Nikolaevskaya középiskola
Nyilvános óra:
"Kémiai egyensúly.
Le Chatelier elve.
Készítette:
kémia tanár
Safonova N.V.
Tantárgy: "Kémiai egyensúly. Le Chatelier elve."
Az óra céljai: általánosítani és elmélyíteni az ismereteket a reverzibilis kémiai reakciókról, a kémiai egyensúlyról és az elmozdulás feltételeiről. Tekintsük Le Chatelier elvét.
Tanterv.
1.Házi feladat ellenőrzése: kémiai reakciók osztályozása.
2.Új anyag magyarázata.
3. A tanultak megszilárdítása
4. Házi feladat.
5. Óra összefoglalója.
Házi feladat ellenőrzése.
1) Hogyan osztályozzák a kémiai reakciókat? Adjon meg neveket különböző osztályozási kritériumok alapján:
Válasz: A reaktánsok és reakciótermékek száma és összetétele szerint: izomerizáció, kombináció, bomlás, helyettesítés és csere;
Az oxidációs állapot változásával: ORR és változtatás nélkül st. RENDBEN.;
Termikus hatás szerint: exo- és endoterm;
Fázis (aggregátum) összetétel szerint: homo- és heterogén;
A katalizátor részvétele szerint: katalitikus és nem katalitikus;
Irány szerint: visszafordíthatatlan és visszafordítható stb.
2) A tanulók mikrolaboratóriumokban kapnak feladatokat és reakciókat hajtanak végre.
Laboratóriumi munka.
Végezzen reakciókat, jelezzen jeleket, alkosson egyenleteket molekuláris és ionos fajok, jelölje meg az egyes reakciók típusát, melyik fejeződik be? Adjon 2-3 cseppet minden reagensből a kémcsövekbe.
a) nátrium-karbonát + sósav →
b) nátrium-hidroxid (adjunk hozzá egy csepp fenolftaleint) + kénsav →
c) réz(II)-szulfát + nátrium-hidroxid →
d) vas(III)-klorid + kénsav →
Válasz: Ezek cserereakciók, az első reakcióban gáz szabadul fel, a másodikban víz képződik (enyhén disszociálódó anyag), a harmadikban csapadék képződik, a negyedik pedig reverzibilis, a reakciónak semmi jele nem figyelhető meg. Berthollet szabálya szerint az oldatokban végbemenő cserereakciók csak akkor mennek végbe, ha csapadék, gáz vagy víz képződnek.
3) Határozza meg a reverzibilis és irreverzibilis reakciókat!
Válasz: reverzibilis reakciók - egymással ellentétes irányú, irreverzibilis reakciók - csak egy irányba mennek, a kiindulási anyagok teljes átalakulásával.
Az új anyag magyarázata:
Azt találtuk, hogy a reakció
2FeCl 3 + 3H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6 HCl
2Fe 3+ +6Cl - +6H + +3SO4 2- 2Fe 3+ +3SO4 2- +6H + +6Cl -
reverzibilis, a tanulókat megkérjük, hogy olvassák el a direkt és fordított reakciók egyenletét.
Tovább kezdeti szakaszban az előrehaladás sebessége jelentősen meghaladja a fordított reakció sebességét, de eljön a pillanat, amikor a sebességük kiegyenlítődik.
A rendszernek azt az állapotát, amelyben az előrehaladó reakció sebessége megegyezik a fordított reakció sebességével, nevezzükKémiai egyensúly.
A kémiai egyensúly az dinamikus (mobil), hiszen amikor ez bekövetkezik, mind az előre, mind a visszirányú reakciók egyszerre, azonos sebességgel mennek végbe.
Állandóan egy reverzibilis reakció hőmérséklete, nyomása, egyensúlya korlátlanul megmaradhat.
Le Chatelier elve.
Nagyon kis számú reakció visszafordíthatatlan. A legtöbb ipari szintézis reverzibilis reakciókon alapul.
A termelésben természetesen a közvetlen reakció túlnyomó előfordulása érdekli őket. Felmerül egy probléma: hogyan lehet a kémiai egyensúlyt a közvetlen reakció felé tolni. Ezt a problémát a 19. század második felében oldották meg.
Henri Le Chatelier francia kémikus 1885-ben levezette, Ferdinand Braun német fizikus 1887-ben pedig alátámasztotta a kémiai egyensúly külső tényezőktől függő eltolódásának általános törvényét, amely ma ún.Le Chatelier elve:
Ha egy kémiai egyensúlyi állapotban lévő rendszer ki van téve bármilyen hatásnak (koncentráció-, hőmérséklet-, nyomásváltozás), akkor az egyensúly olyan irányba tolódik el, ami ezt a hatást gyengíti.
Ezt az elvet nevezhetjük elvnek"Csináld az ellenkezőjét, és eléred a célodat."
Most nézzük meg közelebbről, hogyan lehet eltolni a kémiai egyensúlytkoncentráció, hőmérséklet, nyomás.
Koncentráció.
Tekintsük a vas(III)-klorid és az ammónium-tiocianát közötti cserereakciót:
FeCl3 +3NH4CNSFe(СNS)3 +3NH4Cl
Jellegzetes vérvörös szín jelenik meg a Fe(CNS) molekulák jelenléte miatt 3 .
Az üvegben kapott oldatot egyenlő arányban öntse 3 kémcsőbe;
1-szabvány;
2-adjunk hozzá NH-oldatot 4 CNS – a szín felerősödik, az egyensúly jobbra tolódik, a vas(III)-tiocianát Fe(CNS) képződése felé 3 ;
3-adjunk hozzá kristályos NH-t 4 Cl, keverjük össze üvegrúddal. Az oldat színe az ammónium-klorid oldódásával gyengül, ami az egyensúly balra tolódását jelzi, a vas(III)-klorid és ammónium-tiocianát képződése felé.
Következtetésünk:
* a reagensek koncentrációjának növekedésével a rendszer kémiai egyensúlya a reakciótermékek képződése felé tolódik el;
* a reakciótermékek koncentrációjának növekedésével a rendszer kémiai egyensúlya a kiindulási anyagok képződése felé tolódik el.
P.S. A koncentráció hatását egy reakció példáján veheti figyelembe
3C6H5OH+FeCl3(C6H5O)3Fe+3HCl
Ibolya
HCl hozzáadásakor a szín eltűnik, mivel az egyensúly létrejött kémiai reakció a komplex balra tolódik el: a vas(III)-fenolát elpusztul.
Hőfok.
A salétromsav bomlási folyamata normál körülmények között, fényben megy végbe, ezért salétromsav és vízmentes HNO oldata 3 barna színű (NO 2 -barna gáz). Ez a folyamat egyensúlyi állapot.
4HNO 3 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O -Q
A reakció egyensúlya a hőmérséklet segítségével jobbra tolható.
Közvetlen reakció során hő nyelődik el, hogy az egyensúly jobbra tolódjon (Vpr>Vrev, V a kémiai reakció sebessége), a hőmérsékletet növelni kell, ekkor a rendszer igyekszik lehűteni magát, és endoterm folyamat indul meg, azaz közvetlen reakció.
Adjunk hozzá metilnarancs indikátort, és melegítsük fel a kémcsövet salétromsavval. A szín rózsaszínről narancssárgára változik, ami semleges környezetet és savlebontást jelez.
Ha a reakció endoterm, akkor hevítéskor Vpr>Vbr.
Ha a reakció exoterm, akkor hevítéskor a Vobr>Vpr.
