Ле шапелье. III

Французский физико-химик А. Л. Ле Шателье (1850-1936) в 1884 г. вывел, а немецкий физик Ф. Браун (1850-1918) в 1887 г. обосновал общий принцип смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов. Вот одна из его формулировок: «Если па систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо...
(ЕСТЕСТВОЗНАНИЕ)

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Состояние химического равновесия при изменении условий (температуры, давления или концентрации) может сместиться либо в сторону образования продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Влияние, оказываемое на равновесную систему каким-либо внешним воздействием, можно предсказать, пользуясь принципом...

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Важнейшие из условий, при которых химическая реакция протекает самопроизвольно или в которых ее проводят, - это концентрации реагентов и продуктов, температура и давление. Изменение любого из этих условий приводит к нарушению равенства скоростей прямой и обратной реакций, вследствие чего меняются концентрации...
(НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ)

Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Большинство реакций могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях. Такие реакции называются обратимыми. Например, процесс получения иодоводорода может быть представлен следующим уравнением: Выражение закона действия масс для обеих реакций будет иметь вид: где kx ...
(ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ)

Принцип Ле Шателье - Брауна.

С условиями стабильности тесно связано положение, которое часто называют принципом наименьшего принуждения или принципом Ле Шателье - Брауна. Этот принцип в свое время был предложен А. Ле Шателье (1884 г.) и К. Брауном (1887 г.). Простейшая формулировка принципа выглядит так: система, находящаяся в равновесии,...
(ТЕРМОДИНАМИКА. ЧАСТЬ 2)

Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому (эффект Ленца , явление Пельтье) .

Если внешние условия изменяются, это приводит к изменению равновесных концентраций веществ. В этом случае говорят о нарушении или смещении химического равновесия.

Химическое равновесие смещается в ту или иную сторону при изменении любого из следующих параметров:

1. температуры системы, то есть при её нагревании или охлаждении
2. давления в системе, то есть при её сжатии или расширении
3. концентрации одного из участников обратимой реакции

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

✪ Принцип Ле Шателье

✪ 84. Принцип Ле-Шателье. Смещение равновесия (часть 1)

✪ Химия. 11 класс, 2014. Смещение химического равновесия. Центр онлайн-обучения «Фоксфорд»

