Принцип лісовик. Принцип, закон, правило ле шатель Принцип лі шатель коротко

Якщо система, що знаходиться в хімічній рівновазі, піддається зовнішньому впливу, в ній виникають процеси, що прагнуть послабити цей вплив.

Щоб легко зрозуміти принцип Ле Шательє, розглянемо просту хімічну реакцію. Дві речовини (реактиви) взаємодіють одна з одною, в результаті взаємодії утворюється третя речовина (продукт), яка прагне розщеплення на вихідні речовини. Це можна зобразити у вигляді наступного рівняння:

Подвійна стрілка позначає оборотну реакцію. При протіканні прямої реакції зліва направо відбувається утворення речовини C з речовин A та B. У разі зворотної реакції (справа наліво) речовина C розщеплюється на речовини A та B. Коли ця система знаходиться в хімічній рівновазі, швидкості прямої та зворотної реакцій однакові – в одній точці даної системи утворюється молекула речовини C, а десь в іншому місці інша молекула речовини розпадається.

Якщо до системи додати надлишок речовини A, рівновага тимчасово порушиться, тому що зросте швидкість утворення речовини C. Але чим швидше зростатиме концентрація речовини C, тим швидше вона буде розщеплюватися — поки знову не буде досягнуто рівноваги між прямою та зворотною реакціями. Тоді швидкість утворення речовини C з речовин A та B зрівняється зі швидкістю розщеплення речовини на речовини A і B.

Дія принципу Ле Шательє можна простежити на прикладі зміни хімічного складу дощу або розчинення шипучої антацидної (що знижує кислотність шлункового соку) таблетки у воді. В обох випадках у хімічній реакції беруть участь вуглекислий газ (CO2), вода(H2O) та вугільна кислота (H2CO3):

CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Коли дощова крапля потрапляє у повітря, вона поглинає вуглекислий газ, і концентрація у лівій частині реакції зростає. Для підтримки рівноваги утворюється більша кількість вугільної кислоти. В результаті дощ стає кислотним ( см. Кислотний дощ). Додавання вуглекислого газу зміщує рівновагу реакції праворуч. Протилежна реакція відбувається при опусканні у воду таблетки антациду (речовини, що нейтралізує кислоту). Бікарбонат натрію (антацид) вступає в реакцію з водою і утворюється вугільна кислота, що призводить до збільшення концентрації речовини в правій частині реакції. Щоб відновилася рівновага, вугільна кислота розкладається на воду та вуглекислий газ, який ми спостерігаємо у вигляді бульбашок.

Henri Louis Le Chatelier, 1850-1936

Французький хімік. Народився у місті Мірібель-лез-Ешель у сім'ї вчених. Здобув освіту в престижній Паризькій політехнічній школі. Був професором у Вищій гірничій школі та в Сорбонні, пізніше був призначений Генеральним інспектором шахт та копалень Франції (до нього цю посаду обіймав його батько). Ле Шательє вивчав хімічні реакції, пов'язані з нещасними випадками на шахтах та у металургійному виробництві, брав участь у дослідженні детонації рудничного газу. Розробив термоелектричний пірометр (оптичний прилад для визначення температури розпечених тіл за кольором) та гідравлічні гальма для залізничних складів; винайшов киснево-ацетиленове зварювання.

Зміна зовнішніх умов може призвести до зміни термодинамічних параметрів та функцій, що характеризують систему, порушуючи стан рівноваги. У системі починаються процеси, що призводять до нового стану рівноваги коїться з іншими рівноважними параметрами. Покажемо на прикладі. У реакторі знаходиться суміш газів N 2 , Н 2 і NH 3 в стані рівноваги:

Введемо в реактор за ізотермічних умов додаткова кількість N 2 , тобто. збільшимо його концентрацію. Константа дорівнює- 2

весія До=---^ залишиться незмінною, оскільки не залежить

[М 2 ПН 2 ] 3

від концентрації. Це можливо тільки в результаті зміни величин рівноважних концентрацій: збільшення призведе до зменшення [Н 2] за рахунок додаткової взаємодії частини введеного водню з азотом, відповідно збільшиться . Зміна параметрів системи, що призводить її до нового стану рівноваги шляхом переважного перебігу прямого або зворотного процесів, називається зміщенням хімічної рівновагивідповідно у прямому чи зворотному напрямку. У прикладі відбулося зміщення рівноваги в прямому напрямку.

Якісні завдання усунення хімічної рівноваги можуть бути вирішені і без термодинамічних чи кінетичних розрахунків за допомогою правила, яке сформулював у 1884 р. Ле Шательє.

Воно отримало назву принципу Ле Шательє (незалежно від Ле Шательє цей принцип було сформульовано 1887 р. Брауном): якщо на систему, що перебуває в стані рівноваги, надати якийсь зовнішній вплив, то в результаті протікання процесів у системі рівновага зміститься в напрямку, що призводить до зменшення наданого впливу.