*Ha felmelegíti a rendszert, akkor nagymértékben olyan reakció megy végbe, amely elveszi (elnyeli) ezt a hőt; azaz endoterm reakció.
*Ha lehűti a rendszert, akkor nagymértékben olyan reakció megy végbe, amely ezt a hőt felszabadítja; azaz exoterm reakció.
Nyomás.
Tovább példa a kén-oxid (4) kénsav-anhidriddé való oxidációjára. 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q
3V 2V
SO 3 - V termelési feltételek(magas t és p esetén) gáz halmazállapotú.
A nyomás közvetlenül függ a térfogattól (p~v)
A közvetlen reakció a nyomás (mólszám) csökkenésével megy végbe gáznemű anyagok).
A közvetlen reakció létrejöttéhez az ellenkezőjét kell tennie, pl. növelje a nyomást, hogy a rendszer ezután csökkentse.
A nyomásnövekedés az egyensúly eltolódásához vezet a kevesebb molekulát tartalmazó reakció felé.
2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q
az egyensúly jobbra tolásához a következőket kell tennie:
1) vegyen felesleget valamelyik kiindulási anyagból;
2) a hőmérsékletet a lehető legalacsonyabbra kell venni (gyártási körülmények között ~400C);
3) növelje a nyomást.
Ezt követően az osztályt egy filmrészlet megtekintésére hívják „A kémiai egyensúly dinamikus természete”, amely a kén-dioxid oxidációs folyamatát vizsgálja, azaz a kén-dioxid oxidációját. reakció 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q
A megtekintés után az osztályt arra kérik, hogy válaszoljon kérdés: Hogyan befolyásolja a katalizátor a kémiai egyensúlyt? Milyen irányban V 2 O 5
eltolja a reakció egyensúlyát?
Válasz: A katalizátor nem befolyásolja a kémiai egyensúlyt, egyformán gyorsítja az előre és a fordított reakciókat.
A nyomás hatását egy reakció példáján tekintheti meg:
2NO+O 2 2NO 2 +Q
NEM - színtelen gáz, NEM 2 - barna gáz
Felajánlják ennek a folyamatnak egy filmrészletének megtekintését is.
Diáküzenet.
Leggyakrabban a Le Chatelier elvét alkalmazzák a kívánt termék hozamát növelő körülmények kiválasztására. Ritkábban beszélünk arról, hogyan lehet csökkenteni a káros termékek hozamát.
Az emberi szervezetben biokémiai folyamatok játszódnak le, amelyek szintén szabályozhatók Le Chatelier elve szerint. Néha egy ilyen reakció eredményeként a szervezet olyan anyagokat - mérgeket - kezd termelni, amelyek egy adott betegséget okoznak. Hogyan lehet megakadályozni ezt a folyamatot?
Emlékezzünk vissza egy olyan kezelési módszerre, mint a homeopátia. A módszer abból áll, hogy nagyon kis adagokat használnak azon gyógyszerekből, amelyek nagy dózisban okoznak egészséges ember bármilyen betegség jelei. Hogyan hat ebben az esetben a méreggyógyszer?
Egy nem kívánt reakció terméke bekerül a szervezetbe, és Le Chatelier elve szerint az egyensúly az eredeti anyagok felé tolódik el.
A folyamat, amely fájdalmas zavarokat okoz a szervezetben, elmúlik.
(A „Kémia az iskolában” 2-93. számából, cikk: Tushina E.N. Le Chatelier elve és néhány kezelési módszer).
3. A tanultak megszilárdítása.
1) Milyen reakciókat nevezünk reverzibilisnek?
2) A rendszer melyik állapotát nevezzük egyensúlynak?
3) Miért dinamikus a kémiai egyensúly?
4) Magyarázza el Le Chatelier elvét!
5) Milyen tényezők befolyásolják a kémiai egyensúlyt?
6) Kémiai egyensúly a rendszerben
2NO (g) + O 2 (g) 2NO A reverzibilis reakció egyensúlyi állapota korlátlan ideig tarthat (külső beavatkozás nélkül). De ha egy ilyen rendszert külső hatás ér (a vég- vagy kiindulási anyagok hőmérséklete, nyomása vagy koncentrációja megváltozik), akkor az egyensúlyi állapot felborul. Az egyik reakció sebessége nagyobb lesz, mint a másiké. Idővel a rendszer újra egyensúlyi állapotba kerül, de a kiindulási és végső anyagok új egyensúlyi koncentrációi eltérnek az eredetitől. Ebben az esetben a kémiai egyensúly egyik vagy másik irányba történő eltolódásáról beszélnek. Ha külső hatás hatására az előre irányuló reakció sebessége nagyobb lesz, mint a fordított reakció sebessége, az azt jelenti, hogy a kémiai egyensúly jobbra tolódott el. Ha éppen ellenkezőleg, a fordított reakció sebessége nagyobb lesz, ez azt jelenti, hogy a kémiai egyensúly balra tolódott el. Az egyensúly jobbra tolásakor a kiindulási anyagok egyensúlyi koncentrációi csökkennek, a véganyagok egyensúlyi koncentrációi pedig nőnek a kezdeti egyensúlyi koncentrációkhoz képest. Ennek megfelelően a reakciótermékek hozama is nő. A kémiai egyensúly balra tolódása a kiindulási anyagok egyensúlyi koncentrációinak növekedését és a végtermékek egyensúlyi koncentrációjának csökkenését okozza, aminek hozama csökken. A kémiai egyensúly eltolódásának irányát Le Chatelier elve alapján határozzuk meg: „Ha egy kémiai egyensúlyi állapotban lévő rendszert külső hatás éri (megváltoztatja a hőmérsékletet, a nyomást, a reakcióban résztvevő egy vagy több anyag koncentrációját), ez a reakció sebességének növekedéséhez vezet, aminek bekövetkezése kompenzálja (csökkenti) a hatást." Például a kiindulási anyagok koncentrációjának növekedésével az előrehaladó reakció sebessége nő, és az egyensúly jobbra tolódik el. Ha a kiindulási anyagok koncentrációja csökken, akkor a fordított reakció sebessége nő, és a kémiai egyensúly balra tolódik el. A hőmérséklet emelkedésekor (vagyis a rendszer felmelegedésekor) az egyensúly az endoterm reakció felé tolódik el, ha pedig csökken (vagyis amikor a rendszer lehűl) - az exoterm reakció felé. (Ha az előre irányuló reakció exoterm, akkor a fordított reakció szükségszerűen endoterm lesz, és fordítva). Hangsúlyozni kell, hogy a hőmérséklet emelkedése általában növeli mind az előre, mind a fordított reakciók sebességét, de az endoterm reakció sebessége nagyobb mértékben nő, mint az exoterm reakcióé. Ennek megfelelően a rendszer lehűtésekor az előre és a fordított reakciók sebessége csökken, de nem is olyan mértékben: exoterm reakciónál lényegesen kisebb, mint endotermnél. A nyomásváltozás csak akkor befolyásolja a kémiai egyensúly eltolódását, ha két feltétel teljesül: szükséges, hogy a reakcióban részt vevő anyagok közül legalább egy gáz halmazállapotú legyen, pl. CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - a nyomásváltozás befolyásolja az egyensúly elmozdulását. CH 3 COOH (folyadék) + C 2 H 5 OH (folyadék) CH 3 COOC 2 H 5 (folyadék) + H 2 O (folyadék) – a nyomásváltozás nem befolyásolja a kémiai egyensúly eltolódását, mert a kiindulási vagy végső anyagok egyike sem gáz halmazállapotú; ha több anyag gáz halmazállapotú, akkor szükséges, hogy az egyenlet bal oldalán lévő gázmolekulák száma egy ilyen reakcióhoz ne legyen egyenlő az egyenlet jobb oldalán lévő gázmolekulák számával, például: 