Субтитры

Скажем, у нас протекала реакция. Молекула A плюс молекула B в динамическом равновесии с молекулами C плюс D... плюс D. Это означает, что скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Здесь будут некоторые равновесные концентрации A, B, C и D, и, если захотим, мы можем вычислить константу равновесия. И повторю еще раз. Я уже говорил это раньше раза четыре. То, что скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, не значит, что равны все концентрации. Концентрации молекул могут быть очень разными. Они просто не меняются, так как скорости реакций одинаковы. С учетом того, что имеется равновесие, что произойдет, если я добавлю больше A в систему? Напомню, что она была в равновесии. Концентрации были постоянными. Теперь я добавляю больше A в систему. Теперь шансы того, что частицы A и B (даже несмотря на то, что я не добавляю больше молекул B) будут сталкиваться, немного выше, так что прямая реакция будет протекать с большей вероятностью. При увеличении количества молекул A, будет больше соударений с B, в итоге их станет немного меньше. Потому что они будут поглощены. При этом количество С и D будет заметно возрастать, что важно. Вот что произошло бы при добавлении A. Они сталкивались бы больше с B, и скорость прямой реакции стала бы выше, чем скорость обратной. Реакция шла бы в этом направлении. Затем стало бы больше C и D, они бы тоже чаще соударялись, и реакция шла бы в обратном направлении. В конце концов, возникло бы новое равновесие. Суть в том, что у вас будет слева больше A, но несколько меньше B, потому что вы не добавляли B. Больше B будет истрачено на реакцию с этими A, которые вы добавили. И тогда будет получаться больше C и D при равновесии. А если бы вы добавили больше A и больше B... Скажем, если бы вы добавили больше B, то реакция пошла бы в прямом направлении еще интенсивнее. Это, конечно, и так понятно. Очевидно, что если вы воздействуете на эту реакцию добавлением на этой стороне, то естественно она будет идти в направлении, которое снимает воздействие. Если вы добавите больше A, то у вас будет больше A, соударяющихся с B, и она пойдет в том направлении и возможно израсходует немного больше B. Если вы добавите оба вида молекул, то в целом реакция будет идти в этом направлении. Аналогично... Нужно переписать реакцию. Другим цветом. A плюс B, C плюс D. Если я добавлю больше C (я думаю, вы уловили здесь смысл), что произойдет? Количество A и B повысится, и, возможно, будет потребляться немного больше D. Затем, если вы добавили C и D, то, конечно, будет намного больше A и B. Этот вывод кажется довольно очевидным, но у него есть красивое название, оно называется... и называется принцип Ле Шателье. Ле Шателье. Итак, Ле Шателье. Мне нужно быть внимательным с тем, как я пишу. Он гласит: когда вы воздействуете на реакцию, которая находится в равновесии, она будет предпочитать направление, ослабляющее это воздействие. «Воздействие на реакцию» - это, например, добавление больше A, и реакция пойдет в прямом направлении для ослабления воздействия этого возросшего А. Воздействие здесь представляет собой какое-либо изменение. Вы меняете одно по отношению к другому. А до этого все элементы были сбалансированы. Проанализируем некоторые ситуации с учетом принципа Ле Шателье. Даны A плюс B... A плюс B плюс тепло, и на выходе получается C плюс D. И плюс некоторое количество E. Добавим тепло в эту систему, посмотрим, что произойдет. Для того чтобы реакция протекала в прямом направлении, необходимо тепло. Чем больше тепла, тем более вероятен прогресс в прямом направлении. Принцип Ле Шателье гласит, что когда мы воздействуем на эту реакцию, добавляя тепло, реакция будет предпочитать направление, которое снимает данное воздействие. Для снятия воздействия (у вас больше этого на входе) у вас увеличится потребление A. Стабильная концентрация А при достижении равновесия понизится. Количество В понизится, потому что эти молекулы будут активнее расходоваться. Прямая реакция происходит быстрее. И количество C, D и E возрастает. А что если вы поступите противоположным образом? Так, сейчас сотру... Вместо добавления тепла, вы отводите тепло. Понижаете температуру. Итак, если вы отнимете тепло, что получится? Получится преобладание в другом направлении, потому что здесь будет меньше тепла. Меньше тепла для протекания реакции, и эта скорость начнет преобладать над этой скоростью. При снижении температуры, скорость этой реакции будет снижаться, а этой - возрастать, произойдет изменение концентрации в этом направлении, то есть обратная реакция будет преобладающей. Теперь рассмотрим давление. Мы ранее упоминали о процессе Габера. И вот реакция для процесса Габера. Газообразный азот плюс 3 моля газообразного водорода в равновесии с 2 молями газообразного аммиака. Что будет происходить, если я приложу давление к этой системе? Я буду прилагать давление. Что происходит в этом случае? Происходит сжатие, хотя объем не обязательно уменьшается, но это приводит к тому, что все молекулы стремятся быть ближе друг к другу. Теперь, когда молекулы близко друг к другу, воздействие давления может быть снято, если мы на выходе получим меньше молекул. Сейчас я вам объясню этот момент. PV равно nRT. Мы встречали это много раз, верно? Можно