При збільшенніконцентрації будь-якої речовини, що знаходиться в рівновазі (наприклад NH 3 у розглянутій вище системі), рівновага зміщується у бік витратицієї речовини (у зворотному напрямку). При зменшенніконцентрації будь-якої речовини (наприклад Н 2) рівновага зміщується убік освітицієї речовини (тобто в даному випадку також у зворотному напрямку).

Розглянемо вплив тиску процес синтезу аміаку (4.51). Нехай тиск у реакторі збільшили за допомогою стиснення у 2 рази. В ізотермічних умовах обсяг при цьому зменшиться вдвічі, отже, концентрації всіх компонентів зростуть удвічі. До зміни тиску швидкість прямої реакції становила

Після стиску вона стала

тобто. збільшилася у 16 ​​разів. Швидкість зворотної реакції також збільшилася:

але лише 4 разу. Отже, рівновага змістилася у напрямі.

Відповідно до принципу Ле Шательє зі збільшенням тиску шляхом стискування системи рівновагу зрушується у бік зменшення кількості молекул газів, тобто. у бік зниження тиску (у наведеному прикладі у напрямі); при зменшенні тиску рівновага зсувається у бік зростання кількості молекул газів, тобто. у бік збільшення тиску (у наведеному прикладі у зворотному напрямку). Якщо реакція протікає без зміни кількості молекул газів, рівновага не порушується під час стиснення або розширення системи. Так, наприклад, у системі

Н2(г) + 12(г) 2Н1(г) при зміні тиску рівновага не порушується; Вихід HI від тиску не залежить.

Тиск практично не впливає на рівновагу реакцій, що протікають без участі газової фази, оскільки рідини та тверді речовини майже не стисливі. Однак при надвисоких тисках відбувається зміщення рівноваги у бік щільнішої упаковки частинок в кристалічній решітці. Наприклад, графіт, одна з алотропічних модифікацій вуглецю (щільність р = 2,22 г/см 3), при тиску порядку 10 ю Па (10 5 атм) і температурі близько 2000 ° С переходить в алмаз, іншу модифікацію вуглецю з більш щільною упаковкою атомів (р = 3,51 г/см 3).

При підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, а при зниженні - у бік екзотермічної реакції. Наприклад, синтез аміаку (рівняння 4.51) є екзотермічну реакцію (ДН^ 98 = -92,4 кДж). Тому при підвищенні температури рівновага в системі Н 2 - N 2 - NH 3 зрушується вліво - у бік розкладання аміаку, оскільки цей процес йде з поглинанням теплоти. Навпаки, синтез оксиду азоту (II) є ендотермічною реакцією:

Тому при підвищенні температури рівновага в системі N 2 - Про 2- NO зрушується праворуч - у бік освіти N0.

Характер зміщення під впливом зовнішніх впливів можна прогнозувати застосовуючи принцип Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі виявляється вплив з-за, то рівновага в системі зміщується так, щоб послабити зовнішній вплив.

1. Вплив концентрацій.

Підвищення концентрації однієї з реагуючих речовин зміщує рівновагу реакції у бік витрати речовини.

Зниження концентрації – у бік утворення речовини.

2. Вплив температури.

Підвищення температури зміщує рівновагу у бік реакції, що йде з поглинанням теплоти (ендотермічної), а зниження температури зміщує рівновагу у бік реакції, що йде із виділенням теплоти (екзотермічної).

3. Вплив тиску.

Підвищення тиску зміщує рівновагу у бік реакції, що йде зі зменшенням обсягу і, навпаки, зниження тиску – у бік реакції, що йде зі збільшенням обсягу.

3.1. Приклади розв'язання задач.

приклад 1.Як зміниться швидкість реакції, яка протікає в закритій посудині, якщо збільшити тиск у 4 рази?

2NO(р.)+Про 2 (р.)= 2NO 2

Рішення: збільшити тиск у 4 рази означає збільшить і концентрацію газів у стільки ж разів.

Визначаємо швидкість реакції до підвищення тиску.

V 1 = K * C 2 NO * CO 2

Визначаємо швидкість реакції після підвищення тиску.

V 2 = K*(4C NO) 2 * (4CO 2) = 64 K*C 2 NO *CO 2

Визначаємо у скільки разів зросла швидкість реакції

V2 = 64 * K * C 2 NO *CO 2 = 64

V1 K*C 2 NO*CO 2

Відповідь: швидкість реакції зросла у 64 рази.

приклад 2.У скільки разів зросте швидкість реакції при підвищенні температури з 20 до 50 С0. Температурний коефіцієнт дорівнює 3.

Рішення: за правилом Вант - Гоффа Vт 2 = Vт 1 * γ T 2 -T 1 /10

За умовою завдання потрібно визначити Vт 2

Підставимо дані у формулу:

Vт 2 = T 2 - T 1 / 10 = 3 (50-20) / 10 = 3 3 = 27

Відповідь: швидкість реакції зросла у 27 разів.