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – a nyomásváltozások befolyásolják az egyensúlyi eltolódást I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – a nyomásváltozás nem befolyásolja az egyensúlyi eltolódást Ha ez a két feltétel teljesül, a nyomásnövekedés az egyensúly eltolódásához vezet egy reakció felé, amelynek bekövetkezése csökkenti a gázmolekulák számát a rendszerben. Példánkban (SO 2 katalitikus elégetése) ez közvetlen reakció lesz. A nyomáscsökkenés éppen ellenkezőleg, az egyensúlyt a képződéssel járó reakció felé tolja el több gázmolekulák. Példánkban ez az ellenkező reakció lesz. A nyomásnövekedés a rendszer térfogatának csökkenését, ezáltal a gáznemű anyagok moláris koncentrációjának növekedését okozza. Ennek eredményeként az előre és a fordított reakciók sebessége nő, de nem azonos mértékben. A nyomás hasonló séma szerinti csökkenése az előre és a fordított reakciók sebességének csökkenéséhez vezet. Ugyanakkor a reakciósebesség, amely felé az egyensúly eltolódik, kisebb mértékben csökken. A katalizátor nem befolyásolja az egyensúlyi eltolódást, mert ugyanolyan mértékben gyorsítja (vagy lassítja) mind az előre, mind a visszirányú reakciót. Jelenlétében a kémiai egyensúly csak gyorsabban (vagy lassabban) jön létre. Ha egy rendszert egyszerre több tényező is érint, akkor mindegyik a többitől függetlenül működik. Például az ammónia szintézisében N 2 (gáz) + 3H 2 (gáz) 2NH 3 (gáz) a reakciót melegítéssel és katalizátor jelenlétében hajtjuk végre, hogy növeljük a sebességet. De a hőmérséklet hatása oda vezet, hogy a reakció egyensúlya balra, a fordított endoterm reakció felé tolódik el. Ez az NH 3 kibocsátás csökkenését okozza. A hőmérséklet ezen nemkívánatos hatásának kompenzálására és az ammónia hozamának növelésére a rendszerben egyidejűleg a nyomást növelik, ami a reakció egyensúlyát jobbra tolja el, pl. kevesebb gázmolekula képződése felé. Ebben az esetben kísérletileg választják ki a reakció legoptimálisabb körülményeit (hőmérséklet, nyomás), amelyek mellett az kellően nagy sebességgel menne végbe, és gazdaságosan életképes végterméket adna. Le Chatelier elvét hasonlóképpen alkalmazzák a vegyiparban is a gyártás során nagyszámú különféle nemzetgazdasági jelentőségű anyagok. Le Chatelier elve nemcsak reverzibilis kémiai reakciókra alkalmazható, hanem számos egyéb egyensúlyi folyamatra is: fizikai, fizikokémiai, biológiai. A felnőtt emberi testet számos paraméter relatív állandósága jellemzi, beleértve a különféle biokémiai mutatókat, beleértve a biológiailag aktív anyagok koncentrációját is. Egy ilyen állapot azonban nem nevezhető egyensúlynak, mert nyílt rendszerekre nem alkalmazható. Az emberi szervezet, mint minden élő rendszer, folyamatosan cserél különféle anyagokat a környezettel: táplálékot fogyaszt, és oxidációs és bomlási termékeit bocsátja ki. Ezért jellemző egy szervezetre steady state, amelyet paramétereinek állandóságaként határozunk meg állandó anyag- és energiacsere sebesség mellett a környezettel. Első közelítéssel a stacionárius állapotot relaxációs folyamatokkal összekapcsolt egyensúlyi állapotok sorozatának tekinthetjük. Egyensúlyi állapotban a reakcióban részt vevő anyagok koncentrációja a kiindulási termékek kívülről történő utánpótlása és a végtermékek kifelé történő eltávolítása révén megmarad. Tartalmuk változása a testben – a zárt rendszerekkel ellentétben – nem vezet új termodinamikai egyensúlyhoz. A rendszer visszatér eredeti állapotába. Így megmarad a test belső környezetének összetételének és tulajdonságainak relatív dinamikus állandósága, ami meghatározza élettani funkcióinak stabilitását. Az élő rendszernek ezt a tulajdonságát másképp nevezik homeosztázis. A stacionárius állapotban lévő szervezet élete során a zárt egyensúlyi rendszerrel ellentétben az entrópia növekedése következik be. Ezzel együtt azonban a fordított folyamat is egyidejűleg megy végbe - az entrópia csökkenése a környezetből származó fogyasztás miatt tápanyagok alacsony entrópiaértékkel (például nagy molekulatömegű vegyületek - fehérjék, poliszacharidok, szénhidrátok stb.) és bomlástermékek környezetbe kerülésével. I. R. Prigogine álláspontja szerint egy álló állapotban lévő szervezet teljes entrópiatermelése a minimumra irányul. A nem egyensúlyi termodinamika fejlődéséhez nagymértékben hozzájárult I. R. Prigozsi, díjazott Nóbel díj 1977, aki azt állította, hogy „minden nem egyensúlyi rendszerben vannak olyan lokális területek, amelyek egyensúlyi állapotban vannak. A klasszikus termodinamikában az egyensúly az egész rendszerre vonatkozik, de nem egyensúlyban csak annak egyes részeire. Megállapítást nyert, hogy az entrópia az ilyen rendszerekben növekszik az embriogenezis, a regenerációs folyamatok és a rosszindulatú daganatok növekedése során. A kémiai egyensúly állapota adott állandó körülmények között bármikor megmarad. A feltételek megváltozásakor az egyensúlyi állapot felborul, mivel ebben az esetben az ellentétes folyamatok sebessége változó mértékben változik. Egy idő után azonban a rendszer ismét egyensúlyi állapotba kerül, de ezúttal az új megváltozott feltételeknek megfelelően. Az egyensúly eltolódása a körülmények változásától függően Általános nézet Le Chatelier elve (vagy a mozgó egyensúly elve) határozza meg: Ha egy egyensúlyban lévő rendszert kívülről befolyásolnak az egyensúlyi helyzetet meghatározó feltételek bármelyikének megváltoztatása, akkor az a folyamat irányába tolódik el, aminek lefolyása gyengíti a kiváltott hatás hatását. Így a hőmérséklet emelkedése egyensúlyi eltolódást okoz azoknak a folyamatoknak az irányába, amelyek lefolyását hőfelvétel kíséri, a hőmérséklet csökkenése pedig ezzel ellentétes irányba hat. Hasonlóképpen a nyomásnövekedés egy olyan folyamat irányába tolja el az egyensúlyt, amelyet térfogatcsökkenés kísér, a nyomáscsökkenés pedig az ellenkező irányba hat. Például a 3H 2 + N 2 2H 3 N egyensúlyi rendszerben, H o = -46,2 kJ, a hőmérséklet emelkedése fokozza a H 3 N bomlását hidrogénre és nitrogénre, mivel ez a folyamat endoterm. A nyomás növekedése az egyensúlyt a H 3 N képződése felé tolja el, mert a térfogat csökken. Ha a reakcióban részt vevő anyagok közül egy bizonyos mennyiséget hozzáadunk egy egyensúlyi állapotú rendszerhez (vagy éppen ellenkezőleg, eltávolítjuk a rendszerből), akkor az előre- és a visszirányú reakciók sebessége megváltozik, de fokozatosan ismét kiegyenlítődik. Más szavakkal, a rendszer visszatér a kémiai egyensúly állapotába. Ebben az új állapotban a rendszerben lévő összes anyag egyensúlyi