записать P равно nRT / V. Если мы увеличим давление, как можно снять это воздействие? Напомню, что принцип Ле Шателье гласит: что бы ни происходило, все будет стремиться к уменьшению воздействия. Реакция будет идти в направлении, которое уменьшает воздействие. Если мы уменьшим количество молекул, то это уменьшит давление, верно? Будет меньше молекул, сталкивающихся друг с другом. Если мы уменьшим количество молекул здесь. Это не лучший способ записи, это не точное равенство, но я хочу, чтобы вы порассуждали таким образом. Так, лучше сотру это. Это, вероятно, было не совсем понятно. Итак, продолжим. У меня есть емкость... Нет, слишком ярко... Нет, то же самое... Итак, вот емкость, и я прилагаю к ней давление. Пусть в одной емкости у меня будет 2 молекулы, нет, лучше 4. А здесь пусть будет только 2 молекулы. В обеих емкостях реакция может идти между этими молекулами. Эти 4 могут соединиться и образовать 2 молекулы. Я использую наш пример. Молекула азота – это вот эта голубая молекула. Выделю ее более отличающимся цветом. Эта коричневая молекула может соединиться с 3 водородами. И получится вот это. Это другой способ записи этой реакции, возможно, более наглядный. Теперь, если я приложу давление, к этой системе... Итак, давление я просто представляю как своего рода силу, действующую на площадь со всех сторон. Какая из этих ситуаций более вероятна для снятия воздействия? Ситуация, где у нас меньше молекул, сталкивающихся друг с другом, потому что тут проще сжать их, чем когда у вас много молекул сталкивающихся друг с другом. Это все очень условно, но дает вам понимание. Если вы приложите давление к системе... Кстати, эта стрелка не означает, что давление уменьшается. Она означает, что давление прилагается к системе. Но когда давление возрастает, какая сторона реакции будет преобладать? Реакция будет предпочитать сторону, в которой меньше молекул. С этой стороны 2 молекулы, хотя они будут, очевидно, большими молекулами, потому что, конечно, масса не теряется. А с этой стороны 4 молекулы, верно? 1 моль газообразного азота и 3 моля водорода. И просто чтобы свести все к идее, которую мы видели раньше с кинетическим равновесием, давайте просто представим вот такую реакцию. Чтобы показать, что она подчиняется принципу Ле Шателье, согласуется со всем, что мы узнали о константах равновесия. Итак, вот реакция. 2 моля, или просто коэффициент два, 2 А в газообразной форме плюс В в газообразной форме находятся в равновесии c С в газообразной форме. Скажем, изначально молярная концентрация или молярность A равна 2. А молярная концентрация В равна 6, и затем наша молярная концентрация C равна 8. Равна 8-ми. Какова здесь константа равновесия? Константа равновесия – это продукт (концентрация C, которая равна 8), деленный на 2 в квадрате из-за этого, умноженное на 6. Это равно 8/24, что равно 1/3. Допустим, мы добавили больше А, неважно насколько больше, чтобы не путаться с математикой. Но после добавления A у нас изменилась концентрация. Теперь, концентрация A равна молярности 3. Вы можете спросить себя, добавил ли я молярность 1. Нет. Я добавил, вероятно, молярность больше 1. Просто, что бы я ни добавил, реакцию сместится вправо, то есть в прямом направлении. Итак, часть вот этого поглотится и пойдет в этом направлении, но оставшееся будет здесь. Я бы мог добавить еще больше А в эту систему. Но все, что превышает 1 поглощается, и остается вот эта равновесная концентрация 3. Я не обязательно должен был добавлять 1. Можно добавить и больше. Скажем, наше новое равновесие с молярностью 12 для C, что согласуется с тем, что мы говорим. Если мы добавим некоторое количество A, то концентрация C должна возрасти, и понятно, что концентрация B должна немного уменьшиться, потому что немного больше B будет израсходовано, потому что эти молекулы будут с большей вероятностью сталкиваться с большим количеством молекул A. Посмотрим, какова новая концентрация B. Напомню, что константа равновесия остается постоянной. Наша константа равновесия будет теперь равна концентрации C. Вот наша реакция. Итак, молярность 12, не буду писать единицы, деленная на нашу новую концентрацию A, равную 3. Но вспомним реакцию. Коэффициент при A равен 2. Итак, это 3 в квадрате, умноженное на новую концентрацию для B. Здесь нет никакого коэффициента, так что мне не нужно беспокоиться о каких-либо степенях. Теперь просто посчитаем. Итак, вы получите 1/3 равную дроби 12/9 делённую на B. Если мы просто перемножим, то получим 9, умноженное на концентрацию B, равно 3, умноженному на 12, что равно 36. Поделим обе части равенства на 9. Новая концентрация B равна 4, или молярность 4. Итак, молярность B равна 4. Мы добавили больше A в реакцию. Начали с молярности 2 для A, молярности 6 для B, и 8 для C. Мы добавили больше A, реакция пошла в этом направлении, возможно, она шла туда-сюда немного. Но стабилизировалась на молярности 3 для A, молярности 12 для C. Итак, произошло увеличение С. Заметьте, что наша стабильная равновесная концентрация B уменьшилась, что согласуется с нашим утверждением, что реакция идет в том направлении, в котором получается больше C, расходуется больше B. Надеюсь, вы теперь хорошо усвоили всю теоретическую схему воздействия на реакцию и принцип Ле Шателье.