приклад 3.Обчислення константи рівноваги реакції щодо рівноважних концентрацій реагуючих речовин та визначення їх вихідних концентрацій.

При синтезі аміаку N 2 + ЗН 2 == 2NН 3 рівновага встановилася при наступних концентраціях речовин, що реагують (моль/л): C N 2 = 2,5; C H 2 = 1,8; C NH 3 = 3,6. Розрахуйте константу рівноваги цієї реакції та концентрації азоту та водню.

Рішення: визначаємо константу рівноваги цієї реакції:

K * C = C 2 NH 3 = (3,6) 2 = 0,89

C N 2 *C 3 H 3 2,5*(1,8) 3

Вихідні концентрації азоту та водню знаходимо на основі рівняння реакції. На утворення двох молей NH 3 витрачається один моль азоту, але в освіту 3,6 молей аміаку знадобилося 3,6/2=1,8 моля азоту. Враховуючи рівноважну концентрацію азоту,

знаходимо його початкову концентрацію:

C вихN 2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л

На утворення двох молей NH3 необхідно витратити 3 моля водню, а частка отримання 3,6 моля аміаку потрібно

3 * 3,6 / 2 = 5,4 моля.

C вихН 2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л

Відповідь: C N 2 = 4,3

приклад 4.Константа рівноваги гомогенної системи

СО (г) + Н 2 O (г) = = СО 2 (г) + Н 2 (г)

при 850 0 С дорівнює 1. Обчисліть концентрації всіх речовин при рівновазі, якщо вихідні концентрації: вих = 3 моль/л, вих = 2 моль/л.

Рішення: при рівновазі швидкості прямої та зворотної реакцій рівні, а відношення констант цих швидкостей є також величина постійна і називається константою рівноваги даної системи:

V пр = K 1;

V обр = K 2;

K дорівнює = K 1 =

K 2

За умови завдання дано вихідні концентрації, тоді як вираз K дорівнює входять лише рівноважні концентрації всіх речовин системи. Припустимо, що на момент рівноваги концентрації дорівнює = х моль/л. Відповідно до рівняння системи кількість молей водню, що утворився, при цьому буде також х моль/л. По стільки ж молей (х моль/л) СО і Н 2 Про витрачається для освіти х молей СО 2 і Н 2 . Отже, рівноважні концентрації всіх чотирьох речовин:

Рівн = [Н 2] дорівнює = х моль/л,

Рівн = (3 - х) моль/л,

[Н 2 O] дорівнює = (2 - х) моль/л.

Знаючи константу рівноваги, знаходимо значення х, а потім і вихідні концентрації всіх речовин:

1 = х 2

х 2 = 6 - 2х - 3х + х 2; 5х = 6, х = 1,2 моль/л

Таким чином, шукані рівноважні концентрації:

Рівн = 1,2 моль/л.

[Н 2] дорівнює = 1,2 моль/л.

Рівн = 3 - 1,2 = 1,8 моль / л.

[Н 2 О] дорівнює = 2 - 1,2 = 0,8 моль/л.

Приклад 5.Ендотермічна реакція розкладання пентахлориду фосфору протікає за рівнянням:

РСl 5 (г) == PCl 3 (г) + Сl 2 (г); ΔН = + 129,7 кДж.

Як треба змінити: а) температуру; б) тиск; в) концентрацію, щоб усунути рівновагу у бік прямої реакції - розкладання РСl 5 ?

Рішення: зміщенням або зсувом хімічної рівноваги називають зміну, рівноважних концентрацій реагуючих речовин в результаті зміни однієї з умов реакції. Напрямок, в якому змістилася рівновага, визначається за принципом Ле-Шательє: а) оскільки реакція розкладання РС1 5 ендотермічна (ΔН > 0), то для змішування рівноваги у бік прямої реакції потрібно підвищити температуру; 6) оскільки у цій системі розкладання РСl 5 веде до збільшення обсягу (з однієї молекули газу утворюються дві газоподібні молекули), то зміщення рівноваги у бік прямий реакції треба зменшити тиск; в) зміщення рівноваги у зазначеному напрямку можна досягнути, як збільшенням концентрації РСl 5 так і зменшенням концентрації PCl 3 або Cl 2 .

2.6. Усунення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє

Якщо система перебуває у стані рівноваги, вона будуватиметься у ньому до того часу, поки зовнішні умови зберігаються постійними.

Найбільше значення мають випадки порушення рівноваги внаслідок зміни концентрації будь-якої речовини, що беруть участь у рівновазі, тиску або температури.

Розглянемо кожен із цих випадків.

При збільшенні концентрації будь-якої речовини, що бере участь у рівновазі, рівновага зміщується у бік витрати цієї речовини; при зменшенні концентрації будь-якої речовини рівновага зміщується у бік утворення цієї речовини.