koncentrációja el fog térni az eredeti egyensúlyi koncentrációktól, de a köztük lévő arány változatlan marad. Így egy egyensúlyi rendszerben lehetetlen az egyik anyag koncentrációját megváltoztatni anélkül, hogy az összes többi koncentrációja megváltozna. Le Chatelier elvének megfelelően a reagens további mennyiségeinek egyensúlyi rendszerbe bevitele az egyensúly eltolódását okozza abba az irányba, amelyben ennek az anyagnak a koncentrációja csökken, és ennek megfelelően a kölcsönhatás termékeinek koncentrációja nő. A kémiai egyensúly tanulmányozása rendelkezik nagyon fontos elméleti kutatásra és gyakorlati problémák megoldására egyaránt. A különböző hőmérsékletek és nyomások egyensúlyi helyzetének meghatározásával lehetőség nyílik a kémiai folyamat legkedvezőbb feltételeinek kiválasztására. A folyamatfeltételek végső megválasztásakor figyelembe veszik azok hatását a folyamat sebességére is. 1. példa Egy reakció egyensúlyi állandójának kiszámítása a reagensek egyensúlyi koncentrációiból. Számítsa ki az A + B 2C reakció egyensúlyi állandóját, ha az egyensúlyi koncentrációk [A] = 0,3 mol · l -1; [V] = 1,1 mol l-1; [C] = 2,1 mol l-1. Megoldás. Ennek a reakciónak az egyensúlyi állandójának kifejezése a következő: . Helyettesítsük itt a problémafelvetésben jelzett egyensúlyi koncentrációkat: = 5,79. 2. példa. A reagáló anyagok egyensúlyi koncentrációinak számítása. A reakció az A + 2B C egyenlet szerint megy végbe. Határozza meg a reagáló anyagok egyensúlyi koncentrációit, ha az A és B anyagok kezdeti koncentrációja rendre 0,5 és 0,7 mol l -1, és a reakció egyensúlyi állandója K p = 50. Megoldás. Minden mól A és B anyagra 2 mól C anyag keletkezik. Ha az A és B anyagok koncentrációjának csökkenését X mol-lal jelöljük, akkor az anyag koncentrációjának növekedése 2X mol. A reaktánsok egyensúlyi koncentrációi a következők: CA = (0,5 x) mol 1-1; C B = (0,7-x) mol 1-1; C C = 2x mol l -1 x 1 = 0,86; x 2 = 0,44 A feladat feltételei szerint x 2 érték érvényes. Ezért a reaktánsok egyensúlyi koncentrációi a következők: CA = 0,5-0,44 = 0,06 mol l-1; C B = 0,7-0,44 = 0,26 mol l-1; C C = 0,44 2 = 0,88 mol l-1. 3. példa Egy reakció Gibbs-energia G o változásának meghatározása a K r egyensúlyi állandó értékével. Számítsa ki a Gibbs-energiát, és határozza meg a CO + Cl 2 = COCl 2 reakció lehetőségét 700 K-en, ha az egyensúlyi állandó egyenlő Kp = 1,0685 · 10 -4. Az összes reagáló anyag parciális nyomása azonos és 101325 Pa. Megoldás. G 700 = 2,303 RT. Ehhez a folyamathoz: Go óta< 0, то реакция СО + Cl 2 COCl 2 при 700 К возможна. 4. példa. Változás a kémiai egyensúlyban. Milyen irányba tolódik el az egyensúly az N 2 + 3H 2 2NH 3 rendszerben - 22 kcal: a) növekvő N 2 koncentrációval; b) növekvő H2 koncentrációval; c) növekvő hőmérséklettel; d) amikor a nyomás csökken? Megoldás. A reakcióegyenlet bal oldalán lévő anyagok koncentrációjának növekedése Le Chatelier szabálya szerint olyan folyamatot kell, hogy okozzon, amely gyengíti a hatást és a koncentráció csökkenéséhez vezet, pl. az egyensúly jobbra tolódik el (a és b eset). Az ammóniaszintézis reakciója exoterm. A hőmérséklet emelkedése egyensúlyi eltolódást okoz balra - endoterm reakció felé, ami gyengíti a hatást (c eset). A nyomáscsökkenés (d eset) kedvez a rendszer térfogatának növekedéséhez vezető reakciónak, pl. N 2 és H 2 képződése felé. 5. példa Hányszorosára változik az előre- és visszafelé irányuló reakció sebessége a 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) rendszerben, ha a gázelegy térfogata háromszorosára csökken? Milyen irányba tolódik el a rendszer egyensúlya? Megoldás. Jelöljük a reaktánsok koncentrációit: = A, = b, = Val vel. A törvény szerint aktív tömegek, az előre és fordított reakciók sebessége a térfogatváltozás előtt egyenlő: v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2 Miután egy homogén rendszer térfogatát háromszorosára csökkentjük, mindegyik reaktáns koncentrációja háromszorosára nő: = 3a,[O 2] = 3b; = 3s.Új koncentrációknál az előre- és hátrameneti reakció sebessége v" np: v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2. Következésképpen az előre irányuló reakció sebessége 27-szeresére, a fordított reakcióé pedig mindössze kilencszeresére nőtt. A rendszer egyensúlya a SO 3 képződése felé tolódott el. 6. példa Számítsa ki, hogy a gázfázisban lezajló reakció sebessége hányszorosára nő, ha a hőmérséklet 30-ról 70 0 C-ra emelkedik, ha a reakció hőmérsékleti együtthatója 2! Megoldás. A kémiai reakció sebességének hőmérséklettől való függését az empirikus Van't Hoff-szabály határozza meg a következő képlet szerint: Következésképpen a reakciósebesség 70 °C-on 16-szor nagyobb, mint a 30 °C-on. 7. példa. Egy homogén rendszer egyensúlyi állandója CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) 850°C-on egyenlő 1-gyel. Számítsa ki az összes anyag koncentrációját egyensúlyban, ha a kezdeti koncentrációk: [CO] ISH = 3 mol/l, [H 2 O] RI = 2 mol/l. Megoldás. Egyensúlyi állapotban az előre- és a visszirányú reakció sebessége egyenlő, ezen sebességek állandóinak aránya állandó, és az adott rendszer egyensúlyi állandójának nevezzük: V np = K 1[CO][H20]; V o b p = NAK NEK 2 [CO2][H2]; A problémafelvetésben a kezdeti koncentrációk megadva, míg a kifejezésben K r csak a rendszer összes anyagának egyensúlyi koncentrációját tartalmazza. Tegyük fel, hogy az egyensúlyi pillanatban a koncentráció [CO 2 ] P = x mol/l. A rendszer egyenlete szerint a képződött hidrogén móljainak száma is lesz x mol/l. Ugyanannyi anyajegyre (X mol/l) CO és H 2 O keletkezik x mol CO 2 és H 2. Ezért mind a négy anyag egyensúlyi koncentrációja (mol/l): [CO 2 ] P = [H 2 ] P = X;[CO]P = (3-x); P =(2x). Az egyensúlyi állandó ismeretében megtaláljuk az értéket X, majd az összes anyag kezdeti koncentrációja:
; x 2 = 6 - 2x - 3x + x 2; 5x = 6, l = 1,2 mol/l. Így a kívánt egyensúlyi koncentrációk: [CO 2 ] P = 1,2 mol/l; [H2]p = 1,2 mol/l; [CO]P = 3-1,2 = 1,8 mol/l; [H20] P = 2-1,2 = 0,8 mol/l. 8. példa. A foszfor-penta-klorid bomlásának endoterm reakciója a következő egyenlet szerint megy végbe: PC15 (g) PC13 (g) + C12 (g); H = + 92,59 kJ. Hogyan változtassuk meg: a) hőmérsékletet; b) nyomás; c) koncentrálás, amely az egyensúlyt a közvetlen reakció - PCl 5 bomlás - irányába tolja el. Megoldás. A kémiai egyensúly eltolódása vagy eltolódása a reagensek egyensúlyi koncentrációjának megváltozása a reakciókörülmények egyikének megváltozása következtében. Az egyensúlyi helyzet eltolódásának irányát Le Chatelier elve határozza meg: a) mivel a PC1 5 bomlási reakciója endoterm (H > 0), ezért az egyensúlynak a közvetlen reakció felé tolásához a hőmérséklet emelése szükséges; b) mivel ebben a rendszerben a PC1 5 bomlása térfogatnövekedéshez vezet (egy gázmolekulából két gázhalmazállapotú molekula képződik), így az egyensúlyi állapot közvetlen reakció felé tolásához szükséges a nyomás csökkentése; c) az egyensúly eltolódása a jelzett irányba vagy a PC1 5 koncentrációjának növelésével, vagy a PCl 3 vagy C1 2 koncentrációjának csökkentésével érhető el. Változás a kémiai egyensúlyban. A reakcióhőmérséklet, a reagensek koncentrációja és a rendszer nyomásának változása (csak gázok esetén) az egyenlőség megsértéséhez, és ezáltal a rendszer egyensúlyi állapotának megsértéséhez vezet. Egy idő után ismét helyreáll az előre és fordított reakciók sebességének egyenlősége. Az egyensúlyi koncentrációk azonban új reakciókörülmények között új értékeket vesznek fel. Egy rendszernek az egyik egyensúlyi állapotból a másikba való átmenetét egyensúlyi eltolódásnak nevezzük. Az egyensúlyi eltolódást az úgynevezett minta határozza meg Le Chatelier elve, azaz A mozgási egyensúly elve: Ha egy egyensúlyban lévő rendszert kívülről befolyásolnak az egyensúlyi helyzetet meghatározó feltételek bármelyikének megváltoztatása, akkor az egyensúly annak a folyamatnak az irányába tolódik el, aminek lefolyása gyengíti a kiváltott hatás hatását. A reagáló anyagok koncentrációjának hatása az egyensúlyi állapotra A koncentráció növekedése, vagy Le Chatelier elvének megfelelően az egyensúly jobbra, a koncentráció növekedése pedig balra tolódik el. Következésképpen a kiindulási anyagok koncentrációjának növekedése a kémiai egyensúly eltolódását okozza a reakciótermékek növekedése, a reakciótermékek koncentrációjának növekedése pedig a reagensek növekedése irányába. A nyomás hatása a kémiai egyensúly állapotára A nyomásnak csak a gáznemű rendszerekre van jelentős hatása, mivel csak ezekben lehetséges az egyensúlyi rendszer térfogatának nagymértékű változása. A nyomás növekedésével a reagensek koncentrációja nő, és így a kémiai reakció sebessége is nő. Ha gáznemű anyagok kölcsönhatásba lépnek, három eset képzelhető el. 1. A kiindulási anyagok összes mólszáma egyenlő a reakciótermékek összes mólszáma. Ha megduplázza a nyomást a rendszerben, akkor ennek megfelelően a térfogat felére csökken, ami azt jelenti, hogy a gázok koncentrációja megduplázódik. Az előre és fordított reakciók sebessége nő, de egyenlő számú egyszer. Ezért ebben az esetben a rendszer kémiai egyensúlyi állapotának eltolódása nem következik be. Ezért ha a kezdeti és végső reakciótermékek térfogata egyenlő, akkor a nyomásváltozás nem zavarja meg a rendszer kémiai egyensúlyi állapotát. 2. A kiindulási anyagok összes mólszáma több Ebben az esetben a reakcióba belépő gázok össztérfogata nagyobb, mint a gáznemű reakciótermékek össztérfogata. Így ez a reakció a térfogat csökkenésével megy végbe. A rendszerben a nyomás növekedésével az egyensúly egyre kisebb mólszám felé tolódik el, pl. az ammónia képződése felé. 3. A kiindulási anyagok összes mólszáma Kevésbé mint a reakciótermékek összes mólszáma. Ha egyensúlyi állapotban megnövekszik a nyomás a rendszerben, akkor ez a rendszer reagál, és az eredeti állapotba kerül. A kémiai egyensúly a fordított reakció felé tolódik el, amit nyomáscsökkenés kísér. Ha egyensúlyi állapotban a rendszerben a nyomás csökken, akkor az egyensúly a közvetlen reakció felé tolódik el, ami nyomásnövekedéshez vezet, pl. a nitrogén-dioxid koncentrációja megnő. Így a nyomás növekedése az egyensúlyt kisebb térfogatok felé tolja el, a nyomáscsökkenés pedig a nagyobb térfogatok felé. A hőmérséklet hatása az egyensúlyi állapotra Le Chatelier elvének megfelelően a hőmérséklet emelkedése egy rendszerben a kémiai egyensúly eltolódását okozza az endoterm folyamat felé, a hőmérséklet csökkenését pedig az exoterm folyamat felé. Ez azt jelenti, hogy ismerni kell a reakció termikus hatását. Az egyensúlyi eltolódás irányát a reakció termikus hatásának előjele, az egyensúlyi eltolódás mértékét pedig a ΔН érték határozza meg, azaz. minél nagyobb a ΔH, annál erősebb a hőmérséklet hatása. Határozzuk meg, hogy a hőmérséklet hogyan befolyásolja az egyensúlyi eltolódás irányát a rendszerben: Mert Mivel a közvetlen reakció exoterm, a rendszer felmelegedésekor a kémiai egyensúly balra, lehűléskor pedig jobbra tolódik el. Amikor a ΔH érték közel nulla, a hőmérséklet gyakorlatilag nincs hatással a kémiai egyensúly állapotára. A kémiai reakció optimális körülményeinek kiválasztásához nemcsak az összes tényező egyensúlyára gyakorolt hatását kell figyelembe venni: hőmérséklet, nyomás, koncentráció, hanem a folyamatok sebességére gyakorolt hatását is. Példa: ammóniatermelés Az ammónia képződése a mólszám csökkenésével jár, így a nyomás növelésével az egyensúly jobbra tolható el. Mivel a reakció exoterm, alacsony hőmérsékleten kell végrehajtani. De 400 °C alatt a kémiai reakció sebessége nagyon alacsony, és az egyensúlyi állapot hosszú idő után következik be. Következésképpen a folyamat veszteségessé válik. Ezért az ammóniaszintézist emelt nyomáson (körülbelül 30-50 MPa) és 400-500 °C hőmérsékleten hajtják végre. Katalizátorként szivacsvasat használnak. Így gazdaságilag kifizetődőbb alacsonyabb termékhozam mellett, de rövidebb idő alatt technológiai eljárást végrehajtani. A katalizátor nem befolyásolja a rendszer kémiai egyensúlyi állapotát. Ha a rendszer egyensúlyi állapotban van, akkor mindaddig benne marad, amíg a külső feltételek állandóak. A legfontosabbak azok az esetek, amikor az egyensúlyban, a nyomásban vagy a hőmérsékletben részt vevő anyagok koncentrációjának változása okozza az egyensúlyhiányt. Tekintsük ezen esetek mindegyikét. Ha az egyensúlyban részt vevő bármely anyag koncentrációja nő, az egyensúly ennek az anyagnak a fogyasztása felé tolódik el; Amikor egy anyag koncentrációja csökken, az egyensúly ennek az anyagnak a kialakulása felé tolódik el. Például a reakcióhoz Vigyünk be további mennyiségű hidrogént a rendszerbe. A tömeghatás törvénye szerint a hidrogén koncentrációjának növekedése az előrehaladó reakció - a HI szintézis reakció - sebességének növekedésével jár, míg a fordított reakció sebessége nem változik. Előrefelé a reakció most gyorsabban megy végbe, mint fordított irányban, azaz. az egyensúly jobbra tolódik, azaz az előre irányuló reakció irányába. Amikor a koncentrációk az ellenkező irányba változnak, arról beszélnek egyensúly eltolás balra– a fordított reakció irányába. 2.
