание.

5. Итоги урока.

Проверка домашнего задания.

1) Как классифицируют химические реакции? Приведите названия по разным признакам классификации:

Ответ: По числу и составу реагирующих веществ и продуктов реакции: изомеризация, соединение, разложение, замещение и обмен;

По изменению степеней окисления: ОВР и без изменения ст. ок.;

По тепловому эффекту: экзо- и эндотермические;

По фазовому (агрегатному) составу: гомо- и гетерогенные;

По участию катализатора: каталитические и некаталитические;

По направлению: необратимые и обратимые и т.д.

2) Учащиеся получают задания и проводят реакции в микролабораториях.

Лабораторная работа.

Проведите реакции, укажите признаки, составьте уравнения в молекулярном и ионных видах, укажите тип каждой реакции, какие из них идут до конца? В пробирки добавляйте по 2-3 капли каждого реактива.

а) карбонат натрия + соляная кислота →

б) гидроксид натрия (добавить каплю фенолфталеина) + серная кислота →

в) сульфат меди(II) + гидроксид натрия →

г) хлорид железа(III) + серная кислота →

Ответ: это реакции обмена, в первой реакции выделяется газ, во второй образуется вода (малодиссоциирующее вещество), в третьей выпадает осадок, а четвёртая – обратима, признаков реакции не наблюдается. Согласно правилу Бертолле, реакции обмена, протекающие в растворах, идут до конца только в том случае, если в результате их образуется осадок, газ или вода.

3) Дайте определение обратимых и необратимых реакций.

Ответ: обратимые реакции – реакции, идущие во взаимно противоположных направлениях, необратимые – идут только в одном направлении, с полным превращением исходных веществ.

Объяснение нового материала:

Мы выяснили, что реакция

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

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

является обратимой, учащимся предлагается прочить уравнение прямой и обратной реакций.

На начальном этапе скорость прямой реакции значительно превышает скорость обратной реакции, но наступает такой момент, когда их скорости выравниваются.

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции называют химическим равновесием.

Химическое равновесие является динамическим (подвижным), так как при его наступлении одновременно протекают и прямая, и обратная реакции с одинаковой скоростью.

При постоянных температуре, давлении равновесии обратимой реакции может сохраняться неопределённо долгое время.

Принцип Ле Шателье.

Очень небольшое число реакций являются необратимыми. В основе большинства производственных синтезов находятся именно обратимые реакции.

На производстве, конечно, заинтересованы в преимущественном протекании прямой реакции. Возникает проблема: как сместить химическое равновесие в сторону прямой реакции. Эта проблема была решена во второй половине 19 века.

Французкий химик Анри Ле Шателье в 1885 году вывел, а немецкий физик Фердинанд Браун в 1887 году обосновал, общий закон смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов, который известен теперь под названием принципа Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Этот принцип можно было бы назвать принципом «делай наоборот и добьёшься своего».

А теперь подробнее рассмотрим, как можно сместить химическое равновесие с помощью концентрации, температуры, давления.

Концентрация.

Рассмотрим реакцию обмена между хлоридом железа (III) роданидом аммония:

FeCl 3 +3NH 4 CNSFe(СNS) 3 +3NH 4 Cl

Появляется характерное кроваво-красное окрашивание, обусловленное присутствием молекул Fe(CNS) 3 .

Полученный в стакане раствор разливаем поровну в 3 пробирки;

1-эталон;

2-добавляем раствор NH 4 CNS – окраска усиливается, равновесие смещается вправо, в сторону образования роданида железа (III) Fe(CNS) 3 ;

3-добавляем кристаллический NH 4 Cl, перемешиваем стеклянной палочкой. Окраска раствора по мере растворения хлорида аммония ослабляется, что свидетельствует о смещении равновесия влево, в направлении образования хлорида железа (III) и роданида аммония.

Делаем вывод:

* при увеличении концентрации реагирующих веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции;

* при увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ.

P.S Можно рассмотреть влияние концентрации на примере реакции

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

Фиолетовый

При добавлении HCl окраска исчезает, так как равновесие химической реакции смещается влево и комплекс: фенолят железа (III) разрушается.

Температура.

Процесс разложения азотной кислоты протекает при обычных условиях на свету, поэтому раствор азотной кислоты и безводная HNO 3 окрашены в бурый цвет (примесь NO 2 -бурый газ). Этот процесс равновесный.

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

Равновесие реакции можно сместить вправо с помощью температуры.

В ходе прямой реакции теплота поглощается, чтобы равновесие сместилось вправо (Vпр>Vобр, V- скорость химической реакции), нужно температуру повысить, тогда система будет стремиться охладить себя, и пойдёт процесс эндотермический, т.е прямая реакция.

Добавляем индикатор метилоранж и нагреваем пробирку с азотной кислотой. Цвет меняется от розового до оранжевого, что свидетельствует о нейтральной среде и разложении кислоты.

Если реакция эндотермическая, то при нагревании Vпр>Vобр.

Если реакция экзотермическая, то при нагревании Vобр> Vпр.

*Если нагревать систему, то пойдёт в большой степени такая реакция, которая будет это тепло забирать (поглощать); т.е эндотермическая реакция.

*Если охлаждать систему, то пойдёт в большой степени такая реакция, которая будет это тепло выделять; т.е экзотермическая реакция.

Давление.

На примере окисления оксида серы (4) в серный ангидрид. 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

3V 2V

SO 3 - в производственных условиях (при высокой t и p) находится в газообразном состоянии.

Давление напрямую зависит от объёма (p~v)

Прямая реакция идёт с уменьшением давления (числа моль газообразных веществ).