Наприклад, для реакції

Введемо в систему додатково кілька водню. Відповідно до закону дії мас, збільшення концентрації водню спричинить збільшення швидкості прямої реакції – реакції синтезу HI, тоді як швидкість зворотної реакції не зміниться. У напрямі реакція тепер протікатиме швидше, ніж у протилежному, тобто. рівновага зміщується вправо, тобто. у напрямі течії прямої реакції. При зворотній зміні концентрацій говорять про зміщенні рівноваги вліво– у напрямі зворотної реакції.

2. При збільшенні тиску шляхом стиснення системи рівновага зміщується у бік зменшення кількості молекул газів, тобто. у бік зниження тиску; при зменшенні тиску рівновага зсувається у бік зростання числа молекул газів, тобто. у бік збільшення тиску.

Для реакції

збільшення тиску повинно зміщувати рівновагу вправо (ліворуч моль газів дорівнює 3, праворуч – 2).

У тому випадку, коли реакція протікає без зміни числа молекул газів, рівновага не порушується при стисканні або розширенні системи. Наприклад, у системі

рівновага не порушується за зміни обсягу; Вихід HI не залежить від тиску.

3. При підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної, а при зниженні – у бік екзотермічної реакції.

Так, синтез аміаку є екзотермічною реакцією ( ΔН)

зсувається ліворуч – у бік розкладання аміаку, оскільки цей процес йде із поглинанням теплоти.

Навпаки, синтез оксиду азоту (II) є ендотермічною реакцією ( ΔН>0)

Тому при підвищенні температури рівновага в системі
зрушується вправо у бік освіти NO.

Закономірності, які виявляються в розглянутих прикладах порушення хімічної рівноваги, є окремими випадками загального. принципу Ле Шательє:

Якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, надати будь-який вплив, то в результаті процесів, що протікають в ній, рівновага зміститься в такому напрямку, що наданий вплив зменшиться.

Гетерогенна хімічна рівновага також підпорядковується принципу Ле Шательє, але тверді вихідні речовини та продукти реакції не впливають на зміщення гетерогенної хімічної рівноваги.

2.7. Вирішення типових завдань

приклад 1. Обчислити рівноважні концентрації водню та йоду, якщо відомо, що їх початкові концентрації становили 0,02 моль/л, а рівноважна концентрація НI – 0,03 моль/л. Обчислити константу рівноваги.

Рішення.З рівняння реакції

H 2 +I 2 ↔ 2HI

видно, що на освіту 0,03 моля НI витрачається 0,015 моля водню і стільки ж йоду, отже, їх рівноважні концентрації дорівнюють і становлять 0,02 - 0,015 = 0,005 моль/л, а константа рівноваги

.

приклад 2. В системі
рівноважні концентрації речовин
=0,3 моль/л,
=0,2 моль/л
= 1,2 моль/л. Обчислити константу рівноваги системи та початкові концентрації хлору та окису вуглецю.

Рішення.З рівняння реакції видно, що з освіти 1,2 моля
витрачається по 1,2 моля
і
. Отже, вихідна концентрація хлору 0,3 + 1,2 = 1,5 моль/л, окису вуглецю 0,2 + 1,2 = 1,4 моль/л. Константа рівноваги

приклад 3. У скільки разів зросте швидкість реакції взаємодії оксиду вуглецю (II) з киснем, якщо збільшити концентрації вихідних речовин утричі?

Рішення. 1) Записуємо рівняння реакції:

Відповідно до закону чинних мас

2) Позначимо
тоді:

3) При підвищенні концентрації вихідних речовин у 3 рази отримаємо:

, а

4) Розраховуємо швидкість реакції :

, тобто. швидкість реакції зросте у 27 разів.

приклад 4. У скільки разів зросте швидкість хімічної реакції при підвищенні температури на 40?С, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3?

Рішення.Відповідно до правила Вант - Гоффа:

, тобто. швидкість реакції зросте у 81 раз.

Приклад 5. Реакція при температурі 30С протікає за 2 хвилини. За скільки часу закінчиться ця реакція при температурі 60?С, якщо температурний коефіцієнт швидкості дорівнює 2?

Рішення. 1) Відповідно до правила Вант - Гоффа:

2) Швидкість реакції обернено пропорційна часу реакції, отже:

Приклад 6. Реакція утворення оксиду азоту (IV) виражається рівнянням

Як зміниться швидкість прямої та зворотної реакцій, якщо збільшити тиск у 3 рази, а температуру залишити постійною? Чи викличе ця зміна швидкості усунення рівноваги?

Рішення.Нехай до збільшення тиску рівноважні концентрації оксиду азоту (II), кисню та оксиду азоту (IV) були: = a, = b,

C, тоді швидкість прямої реакції

,

швидкість зворотної реакції

.

При збільшенні тиску в 3 рази в стільки разів збільшаться концентрації всіх реагентів: = 3a, = 3b, = 3c.

Швидкість прямої реакції стане:

Швидкість зворотної реакції стане:

.