Влияние температуры

Символ +Q или −Q , записанный в конце термохимического уравнения, характеризует тепловой эффект прямой реакции. Он равен по величине тепловому эффекту обратной реакции, но противоположен ему по знаку.

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции , при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции . В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.

Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

(d ln ⁡ K P d T) p = Δ H 0 R T 2 , {\displaystyle \left({\frac {d\ln K_{P}}{dT}}\right)_{p}={\frac {\Delta H^{0}}{RT^{2}}},}

в системах с газовой фазой - уравнением изохоры Вант-Гоффа

(d ln ⁡ K C d T) v = Δ U 0 R T 2 . {\displaystyle \left({\frac {d\ln K_{C}}{dT}}\right)_{v}={\frac {\Delta U^{0}}{RT^{2}}}.}

В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением:

Ln ⁡ K P = − Δ H 0 R T + Δ S 0 R . {\displaystyle \ln K_{P}=-{\frac {\Delta H^{0}}{RT}}+{\frac {\Delta S^{0}}{R}}.}

Например, в реакции синтеза аммиака

N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 N H 3 + Q {\displaystyle {\mathsf {N_{2}+3H_{2}\rightleftarrows 2NH_{3}+Q}}}

тепловой эффект в стандартных условиях составляет −92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.

Влияние давления

Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH 3 , о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:

Влияние инертных газов

Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

• При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции (вправо);
• При понижении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ (влево).

Влияние температуры

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции , при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции . В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры. Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

в системах с газовой фазой - уравнением изохоры Вант-Гоффа

В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением:

Например, в реакции синтеза аммиака

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

тепловой эффект в стандартных условиях составляет +92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.

Влияние давления

Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH 3 , о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:

Влияние инертных газов

Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

• При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
• При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

Примечания

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Принцип Ле Шателье" в других словарях:

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ - предложенный А. Ле Шателье (1884) и термодинамически обоснованный К. Брауном (1887) принцип, согласно которому внешнее воздействие, выводящее систему из равновесия, стимулирует в ней процессы, стремящиеся ослабить результаты этого воздействия.… … Экологический словарь

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ, этот принцип был провозглашен в 1888 г. французским химиком Анри Луи Ле Шателье (1850 1936). Он формулируется следующим образом: если потревожить систему, находящуюся в состоянии РАВНОВЕСИЯ, то система стремится нейтрализовать … Научно-технический энциклопедический словарь

принцип Ле Шателье - см. принцип смещения химического равновесия … Химические термины

Принцип Ле Шателье Брауна (1884 г.) если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы… … Википедия

Принцип Ле Шателье Брауна (1884 г.) если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы уменьшить изменение. Анри… … Википедия

принцип Ле Шателье–Брауна - Le Šateljė ir Brauno principas statusas T sritis chemija apibrėžtis Principas, pagal kurį pusiausviroji sistema, kintant išorės sąlygoms, pati mažina išorės poveikį. atitikmenys: angl. Le Chatellier Braun principle rus. принцип Ле Шателье–Брауна … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

принцип смещения химического равновесия - (принцип Ле Шателье): внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины

Анри Луи Ле Шателье Анри Луи Ле Шателье (фр. Henri Louis Le Chatelier; 8 октября 1850, Париж 17 сентября 1936, Мирибель лез Эшель) французский физик и химик. Содержание 1 Биография … Википедия

Анри Луи Ле Шателье фр. Henri Louis Le Chatelier … Википедия

Книги

• Принципы движения экономической системы. Монография , Куснер Юрий Семенович, Царев Игорь Геннадьевич. Представлены в аналитическом виде основные уравнения движения экономической системы и решена задача поиска адекватных методов управления ее движением. Использован математический аппарат,…

Состояние химического равновесия существует при строго определенных условиях: концентрации, температуре, давлении . При изменении одного из этих условий равновесие нарушается вследствие неодинакового изменения скоростей прямой и обратной реакций. Переход из одного равновесного состояния в другое называется сдвигом или смещением положения равновесия. Если скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, равновесие смещается вправо. Если скорость прямой реакции становится меньше, чем скорость обратной, то равновесие смещается влево. С течением времени в системе устанавливается новое химическое равновесие, которое характеризуется новым равенством скоростей прямой и обратной реакций и новыми равновесными концентрациями всех веществ в системе.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая ослабляет это воздействие.