Amikor a nyomás a rendszer összenyomásával növekszik, az egyensúly a gázmolekulák számának csökkenése felé tolódik el, i.e. a nyomáscsökkenés irányába; a nyomás csökkenésekor az egyensúly a gázmolekulák számának növekedése felé tolódik el, azaz. növekvő nyomás felé. A reakcióhoz a nyomásnövekedésnek jobbra kell tolnia az egyensúlyt (a bal oldalon a gázok móljainak száma 3, a jobb oldalon - 2). Abban az esetben, ha a reakció a gázmolekulák számának megváltoztatása nélkül megy végbe, az egyensúly nem sérül a rendszer kompressziója vagy tágulása során. Például a rendszerben az egyensúly nem sérül a térfogat változásakor; a HI kimenet független a nyomástól. 3.
A hőmérséklet emelkedésével az egyensúly az endoterm reakció irányába, a hőmérséklet csökkenésével az exoterm reakció irányába tolódik el. Így az ammóniaszintézis egy exoterm reakció ( ΔH) Ezzel szemben a nitrogén-monoxid (II) szintézise endoterm reakció ( ΔН>0) Ezért a hőmérséklet emelkedésével a rendszerben az egyensúly kialakul A kémiai egyensúlyhiány vizsgált példáiban megjelenő minták az általános speciális esetei Le Chatelier elve: Ha egy egyensúlyban lévő rendszerre bármilyen hatást gyakorolnak, akkor a benne lezajló folyamatok hatására az egyensúly olyan irányba tolódik el, hogy a hatás csökken. A heterogén kémiai egyensúly is engedelmeskedik Le Chatelier elvének, de szilárd kiindulási anyagok és reakciótermékek nem befolyásolják a heterogén kémiai egyensúly eltolódását. 1. példa
Számítsa ki a hidrogén és a jód egyensúlyi koncentrációit, ha ismert, hogy kezdeti koncentrációjuk 0,02 mol/l, az НI egyensúlyi koncentrációja pedig 0,03 mol/l volt. Számítsa ki az egyensúlyi állandót! Megoldás. A reakcióegyenletből H 2 +I 2 ↔ 2HI látható, hogy 0,03 mol HI képződéséhez 0,015 mol hidrogén és ugyanennyi jód szükséges, ezért ezek egyensúlyi koncentrációja egyenlő és 0,02 - 0,015 = 0,005 mol/l, egyensúlyi állandója 2. példa
Rendszerben Megoldás. A reakcióegyenletből jól látható, hogy 1,2 mol képződéséhez 3. példa
Hányszorosára nő a szén (II)-monoxid és az oxigén kölcsönhatásának sebessége, ha a kiindulási anyagok koncentrációját háromszorosára növeljük? Megoldás. 1) Írja fel a reakcióegyenletet: A tömegcselekvés törvénye szerint 2) Jelöljük 3) Ha a kiindulási anyagok koncentrációja háromszorosára nő, akkor a következőt kapjuk: 4) Számítsa ki a reakciósebességet! 4. példa
Hányszorosára nő a kémiai reakció sebessége, ha a hőmérséklet 40°C-kal emelkedik, ha a reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója 3? Megoldás. A van't Hoff-szabály szerint: 5. példa
A reakció 30 °C hőmérsékleten 2 percig tart. Mennyi idő alatt megy végbe ez a reakció 60 ˚C hőmérsékleten, ha a hőmérsékleti sebességi együttható 2? Megoldás. 1) A van’t Hoff-szabály szerint: 2) A reakció sebessége fordítottan arányos a reakcióidővel, ezért: 6. példa
A nitrogén-monoxid (IV) képződésének reakcióját az egyenlet fejezi ki Hogyan változik az előre és a fordított reakció sebessége, ha a nyomást háromszorosára növeljük, és a hőmérséklet állandó marad? Ez a sebességváltozás okozza-e az egyensúly eltolódását? Megoldás. Legyen a nyomás növekedése előtt a nitrogén-monoxid (II), az oxigén és a nitrogén-monoxid (IV) egyensúlyi koncentrációja: = a, = b, C, majd az előrehaladás sebessége fordított reakciósebesség Ha a nyomás háromszorosára nő, akkor az összes reagens koncentrációja ugyanannyival nő: = 3a, = 3b, = 3c. Az előre irányuló reakció sebessége a következő lesz: A fordított reakció sebessége a következő lesz: Az előre irányuló reakció sebessége 27-szeresére, a fordított reakció 9-szeresére nőtt. Az egyensúly az előre irányuló reakció felé tolódik el, ami összhangban van Le Chatelier elvével. 7. példa.
Hogyan befolyásolják a rendszer egyensúlyát? a) nyomáscsökkenés; b) hőmérséklet-emelkedés; c) a kiindulási anyagok koncentrációjának növelése? Megoldás. Le Chatelier elve szerint a nyomás csökkenése az egyensúly eltolódásához vezet a reakció irányába, ami annak térfogatának növekedéséhez vezet, i.e. az ellenkező reakció felé. A hőmérséklet emelkedése az egyensúly eltolódásához vezet az endoterm reakció irányába, pl. az ellenkező reakció felé. És végül a kiindulási anyagok koncentrációjának növekedése az egyensúly eltolódását eredményezi a reakciótermékek képződése felé, pl. közvetlen reakció felé. 8. példa.
Tekintsük a kémiai egyensúlyt Határozzuk meg az NH 3 egyensúlyi koncentrációját két egyensúlyi keverékre: 1. = 0,1 M és = 0,1 M. 2. =1,0 M és = 0,1 M. Egyensúlyi állandó K = 6,0 ∙ 10 -2 525 ˚С-on Megoldás. Hozzunk létre egy kifejezést a kémiai egyensúlyi állandóra, cseréljük be ismert mennyiségeket és végezzünk számításokat. A kémiai egyensúly első változata: A kémiai egyensúly második változata Következtetés. Az N2 (reagens) koncentrációjának növekedésével az egyensúlyi keverékben az NH3 (reakciótermék) koncentrációja nő. 1.
Hányszorosára kell növelni a hidrogénkoncentrációt a rendszerben? hogy a reakciósebesség 125-szörösére nőjön? 2.
Hogyan változik a reakciósebesség? mi van, ha a nyomás a rendszerben megduplázódik? 3.