Швидкість прямої реакції зросла у 27 разів, а зворотної – у 9 разів. Рівнавага зміститься у бік прямої реакції, що узгоджується з принципом Ле Шательє.

Приклад 7. Як впливають на рівновагу у системі

, (ΔН

а) зниження тиску;

б) підвищення температури;

в) збільшення концентрації вихідних речовин?

Рішення.Відповідно до принципу Ле Шательє зниження тиску призведе до усунення рівноваги убік реакції, що призводить до збільшення її обсягу, тобто. у бік зворотної реакції. Підвищення температури призведе до усунення рівноваги у бік ендотермічної реакції, тобто. у бік зворотної реакції. І, нарешті, збільшення концентрації вихідних речовин призведе до усунення рівноваги у бік утворення продуктів реакції, тобто. у бік прямої реакції.

Приклад 8. Розглянемо хімічну рівновагу

Визначимо рівноважні концентрації NH 3 для двох рівноважних сумішей:

1. = 0,1 M та = 0,1 M.

2. =1,0 M та = 0,1 M.

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

Рішення.Складемо вираз для константи хімічної рівноваги, підставимо в нього відомі величини і зробимо обчислення.

Перший варіант хімічної рівноваги:

звідки

Другий варіант хімічної рівноваги

звідки

Висновок.При збільшенні рівноважної суміші концентрації N 2 (реагенту) підвищується концентрація NH 3 (продукту реакції).

2.8. Завдання для самостійного вирішення

1. У скільки разів слід збільшити концентрацію водню у системі

щоб швидкість реакції зросла у 125 разів?

2. Як зміниться швидкість реакції

якщо тиск у системі збільшити вдвічі?

3. Реакція між оксидом азоту (II) та хлором протікає за рівнянням

як зміниться швидкість реакції зі збільшенням:

а) концентрації оксиду азоту вдвічі;

б) концентрації хлору вдвічі;

в) концентрації обох речовин вдвічі?

4. При 150С деяка реакція закінчується за 16 хвилин. Приймаючи температурний коефіцієнт рівним 2,5, розрахуйте, через який період часу ця реакція закінчиться при 80˚С.

5. При температурі 40С реакція протікає за 36 хвилин, а при 60С - за 4 хвилини. Розрахуйте температурний коефіцієнт швидкості реакції.

6. Швидкість деякої реакції при 100 0 С дорівнює 1. У скільки разів повільніше протікатиме та сама реакція при 10 0 С (температурний коефіцієнт швидкості прийняти рівним 2)?

7. При охолодженні реакційної суміші з 500 до 200С швидкість хімічної реакції зменшилася в 27 разів. Обчисліть температурний коефіцієнт цієї реакції.

8. Складіть математичний вираз константи хімічної рівноваги для кожної з наступних реакцій:

Виконуючи це завдання, особливо зверніть увагу, що деякі речовини – учасники реакцій – перебувають у твердому стані.

9. Обчислити константу рівноваги реакції

якщо рівноважні концентрації рівні

10. Застосуйте принцип Ле Шательє для передбачення умов, які дозволяють збільшити вихід нижченаведених реакцій за рахунок усунення рівноваги:

, (ΔН

11. Серед наведених реакцій вкажіть ті, для яких підвищення тиску зміщує праворуч хімічну рівновагу:

а)
;

б)
;

в)
;

г)
;

д)
;

12. За деякої температури константа рівноваги процесу

Початкові концентрації Н 2 і НСОН становили 4 моль/л та 3 моль/л відповідно. Якою є рівноважна концентрація СН 3 ВІН?

13. Реакція протікає за рівнянням 2А ↔ В. Початкова концентрація речовини А дорівнює 0,2 моль/л. Константа рівноваги реакції дорівнює 0,5. Обчисліть рівноважні концентрації реагуючих речовин.

14. При певній температурі рівноважна концентрація сірчаного ангідриду, що утворюється внаслідок реакції

,

становила 0,02 моль/л. Вихідні концентрації сірчистого газу та кисню становили, відповідно, 0,06 та 0,07 моль/л. Розрахуйте константу рівноваги реакції.

ТЕМА 3. БУДОВА АТОМА І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ Д.І. Менделєєва

3.1. Перші моделі будови атома

У 1897 р. Дж. Томсон (Англія) відкрив електрон, а 1909 р. Р. Маллікен визначив його заряд, який дорівнює 1,6 · 10 -19 Кл. Маса електрона становить 9,11 ∙ 10 -28 р. У 1904 р. Дж. Томсон запропонував модель будови атома, згідно з якою атом можна подати у вигляді позитивної сфери з вкрапленими електронами.

У 1910 р. в лабораторії Е. Резерфорда (Англія) у дослідах з бомбардування металевої фольги α-частинками було встановлено, що деякі α-частинки розсіюються фольгою. Звідси Резерфорд уклав, що у центрі атома існує позитивно заряджене ядро ​​малого розміру, оточене електронами. Радіуси ядер лежать не більше 10 -14 – 10 -15 м, тобто. у 10 4 – 10 5 разів менше від розміру атома. Резерфорд передбачив існування протона та його масу, яка у 1800 разів перевищує масу електрона.