Применительно к трем основным типам внешнего воздействия – изменению концентрации, давления и температуры – принцип Ле Шателье трактуется следующим образом.

1. При увеличении концентрации одного из исходных (реагирующих) веществ равновесие смещается в направлении той реакции, по которой это вещество расходуется; т.е. в сторону продуктов реакции ; при уменьшении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества, т.е. в сторону исходных веществ. При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону исходных веществ .

2. При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций, но в разной степени. Следовательно, для выяснения влияния температуры на химическое равновесие необходимо знать знак теплового эффекта реакции. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (ΔН > 0, Q < 0), при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции (ΔН < 0, Q > 0,). Так, в экзотермической реакции 2H 2(г) + O 2(г) « 2H 2 O, повышение температуры способствует обратной реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. равновесие сместится в сторону исходных веществ.

3. При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молей газа, т.е. в сторону понижения давления ; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молей газов, т.е. в сторону увеличения давления. Если реакция протекает без изменения числа молей газообразных веществ, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

2. Экспериментальная часть

2.1. Зависимость скорости реакции от концентрации

реагирующих веществ

Для наблюдения зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ используем реакцию взаимодействия раствора иодата калия с раствором сульфита натрия в присутствии серной кислоты и крахмала (индикатора на свободный иод). Процесс взаимодействия протекает в несколько стадий. Суммарное уравнение реакции имеет вид

или в ионной форме:

Считая началом реакции момент сливания растворов реагентов, а концом – момент выделения свободного иода (появление синей окраски), можно установить время протекания реакции (τ) и определить относительную скорость реакции как 1/τ. Изменяя концентрацию раствора одного из реагентов, можно установить зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре.

Для выполнения опыта используйте растворы: раствор А (0,002 н раствор иодата калия), раствор Б (0,02 н раствор сульфита натрия, содержащий в 500 мл 0,02 н раствора 50 мл 2 н раствора серной кислоты и 50 мл раствора крахмала). Реакция проводится при постоянной температуре (комнатной), постоянной концентрации иодата калия (раствор А) и переменной концентрации сульфита натрия (раствор Б, таблица 2.1).

Порядок выполнения опыта . Приготовьте, используя мерный цилиндр и химические стаканы, раствор Б пяти различных концентраций согласно таблице 2.1. Для этого в каждый пронумерованный стакан налейте по 10 мл раствора Б и добавьте в каждый из них дистиллированную воду в количествах, указанных в таблице 2.1.

Возьмите 2 пробирки, в одну из них внесите пипеткой 20 капель раствора А, в другую из стакана № 1 – 20 капель раствора Б (первый вариант концентрации). Быстро слейте растворы и одновременно включите секундомер (в процессе опыта пробирку не встряхивайте). В момент появления синего окрашивания выключите секундомер. Данные внесите в таблицу 2.1. Затем, в том же порядке выполните 2, 3, 4 и 5-й варианты опыта. Для каждого варианта рассчитайте относительную скорость процесса (1/τ, с ‑1) и данные внесите в таблицу 2.1.

1. Начертите график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, откладывая по оси абсцисс относительную концентрацию раствора сульфита натрия, по оси ординат – относительную скорость реакции. Объясните, какой вид имеет полученная зависимость?

2. Опишите Ваши наблюдения . Объясните, почему при повышении концентрации сульфита натрия синее окрашивание раствора(признак реакции) происходит быстрее. Как при этом изменяется (увеличивается или уменьшается) скорость исследуемой реакции? С чем это связано?

3. Какой кинетический закон устанавливает зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ? Запишите его выражение для исследуемой реакции. Подтверждает ли полученный результат выполнение этого закона?

4. Сделайте обобщенный вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость физико-химических процессов.

2.2. Зависимость скорости реакции от температуры

Для изучения зависимости скорости реакции от температуры воспользуемся реакцией окисления щавелевой кислоты (H 2 C 2 O 4) перманганатом калия (KMnO 4) в присутствии серной кислоты. Уравнение реакции имеет вид

или в ионной форме

В кислой среде ион восстанавливается в ион Mn 2+ , в результате цвет раствора изменяется: от красно–фиолетового цвета (цвет иона ) до бледно-розового (цвет иона Mn 2+ при большой концентрации) или бесцветного (при малой концентрации). Реакция проводится при постоянной концентрации реагирующих веществ и переменной температуре (таблица 2.2).