A nitrogén-monoxid (II) és a klór közötti reakció az egyenlet szerint megy végbe Hogyan változik a reakciósebesség a növekedéssel: a) a nitrogén-monoxid koncentrációja megkétszereződött; b) a klórkoncentráció megkétszereződött; c) mindkét anyag koncentrációja megduplázódik? 4.
150 °C-on néhány reakció 16 perc alatt befejeződik. Ha a hőmérsékleti együtthatót 2,5-tel egyenlőnek veszi, számítsa ki azt az időtartamot, amely után ez a reakció 80 °C-on véget ér. 5.
40˚С hőmérsékleten a reakció 36 perc alatt, 60˚C-on 4 perc alatt zajlik le. Számítsa ki a reakciósebesség hőmérsékleti együtthatóját! 6.
Valamelyik reakció sebessége 100 0 C-on 1. Hányszor lassabban megy végbe ugyanaz a reakció 10 0 C-on (a sebesség hőmérsékleti együtthatóját 2-nek vesszük)? 7.
Amikor a reakcióelegyet 50 0 C-ról 20 0 C-ra hűtjük, a kémiai reakció sebessége 27-szeresére csökkent. Számítsa ki ennek a reakciónak a hőmérsékleti együtthatóját! 8.
Írjon matematikai kifejezést a kémiai egyensúlyi állandóra a következő reakciók mindegyikére: A feladat elvégzése során különös figyelmet kell fordítani arra, hogy egyes anyagok - a reakciókban résztvevők - szilárd állapotban legyenek. 9.
Számítsa ki a reakció egyensúlyi állandóját! ha az egyensúlyi koncentrációk egyenlőek 10.
Alkalmazza Le Chatelier elvét olyan körülmények előrejelzésére, amelyek az egyensúly eltolásával növelik a következő reakciók hozamát: 11.
A megadott reakciók között jelölje meg azokat, amelyeknél a nyomásnövekedés a kémiai egyensúlyt jobbra tolja el: A) b) V) G) d) 12.
Egy bizonyos hőmérsékleten a folyamat egyensúlyi állandója A Н2 és НСО kezdeti koncentrációja 4 mol/l, illetve 3 mol/l volt. Mekkora a CH 3 OH egyensúlyi koncentrációja? 13.
A reakció a 2A ↔ B egyenlet szerint megy végbe. Az A anyag kezdeti koncentrációja 0,2 mol/l. A reakció egyensúlyi állandója 0,5. Számítsa ki a reaktánsok egyensúlyi koncentrációit! 14.
Egy bizonyos hőmérsékleten a reakció eredményeként képződő kénsav-anhidrid egyensúlyi koncentrációja az 0,02 mol/l volt. A kén-dioxid és az oxigén kezdeti koncentrációja 0,06, illetve 0,07 mol/l volt. Számítsa ki a reakció egyensúlyi állandóját! 1897-ben J. Thomson (Anglia) fedezte fel az elektront, 1909-ben pedig R. Mulliken határozta meg a töltését, amely 1,6 · 10 -19 C-nak felel meg. Az elektron tömege 9,11 ∙ 10 -28 g 1904-ben J. Thomson egy olyan modellt javasolt az atom szerkezetére, amely szerint az atom pozitív gömbként ábrázolható, amelyekben elektronok vannak. 1910-ben E. Rutherford (Anglia) laboratóriumában a fémfólia α-részecskékkel történő bombázásával kapcsolatos kísérletek során megállapították, hogy néhány α-részecskét szétszórt a fólia. Ebből Rutherford arra a következtetésre jutott, hogy az atom középpontjában egy pozitív töltésű kis atommag található, amelyet elektronok vesznek körül. A magok sugara a 10 -14 – 10 -15 m tartományba esik, azaz. 10 4 – 10 5-ször kisebb, mint egy atom mérete. Rutherford megjósolta a proton létezését és tömegét, amely 1800-szorosa az elektron tömegének. 1910-ben Rutherford javasolta az atom nukleáris bolygómodelljét, amely egy nehéz magból áll, amely körül az elektronok keringenek, mint a Naprendszer bolygói. Azonban, amint az elektromágneses tér elmélete mutatja, az elektronoknak ebben az esetben spirálisan kell mozogniuk, folyamatosan energiát bocsátva ki, és az atommagra esni. Atomspektrumok. Melegítéskor egy anyag sugarakat (sugárzást) bocsát ki. Ha a sugárzásnak egy hullámhossza van, akkor azt monokromatikusnak nevezzük. A legtöbb esetben a sugárzást több hullámhossz jellemzi. Amikor a sugárzást monokromatikus komponensekre bontjuk, sugárzási spektrumot kapunk, ahol az egyes komponensei spektrális vonalakkal fejeződnek ki. A 3.1. A hidrogén atomspektruma látható. A hidrogén atomspektrumának megfelelő hullámhosszokat a Balmer-egyenlet határozza meg ahol λ – hullámhossz; R – Rydberg-állandó (109678 cm -1); n és m egész számok (n = 1 a Lyman sorozatnál, n = 2 a Balmer sorozatnál, n = 3 a Paschen sorozatnál; m = 2, 3, 4 a Lyman sorozatnál, m = 3, 4, 5 a Balmer, m = 4, 5, 6 – a Paschen sorozathoz). Quanta és a Bohr-modell. 1900-ban M. Planck (Németország) azt javasolta, hogy az anyagok diszkrét részekben abszorbeálják és bocsátják ki az energiát, amit ő kvantumoknak nevezett el. Kvantum energia E arányos a sugárzás frekvenciájával (oszcilláció) ν: ahol – h – Planck-állandó (6,626∙10 -34 J s); ν = с/λ, с – fénysebesség; λ – hullámhossz. N. Bohr dán tudós 1913-ban a Rutherford-modellt és Planck elméletét felhasználva olyan modellt javasolt a hidrogénatom szerkezetére vonatkozóan, amely szerint az elektronok nem tetszőlegesen, hanem csak megengedett pályákon mozognak az atommag körül, amelyen a Az elektron bizonyos energiákkal rendelkezik, amikor egy elektron az egyik pályáról a másikra mozog, az atom kvantumok formájában abszorbeál vagy bocsát ki energiát. Minden pályán van egy n (1, 2, 3, 4,...) szám, amelyet főkvantumszámnak nevezünk. Bohr kiszámította a pályák sugarát. Az első pálya sugara 5,29∙10 -13 m volt, a többi pálya sugara megegyezett: Az elektron energia (eV) a főkvantum értékétől függött Az energia negatív előjele egy rendszer stabilitását jelenti, amely annál stabilabb, minél alacsonyabb (minél negatívabb) az energiája. A hidrogénatom minimális energiával rendelkezik, ha az elektron az első pályán van (n=1). Ezt az állapotot ún fő-. Amikor egy elektron magasabb pályára mozog, az atom lesz izgatott. Az atomnak ez az állapota instabil. Rizs. 3.1. A hidrogénatom energiaszintjeinek és kvantumátmeneteinek diagramja A felső pályáról az alsó pályára haladva az atom fénykvantumot bocsát ki, amelyet kísérletileg atomspektrum-sorozat formájában detektálunk (3.1. ábra). Az n és m értéke a (3.1) egyenletben megfelel azoknak a főkvantumszámoknak, amelyekből az elektron elmozdul (m) és ahová az elektron mozog (n). Bohr elmélete lehetővé tette az elektronok energiájának kiszámítását, az elektronok egyik szintről a másikra való átmenete során kibocsátott energiakvantumok értékét. Bohr elmélete kísérleti megerősítést kapott. Azonban nem tudta megmagyarázni az elektron viselkedését a mágneses térben és az összes atomi spektrumvonalban. Bohr elmélete alkalmatlannak bizonyult többelektronos atomokra. Szükség volt egy új atommodellre, amely a mikrokozmoszban történt felfedezéseken alapul. Az elektron kettős természete. 