У 1910 р. Резерфорд запропонував ядерну планетарну модель атома, що складається з важкого ядра, навколо якого рухаються орбітами електрони, подібно до планет сонячної системи. Однак, як показує теорія електромагнітного поля, електрони в цьому випадку повинні рухатися спіраллю, безперервно випромінюючи енергію, і падати на ядро.

Атомні діапазони.При нагріванні речовина випромінює промені (випромінювання). Якщо випромінювання має одну довжину хвилі, воно називається монохроматичним. У більшості випадків випромінювання характеризується кількома довжинами хвиль. При розкладанні випромінювання на монохроматичні компоненти одержують спектр випромінювання, де окремі його складові виражаються спектральними лініями. На рис 3.1. наведено атомний спектр водню. Довжини хвиль, що відповідають атомному спектру водню, визначаються рівнянням Бальмера

. (3.1)

де - довжина хвилі; R – постійна Рідберг (109678 см -1); n і m – цілі числа (n = 1 для серії Лаймана, n = 2 – для серії Бальмера, n = 3 – для серії Пашена; m = 2, 3, 4 для серії Лаймана, m = 3, 4, 5 для серії Бальмера, m = 4, 5, 6 для серії Пашена).

Кванти та модель Бора.У 1900 р. М. Планк (Німеччина) висловив припущення, що речовини поглинають та випускають енергію дискретними порціями, названими ним квантами. Енергія кванта Епропорційна частоті випромінювання (коливання) ν:

,

де – h – стала Планка (6,626∙10 -34 Дж·с); ν = с/λ, с – швидкість світла; λ – довжина хвилі.

У 1913 р. датський вчений Н. Бор, використовуючи модель Резерфорда і теорію Планка, запропонував модель будови атома водню, згідно з якою електрони рухаються навколо ядра не за будь-якими, а лише за дозволеними орбітами, на яких електрон володіє певними енергіями. однієї орити в іншу атом поглинає чи випускає енергію як квантів. Кожна орбіта має номер n (1, 2, 3, 4, ...), який назвали основним квантовим числом. Бор вирахував радіуси орбіт. Радіус першої орбіти був 5,29∙10 -13 м, радіус інших орбіт дорівнював:

Енергія електрона (еВ) залежить від значення головного квантового

Негативний знак енергії означає стійкість системи, яка тим паче стійка, ніж нижче (чим негативніша) її енергія. Атом водню має мінімальну енергію, коли електрон знаходиться на першій орбіті (n=1). Такий стан називається основним. При переході електрона на вищі орбіти атом стає збудженим. Такий стан атома нестійкий.

3.2. Квантово-механічна модель атома водню

Подвійна природа електрона.У 1905 р. А. Ейнштейн передбачив, що будь-яке випромінювання є потік квантів енергії, званих фотонами. З теорії Ейнштейна випливає, що світло має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу.

У 1924 р. Луї де Бройль (Франція) висунув припущення, що електрон також характеризується корпускулярно-волновим дуалізмом. Пізніше це було підтверджено на дослідах дифракції на кристалах. Де Бройль запропонував рівняння, що зв'язує довжину хвилі електрона або будь-якої іншої частинки з масою m і швидкістю ν,

. (3.2)

Хвилі частинок матерії де Бройль назвав матеріальними хвилями. Вони властиві всім частинкам чи тілам. Однак, як слід рівняння (3.2), для макротіл довжина хвилі настільки мала, що в даний час не може бути виявлено. Так, для тіла з масою 1000 кг, що рухається зі швидкістю 108 км/год (30 м/с) = 2,21·10 -38 м.

У 1927 р. В. Гейзенберг (Німеччина) постулював принцип невизначеності, згідно з яким положення та імпульс руху субатомної частинки (мікрочастинки) принципово неможливо визначити у будь-який момент часу з абсолютною точністю. У кожний момент часу можна визначити лише одну з цих властивостей. Е. Шредінгер (Австрія) у 1926 р. вивів математичний опис поведінки електрона в атомі.

Роботи Планка, Ейнштейна, Бора, де Бройля, Гейзенберга, а також Шредінгера, який запропонував хвильове рівняння, заклали основу квантової механіки, що вивчає рух та взаємодію мікрочастинок.

Орбіталь.Відповідно до квантово-механічних уявлень неможливо точно визначити енергію і положення електрона, тому в квантово-механічній моделі атома використовують ймовірнісний підхід для характеристики положення електрона. Імовірність знаходження електрона у певній області простору описується хвильовою функцією ψ, яка характеризує амплітуду хвилі як функцію координат електрона. У найпростішому випадку ця функція залежить від трьох просторових координат і називається орбіталлю. Відповідно до визначення ψ, Орбіталлю називається область простору, в якому найбільш імовірно знаходження електрона.Необхідно зауважити, що поняття орбіталь суттєво відрізняється від поняття орбіта, яка теоретично Бора означала шлях електрона навколо ядра атома. Величина області простору, яку займає орбіталь, зазвичай така, щоб ймовірність знаходження електрона всередині неї становила щонайменше 95 %.