Порядок выполнения опыта . Возьмите 8 пробирок и поместите в 4 из них по 20 капель 0,1 н раствора H 2 C 2 O 4 . В остальные 4 пробирки внесите в каждую 20 капель KMnO 4 и 20 капель концентрированной серной кислоты H 2 SO 4 (строго соблюдайте указанную последовательность приготовления растворов). Охладите полученные смеси на воздухе (или под струей холодной воды) до комнатной температуры.

Поместите пробирку с H 2 C 2 O 4 и пробирку со смесью KMnO 4 и H 2 SO 4 в отверстие крышки, которой закрыт химический стакан, заполненный на 2/3 объема подогретой до водой. Контроль температуры осуществляйте с помощью спиртового термометра (пробирки и термометр не должны касаться дна стакана). Выдержите пробирки с растворами в течение 1,5 – 2 мин, затем перелейте содержимое пробирки с подкисленным перманганатом калия в пробирку со щавелевой кислотой, не вынимая последнюю из стакана. Отметьте время по секундомеру с момента смешения растворов до полного их обесцвечивания и данные внесите в таблицу 2.2. Затем в той же последовательности выполните 2 – 4-й варианты опыта при температурах 40°C, 50°C, 60°C. Для каждого варианта рассчитайте относительную скорость реакции (1/τ, с -1) и данные внесите в таблицу 2.2.

При оформлении анализа результатов опыта выполните задания и ответьте на вопросы:

1. Рассчитайте температурный коэффициент в интервалах: 30–40°С (u 40 ° C /u 30 ° C), 40–50°C (u 50 ° C /u 40 ° C), 50–60°C (u 60 ° C /u 50 ° C), вычислите его среднее значение (γ ср). Выполняется ли для исследуемой реакции правило Вант–Гоффа? От каких факторов зависит численное значение γ?

2. Постройте график зависимости скорости реакции от температуры, отложив по оси абсцисс температуру, по оси ординат – относительную скорость. Какой вид имеет полученная зависимость?

3. Опишите Ваши наблюдения . Объясните, почему при увеличении температуры обесцвечивание растворов (признак реакции) происходит быстрее. Как при этом изменяется (увеличивается или уменьшается) скорость исследуемой реакции? Как это связано с изменением числа активных частиц?

4. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на скорость физико-химических процессов.

2.3. Зависимость скорости гетерогенной реакции

от величины поверхности реагирующих веществ

В две пробирки поместите одинаковое количество (по одному полному микрошпателю) мела и мрамора. По возможности одновременно прилейте в пробирки одинаковые объемы (по 2 – 3мл) 10%-го раствора соляной кислоты. Реакция проводится при постоянных концентрациях всех веществ и комнатной температуре. Изменятся лишь природа реагирующих веществ , т.к. мел и мрамор отличаются по структуре.

Наблюдайте выделение газа в обеих пробирках. Отметьте, в какой из пробирок выделение газа закончится быстрее?

При оформлении анализа результатов опыта выполните задания и ответьте на вопросы:

1. Напишите уравнения реакций взаимодействия мела и мрамора с соляной кислотой, учитывая, что мел и мрамор имеют одинаковую химическую формулу CaCO 3.

2. Объясните различие скоростей реакций. Какой фактор в данном случае влияет на увеличение скорости реакции? В каком случае поверхность взаимодействия больше и как это влияет на скорость реакции? Запишите выражение закона действия масс для каждой реакции.

3. Сделайте обобщенный вывод о влиянии величины поверхности реагирующих веществ на скорость гетерогенных физико-химических процессов.

2.4. Влияние концентрации реагирующих веществ

на состояние равновесия

Смещение химического равновесия можно наблюдать на примере реакции взаимодействия хлорного железа (FeCl 3) с роданидом калия (KCNS):

FeCl 3 + 3KCNS « Fe(CNS) 3 + 3KCL

Так как реакция обратима, то при смещении равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ интенсивность красного окрашивания раствора, обусловленного образованием роданида железа Fe(CNS) 3 , будет изменяться. Реакция протекает при постоянной температуре .