1905-ben A. Einstein megjósolta, hogy minden sugárzás egy energiakvantum, amelyet fotonoknak neveznek. Einstein elméletéből az következik, hogy a fény kettős (részecske-hullám) természetű. 1924-ben Louis de Broglie (Franciaország) azt javasolta, hogy az elektronra a hullám-részecske kettősség is jellemző. Ezt később kristályokon végzett diffrakciós kísérletek is megerősítették. De Broglie egy egyenletet javasolt egy elektron vagy bármely más, m tömegű és ν sebességű részecske λ hullámhosszára, De Broglie az anyagrészecskék hullámait anyaghullámoknak nevezte. Minden részecskére vagy testre jellemzőek. A (3.2) egyenlet szerint azonban a makrotestek hullámhossza olyan kicsi, hogy jelenleg nem detektálható. Tehát egy 1000 kg tömegű testnél, amely 108 km/h (30 m/s) sebességgel mozog, λ = 2,21·10 -38 m. W. Heisenberg (Németország) 1927-ben feltételezte a bizonytalansági elvet, amely szerint a helyzet és a lendület szubatomi részecske(mikrorészecskék) alapvetően lehetetlen bármikor abszolút pontossággal meghatározni. Egy adott időpontban ezen tulajdonságok közül csak egy határozható meg. E. Schrödinger (Ausztria) 1926-ban fejlesztette ki matematikai leírás elektron viselkedése az atomban. Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg, valamint a hullámegyenletet javasolt Schrödinger munkái lefektették a kvantummechanika alapjait, amelyek a mikrorészecskék mozgását és kölcsönhatását vizsgálják. Orbitális. A kvantummechanikai koncepcióknak megfelelően az elektron energiáját és helyzetét nem lehet pontosan meghatározni, ezért az atom kvantummechanikai modelljében valószínűségi megközelítést alkalmaznak az elektron helyzetének jellemzésére. Az elektron megtalálásának valószínűségét a tér bizonyos tartományában a ψ hullámfüggvény írja le, amely a hullám amplitúdóját az elektron koordinátáinak függvényében jellemzi. A legegyszerűbb esetben ez a függvény három térbeli koordinátától függ, és meghívásra kerül orbitális.
A ψ definíciója szerint Az orbitál a térnek egy olyan tartománya, amelyben a legnagyobb valószínűséggel elektron található. Megjegyzendő, hogy a pálya fogalma jelentősen eltér a pálya fogalmától, amely Bohr elméletében az elektron útját jelentette az atommag körül. A tér azon tartományának mérete, amelyet egy pálya elfoglal, általában akkora, hogy legalább 95%-os valószínűséggel találjon benne elektront. Mivel az elektron negatív töltést hordoz, pályája egy bizonyos töltéseloszlást jelent, amelyet ún elektronikus felhő. Kvantumszámok. Az atomban lévő elektronok viselkedésének jellemzésére kvantumszámokat vezettek be: főszámokat, pályaszámokat, mágneses és spin-számokat. Főkvantumszámn meghatározza az elektronpályák energiáját és méretét. A fő kvantumszám 1,2,3,4,5,... értékeket vesz fel, és a héjat vagy az energiaszintet jellemzi. Minél nagyobb n, annál nagyobb az energia. A héjaknak (szinteknek) betűjelölésük van: K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), Q (n = 5), elektronátmenetek egy héjból (szint) ) a másikra energiakvantumok felszabadulásával járnak, amelyek spektrumok formájában jelenhetnek meg (lásd 3.1. ábra). Orbitális kvantumszáml meghatározza az atompálya alakját. Az elektronikus héjak részhéjakra oszlanak, így a pályakvantumszám az atom elektronhéjában lévő energia részszinteket is jellemzi. Az orbitális kvantumszámok egész értéket vesznek fel 0 és (n-1) között. Az alhéjakat betűk is jelölik: Alhéj (alszint)……………………s p d f Orbitális kvantumszám, l……………0
1 2 3 A 0 pályakvantumszámú elektronokat nevezzük s- elektronok. A pályák és ennek megfelelően az elektronfelhők gömb alakúak (3.2. ábra, a). 1-es pályakvantumszámú elektronok
hívják p- elektronok. A pályák és ennek megfelelően az elektronfelhők súlyzóra emlékeztető alakúak (3.2. ábra, b). A 2-es pályakvantumszámú elektronokat nevezzük d– elektronok. A pályák négykaréjos rozetta alakúak (3.2. ábra, c). A 3-as pályakvantumszámú elektronokat nevezzük f– elektronok. Pályáik alakja még bonyolultabb, mint a d pályák alakja. Az első héj (n=1) lehet egy (s–), a második (n=2) kettő (s- és p-), a harmadik (n=3) három (s-, p-, d- ) , a negyedikben (n=4) négy (s-, p-, d-, f-)-alhéj található. Mágneses kvantumszám
m l jellemzi a pálya helyzetét a térben (lásd 3.2. ábra). Ennek megfelelően az alhéjban s ( l= 0) van egy pálya ( m l= 0), a p ( l= 1) – három pálya ( m l= -1, 0, +1), a d részhéjban ( l= 2) öt pálya ( m l
= -2, -1, 0, +1, +2). Atompálya. Egy atomban minden elektronpálya (atompálya, AO) három n kvantumszámmal jellemezhető, lÉs m l . Hagyományosan az atompályát doboz formájában jelölik. Ennek megfelelően az s-alhéjhoz egy AO, a p-alhéjhoz három spin AO tartozik. munka... Talán lenni független... tankönyv juttatás a szociológiában Mert hallgatók egyetemek ... Feladatok közzétéve Mert független munka. Haszon szándékolt Mert hallgatók egyetemeken tanulnak szakterületek"Matematika" és "Alkalmazott matematika", Talán lenni Is...
2.6. Változás a kémiai egyensúlyban. Le Chatelier elve
balra tolódik el - az ammónia bomlása felé, mivel ez a folyamat a hő elnyelésével megy végbe.
jobbra tolódik a NO kialakulása felé.2.7. Tipikus problémák megoldása
.
anyagok egyensúlyi koncentrációi 
=0,3 mol/l, 
=0,2 mol/l és 
=1,2 mol/l. Számítsa ki a rendszer egyensúlyi állandóját, valamint a klór és szén-monoxid kezdeti koncentrációit!
1,2 mol elfogy 
És 
. Ezért a klór kezdeti koncentrációja 0,3 + 1,2 = 1,5 mol/l, a szén-monoxidé 0,2 + 1,2 = 1,4 mol/l. Egyensúlyi állandó
, Akkor: 
, A 
:
, azaz a reakciósebesség 27-szeresére nő.
, azaz a reakciósebesség 81-szeresére nő.
,
.
.
, (ΔН
ahol 
ahol 
2.8. Önállóan megoldandó problémák
, (ΔН
;
;
;
;
;
,3. TÉMAKÖR AZ ATOMSZERKEZET ÉS AZ ELEMEK PERIODIKUS RENDSZERE D.I. MENDELEJEV
3.1. Az atomszerkezet első modelljei
.
(3.1)
,
3.2. A hidrogénatom kvantummechanikai modellje
.
(3.2)Egyetemes tartalmú irodalom
Irodalom