Так як електрон несе негативний заряд, то його орбіталь є певним розподілом заряду, який отримав назву електронної хмари.

Квантові числа.Для характеристики поведінки електрона в атомі введено квантові числа: головне, орбітальне, магнітне та спинове.

Головне квантове числоnвизначає енергію та розміри електронних орбіталей. Головне квантове число набуває значення 1,2,3,4,5,… і характеризує оболонку чи енергітичний рівень. Чим більше n, тим вища енергія. Оболонки (рівні) мають літерні позначення: К (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), Q (n = 5), переходи електронів з однієї оболонки (рівня) ) на іншу супроводжуються виділення квантів енергії, які можуть виявитися у вигляді спектрів (див. рис. 3.1).

Орбітальне квантове числоlвизначає форму атомної орбіталі. Електронні оболонки розщеплені на підболочки, тому орбітальне квантове число також характеризує енергетичні підрівні в електронній оболонці атома.

Орбітальні квантові числа набувають цілочислового значення від 0 до (n-1). Подоболочки також позначаються літерами:

Подоболочка (підрівень)…………………s p d f

Орбітальне квантове число, l……………0 1 2 3

Електрони з орбітальним квантовим числом 0 називаються s- електронами.Орбіталі та відповідно електронні хмари мають сферичну форму (рис. 3.2, а).

Електрони з орбітальним квантовим числом. називаються p- електронами.Орбіталі та відповідно електронні хмари мають форму, що нагадує гантель (рис. 3.2, б).

Електрони з орбітальним квантовим числом 2 називають d– електронами. Орбіталі мають форму чотирипелюсткової розетки (рис. 3.2, в).

Електрони з орбітальним квантовим числом 3 отримали назву f– електронів. Форма їх орбіталей набагато складніше, ніж форма d – орбіталей.

У першій оболонці (n=1) може бути одна (s–), у другій (n=2) дві (s- та p-), у третій (n=3) – три (s-, p-, d- ), у четвертій (n=4) – чотири (s-, p-, d-, f-)-подоболочки.

Магнітне квантове число m lхарактеризує положення орбіталі у просторі (див. рис. 3.2).

Відповідно в підболочці s ( l= 0) є одна орбіталь ( m l= 0), в підболочці р ( l= 1) - три орбіталі ( m l= -1, 0, +1), в підболочці d ( l= 2) п'ять орбіталей ( m l = -2, -1, 0, +1, +2).

Атомна орбіталь.Кожна електронна орбіталь в атомі (атомна орбіталь, АТ) може характеризуватись трьома квантовими числами n, lі m l .

Умовно атомну орбіталь позначають як клітини .

Відповідно для s-подоболочки є одна АТ, для р-подоболочки - три АО спина. роботи ... може бути самостійною... навч. допомогаз соціології для студентіввишів. ...

У деяких випадках речовини, що виходять в результаті реакції, або взаємодіють між собою, або розпадаються, і тоді в системі одночасно протікають дві реакції: пряма (утворюються продукти реакції) та зворотна (знову синтезуються вихідні речовини). У разі збігу швидкостей прямого та зворотного процесів у аналізованій системі настає рівновага, яка називається хімічною. Це динамічна рівновага, оскільки сама реакція не припиняється, але утворюється і розпадається одночасно однакова кількість речовини. При постійних температурі та тиску така ситуація може зберігатися досить довго. У графічному вигляді вона представлена ​​нижче. Під еквівалентною швидкістю мається на увазі якась константа, що дорівнює одночасно швидкостям прямої та зворотної реакції.

Принцип усунення хімічної рівноваги

Принцип усунення (зсуву) рівноваги відкрив у 1884 році Ле Шательє. Пізніше його узагальнив Карл Фердинанд Браун (1887). Тому нині він має здвоєну назву — принцип Ле Шательє-Брауна. Цей закон використовується як у хімії, так і в термодинаміці, електродинаміці, екології та біохімії. Існує багато формулювань, але суть кожного з них зводиться до наступного: «При наданні на систему, яка перебуває в рівноважному стані, будь-якого впливу, хімічна рівновага зміщується таким чином, щоб компенсувати цю зміну (тобто система намагатиметься відновити баланс) ». Цей принцип можна наочно продемонструвати за допомогою наступної системи. Є пружина, що прикріплена до нерухомої опори. У стані спокою ця система перебуває у рівновазі. Якщо пружину розтягнути, то рівновага зміститься у бік зовнішнього впливу. Однак при цьому в системі також зростає протидія. І в якийсь момент сили протидії та зовнішнього впливу стають рівними один одному, внаслідок чого настає новий рівноважний стан.