Порядок выполнения опыта. Налейте в химический стакан 5 мл 0,01н раствора и добавьте 5 мл 0,01н раствора (или ). Полученный раствор разлейте на 4 пробирки. В первую пробирку добавьте 3 – 5 капель концентрированного раствора , во вторую – 2 – 3 капли концентрированного раствора , в третью поместите немного твердого (или ) и встряхните пробирку несколько раз, чтобы ускорить растворение соли. Сравните интенсивность окраски полученных растворов с цветом раствора в четвертой пробирке (контрольной). Результаты наблюдений запишите в таблице 2.3.

При оформлении анализа результатов опыта выполните задания и ответьте на вопросы:

1. Запишите кинетическое условие равновесия исследуемой реакции.

2. Объясните , почему в первой и второй пробирках происходит усиление, а в третьей – ослабление окраски. Используя ЗДМ, объясните, как изменится скорость, и какой реакции (прямой или обратной) при каждом указанном (таблица 2.3) изменении концентрации веществ? К чему это приводит? В какую сторону смещается равновесие в каждом случае?

3. Сформулируйте принцип Ле Шателье. Подтверждает ли установленное в ходе опыта изменение скоростей реакций и смещение равновесия принцип Ле Шателье?

4. Запишите выражение константы равновесия (К С) для данной равновесной системы. Зависит ли численное значение константы равновесия от концентрации реагирующих веществ?

5. Сделайте общий вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия.

2.5. Влияние температуры на состояние равновесия

При взаимодействии иода с крахмалом образуется вещество сложного состава – иодокрахмал, синего цвета. Реакцию можно представить схемой

иод + крахмал « иодокрахмал (∆H < 0).

Порядок выполнения опыта. В пробирку налейте 4 – 5 мл раствора крахмала и добавьте несколько капель 0,1 н раствора I 2 до появления синего окрашивания. Разделите содержимое пробирки на две. Нагрейте одну пробирку с раствором, поместив ее в стакан с горячей водой. Затем охладите ее до комнатной температуры (под проточной водой), наблюдая в обоих случаях за изменением окраски растворов и сравнивая её с контрольной.

При оформлении анализа результатов опыта ответьте на вопросы:

1. Объясните , почему и как (усиление или ослабление) при повышении или понижении температуры происходит изменение окраски. Почему, при повышении температуры в большей степени (результат опыта) увеличивается скорость обратной реакции, а при понижении температуры – увеличивается скорость прямой реакции? Объясните, как это связано с энергией активации и тепловым эффектом реакции. В какую сторону смещается равновесие при изменении температуры?

2. Подтверждают ли полученные в ходе опыта результаты принцип Ле Шателье?

3. Как изменится численное значение константы равновесия данной реакции при повышении температуры? Ответ необходимо обосновать.

4. Сделайте общий вывод о влиянии температуры на положение химического равновесия обратимой реакции.

3. Контрольные вопросы

1. Запишите выражение ЗДМ для реакций:

а) 2NO (г) + О 2(г) = 2NO 2(г) ;

б) CaO (кр) + CO 2(г) = CaCO 3(кр) .

Гомогенными или гетерогенными они являются? Как изменятся скорости реакций при уменьшении реакционных объемов в 3 раза? Ответ подтвердите расчетами. Каков физический смысл константы скорости реакции и от каких факторов зависит ее численное значение?

2. При повышении температуры от 298 до 318 К скорость реакции возросла в 9 раз. Вычислите энергию активации (Е а) и температурный коэффициент (g). От каких факторов зависят их численные значения и каков физический смысл этих величин?

3. Запишите выражение и вычислите константу равновесия реакции

H 2(г) + J 2(г ↔ 2HJ (г) + Q

при температуре 716 С, если известно, что константа скорости образования иодоводорода при этой температуре равна 1,6 10 -2 , а константа скорости его термического разложения равна 3 10 -4 .Эндо- или экзотермической является данная реакция? Какие вещества преобладают в системе в состоянии равновесия? Как повлияет понижение давления, температуры, введение в систему катализатора на смещение равновесия и численное значение константы равновесия данной реакции?

Литература

1. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк., 2000.

2. Фролов, В. В. Химия / В. В. Фролов. – М. : Высш. шк., 1986.