Чтобы пошла прямая реакция, надо сделать наоборот, т.е. давление повысить, чтобы система затем его понижала.

Увеличение давления ведёт к смещению равновесия в сторону реакции с меньшим числом молекул.

2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

чтобы сместить равновесие вправо, необходимо:

1)взять избыток одного из исходных веществ;

2)температуру взять максимально низкую (в производственных условиях ~400С);

3)давление повысить.

Далее классу предлагается посмотреть кинофрагмент «Динамический характер химического равновесия», в котором рассматривается процесс окисления сернистого ангидрида, т.е. реакция 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

После просмотра классу предлагается ответить на вопрос: Как влияет катализатор на химическое равновесие? В какую сторону V 2 O 5

смещает равновесие реакции?

Ответ: Катализатор не влияет на химическое равновесие, он в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции.

Можно рассмотреть влияние давления на примере реакции:

2NO+O 2 2NO 2 +Q

NO- бесцветный газ, NO 2 - бурый газ

Также предлагается просмотр кинофрагмента данного процесса.

Сообщение учащегося.

Чаще всего принцип Ле Шателье используется, чтобы подобрать условия, увеличивающие выход необходимого продукта. Реже мы говорим о том, как сократить выход вредного продукта.

В человеческом организме протекают биохимические процессы, которые так же могут регулироваться по принципу Ле Шателье. Порой в результате такой реакции в организме начинают вырабатываться вещества – яды, вызывающие то или иное заболевание. Как воспрепятствовать этому процессу?

Вспомним такой метод лечения, как гомеопатия. Метод заключается в применении очень малых доз тех лекарств, которые в больших дозах вызывают у здорового человека признаки какого-нибудь заболевания. Как же в данном случае действует лекарство-яд?

В организм вводят продукт нежелаемой реакции, и по принципу Ле Шателье равновесие смещается в сторону исходных веществ.

Процесс, вызывает болезненные нарушения в организме, угасает.

(Из «Химии в школе» № 2-93, статья: Тушина Е.Н. Принцип Ле Шателье и некоторые методы лечения).

3. Закрепление изученного.

1) Какие реакции называются обратимыми?

2) Какое состояние системы называется равновесным?

3) Почему химическое равновесие является динамическим?

4) Расскажите о принципе Ле Шателье.

5) Какие факторы влияют на химическое равновесие?

6) Химическое равновесие в системе

2NO (г) + O 2 (г) 2NO

Анри Ле Шателье сформулировал принцип, ныне носящий его имя.

Суть принципа: система, находящаяся в состоянии устойчивого химического равновесия, при внешнем воздействии (изменении температуры, давления, концентрации реагирующих веществ и т. п.) стремится вернуться в состояние равновесия, компенсируя оказанное воздействие.

Равновесие будет смещаться до тех пор, пока не наступит новое положение равновесия, которое соответствует новым условиям.

Неоднократно высказывались гипотезы, что принцип Ла Шателье :

- можно рассматривать как вид обратной связи (есть воздействие на систему, и есть её отклик);

- возможно применять не только в области химических реакций, но и в психологии, социологии, экологии и т.п.

На существование отрицательных обратных связей в неживой Природе, вероятно, первым указал Анри Луи Ле-Шателье (1850-1936) - французский ученый в области физической химии и металлов. В 1884 году он сформулировал общий закон смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов, получивший наименование принципа Ле-Шателье. В физико-химических науках существует закон равновесия, сформулированный А. Л. Ле-Шателье. Он говорит о том, что системы, находящиеся в определённом равновесии, обнаруживают тенденцию сохранять его, оказывают внутреннее противодействие силам, его изменяющим. Например, пусть в сосуде находятся в равновесии вода и лёд при О С и нормальном давлении атмосферы. Если сосуд нагревать, то часть льда тает, поглощая теплоту и продолжая таким образом поддерживать прежнюю температуру смеси. Если увеличивать внешнее давление, то часть льда опять-таки превращается в воду, занимающую меньше объёма, что ослабляет повышающееся давление.

Другие жидкости в противоположность воде при замерзании не увеличиваются в объёме, а уменьшаются; они при тех же условиях смеси, при повышающем давлении проявляют обратное изменение: часть жидкости замерзает; давление, очевидно, так же ослабляется этим, как и в предыдущем случае. К растворам, химическим реакциям, движениям тел принцип Ле-Шателье применяется на каждом шагу, позволяя в самых различных случаях предвидеть системные изменения.

Но тот же закон, как показывают многие наблюдения, применим и к находящимся в равновесии системам биологическим, психическим, социальным. Например, человеческое тело на внешнее охлаждение отвечает тем, что усиливает внутренние окислительные и иные процессы, вырабатывающие его теплоту; на перегревание - тем, что повышает процессы испарения, отнимающие теплоту. Нормальная психика, когда в силу внешних условий для неё уменьшается количество ощущений, например когда человек попадает в тюрьму, как бы возмещает этот недостаток, усиливая работу фантазии, а также развивая внимание к мелочам; напротив, при перегрузке впечатлениями понижается внимание, направленное на частности, ослабевает деятельность фантазии и т. п.

Ясно, что вопрос о всеобщности закона Ле-Шателье не может быть поставлен и систематически исследован никакой из специальных наук: физикохимии нет дела до психических систем, биологии - до неорганических, психологии - до материальных. Но с общеорганизационной точки зрения вопрос, очевидно, не только вполне возможен, а совершенно неизбежен.

Богданов А.А. , Тектология: Всеобщая организационная наука в 2-х книгах, Книга 1, М., Экономика, 1989 г., с. 139.