Принцип Ле Шательє можна використовувати тільки для систем, що знаходяться в рівновазі, інакше результати аналізу будуть неправильними. Існують три основні параметри, зміна яких викликає усунення хімічної рівноваги: ​​тиск, температура та концентрація хімічних речовин.

Температура

Зміна температури - найчастіша причина зсуву хімічної рівноваги, що цілком зрозуміло, адже на цей фактор вплинути набагато легше, ніж, наприклад, тиск. Тут слід згадати, що реакції поділяються на два типи термічного ефекту. Серед них такі: екзотермічні (з виділенням тепла) та ендотермічні (з його поглинанням). Як зміщуватиметься в цьому випадку хімічна рівновага? Принцип Ле Шательє в цьому випадку зводиться до наступного: зі збільшенням температури рівновага зміщується у бік реакції, що проходить із поглинанням тепла, а при її зменшенні, відповідно, у протилежний бік. Так, якщо для реакції, зображеної нижче, підвищити температуру, рівновага зрушить у праву сторону.

Більшість прямих реакцій екзотермічні, а зворотних - ендотермічні (це не правило, а, швидше, спостереження, з якого можна знайти безліч винятків).

Тиск

Зі зміною тиску трансформується наступний параметр системи - її обсяг (він збільшується або зменшується), тому вплив за допомогою цього параметра особливо впливає на системи, в яких присутні гази. В цьому випадку принцип хімічної рівноваги полягає у наступному. Якщо тиск у системі збільшується, то рівновага зсувається у бік скорочення числа молекул газу, а при зменшенні тиску рівновага рухається у протилежному напрямку. Якщо кількість молекул газу під час реакції не змінюється, то рівновага не зміщується при зміні тиску, як, наприклад, наступної реакції.

Однак на практиці такий принцип вірний лише для ідеальних газів, оскільки всі реальні мають різну стисливість. Таким чином, навіть якщо кількість молекул газу залишається незмінною, рівновага може залежати від тиску. Насправді це буде помітно при високих тисках. У разі рідких та твердих речовин зміна тиску фактично не впливає на рівновагу через малі обсяги, які займають такі речовини. Під час розгляду змішаних систем враховують лише молекули газу.

Зміщення рівноваги в системі внаслідок зміни концентрації будь-якої речовини, що бере участь у реакції

Під час зміни концентрації будь-якої речовини принцип Ле Шательє працює в такий спосіб. При збільшенні концентрації продуктів реакції рівновага зміщується у бік зворотної реакції, при зменшенні кількості речовин, що утворюються, рівновага рухається в протилежний бік.

Що буде, якщо додати інертний газ

Змінити об'єм системи можна не тільки стиснувши її або послабивши тиск, але й шляхом додавання інертного газу, який не вступатиме в реакцію. Що буде з системою при додаванні до неї, наприклад, гелію? Насправді, швидше за все, нічого не станеться, оскільки співвідношення речовин, що беруть участь у реакції, не зміниться, а для ходу процесу має значення не загальний тиск системи, а парціальне кожного компонента.

Вплив каталізаторів

На зміщення хімічної рівноваги кількість каталізатора і його наявність впливу не надають. Це відбувається через те, що це елемент однаково прискорює і пряму, і зворотну реакцію, зберігаючи рівновагу у системі незмінним.

Спосіб вивчення хімічної рівноваги

Детальний розгляд хімічних рівноваг дуже важливий для повного розуміння процесу. Одним із найчастіше застосовуваних прийомів є так званий метод заморожування рівноваг. Так, відбувається швидке охолодження системи, що у збалансованому стані. Рівнавага просто не встигає зміститися, а при низьких температурах швидкість більшості процесів уповільнюється практично до нуля. Завдяки цьому можна повністю проаналізувати склад суміші при будь-якій температурі (концентрації речовин, що беруть участь у реакції, при нулі градусів відповідатиме кількості компонентів за тієї температури, з якою почалося зниження). Такий досвід проводять кілька разів із реакціями, що протікають в обох напрямках.

Чи існує повна незворотність

Цілком зрушити хімічну рівновагу в один бік неможливо. Навіть при здається абсолютному зміщенні завжди залишиться невелика кількість молекул, які будуть вступати в зворотну реакцію.

На практиці практично всі реакції оборотні, а наскільки сильно буде видно цей ефект, часто залежить від температури (нерідко рівновагу просто зміщено в один бік, тому воно стає помітним лише при зміні умов). Саме через цю поширеність оборотних хімічних реакцій вивчення рівноваги особливо важливе.

Приклади синтезів, у яких під час виробництва зміщується хімічна рівновага

На виробництві хімічна рівновага зазвичай зміщують у напрямі прямої реакції для отримання, відповідно, продуктів реакції. Існує безліч прикладів таких синтезів: одержання аміаку, оксиду сірки (VI), оксиду азоту (II) тощо.