3. Забелина, И. А. Методическое пособие для самостоятельной подготовки к лабораторным работам по курсу «Химия». В 2 ч. Ч. 1 / И. А. Забелина, Л. В. Ясюкевич. – Минск: БГУИР, 1998.

4. Задачи и упражнения по общей химии / под ред. Н. В. Коровина. – М. : Высш. шк., 2006.

Лабораторная работа № 2

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ, ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Цель работы: на конкретных примерах изучить электрохимические процессы, протекающие на границе металл–электролит и в гальванических элементах.

1. Теоретическая часть

Электрохимия имеет важное практическое значение для многих областей науки и техники. Исключительно велика роль электрохимических процессов и явлений в технологии изготовления и эксплуатации радиоэлектронных приборов и систем (электросинтез, электрохимическое травление, оксидирование, получение тонких пленок декоративного и специального назначения, антикоррозионные покрытия, создание контактов и др.).

Процессы прямого превращения химической энергии в электрическую или электрической в химическую называются электрохимическими процессами.

Электрохимические системы , в которых химическая энергия превращается в электрическую, называются гальваническими элементами .

В основе электрохимических процессов лежат гетерогенные окислительно-восстановительные реакции , протекающие на границе раздела фаз: электрод – раствор (расплав) электролита.

Скорость электрохимических процессов зависит как от природы электролита, его концентрации, величины рН (для водных растворов электролитов), внешних условий (T , P ), наличия катализатора, так и от природы электродов , которая численно характеризуется величиной электродного потенциала.

Основные вехи биографии

Родился Ле Шателье в Париже в семье горного инженера. С ранних лет отец прививал сыну интерес к наукам. Мать воспитывала в строгости и дисциплине под девизом «Порядок является одним из самых совершенных форм цивилизации». Начальное и среднее образование Ле Шателье получил в коллеже Роллан, одновременно учился в Военной академии.

Образование получил в Политехнической школе, позже - в Высшей горной школе Парижа. Во время учебы Ле Шателье работал у А.Э. Сент-Клер Девиля в лаборатории, посещал лекции в Коллеж де Франс. Увлекался естественными науками, древними языками, вопросами религии.

Работал горным инженером в Безансоне и в Париже.

В 1875 году женился.

С 1878 года по 1919 - профессор Высшей горной школы и практически одновременно (1898-1907 гг.) – профессором в Коллеже де Франс.

1886 год – кавалер ордена Почетного легиона.

В период с 1907 по 1925 гг. работал в Парижском университете в должности доцента и заведующего кафедрой химии.

В 1898 году стал преемником Пола Шютценберга в Коллеж де Франс, где преподавал неорганическую химию.

1907 год – главный инспектор шахт.

С 1907 года – член Парижской академии наук.

В 1916 году Лондонское королевское общество удостоило Ле Шателье наградой - медалью Дэви.

С 1931 года – Президент Французского химического общества. Являлся членом многих академий наук и научных обществ, в том числе иностранный член-корреспондент Петербургской академии наук и почетный член академии наук СССР.

Умер Ле Шателье в 1936 году в возрасте 85 лет.

Научная деятельность

К основным научным достижениям относятся:

1. Изучал процессы горения, воспламенения, взрывов, детонации рудничного газа (совместно с Ф. Малларом и П.Э.М. Бертло).
2. Предложил метод определения теплоемкостей газов при высоких температурах.
3. Исследовал химические и технологические процессы в металлургии.
4. Сформулировал закон смещения химического равновесия, согласно которому равновесие в равновесной системе при внешнем воздействии будет смещаться в сторону противоположную данному действию (принцип Ле Шателье).
5. Сконструировал термоэлектрический пирометр, позволяющий определять температуру тел по их цвету; создал металлографический микроскоп, помогающий исследовать непрозрачные тела, улучшил методику исследования строения металлов и сплавов.
6. Подтвердил аналогию между растворами и сплавами, исследовав температурный режим кристаллизации систем, состоящих из двух металлов и двух солей.
7. Изучал способы приготовления и свойства цементов, исследовал проблемы обжига цемента и его затвердевания. Создал теорию «кристаллизации» - теорию затвердевания цемента.
8. Вывел термодинамическое уравнение, которое устанавливает зависимость между температурой процесса растворения, растворимостью и теплотой плавления вещества.
9. Изобрел платинородиевую термопару.
10. Открыл условия синтеза аммиака.