หลักการนี้ใช้ได้กับสมดุลทุกลักษณะ: ทางกล ความร้อน เคมี ไฟฟ้า (ปรากฏการณ์เลนซ์ ปรากฏการณ์เพลเทียร์)

หากสภาวะภายนอกเปลี่ยนแปลง จะนำไปสู่การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารในสภาวะสมดุล ในกรณีนี้พวกเขาพูดถึงการละเมิดหรือการพลัดถิ่น สมดุลเคมี.

สมดุลเคมีจะเปลี่ยนไปในทิศทางเดียวเมื่อพารามิเตอร์ใดๆ ต่อไปนี้เปลี่ยนแปลง:

1. อุณหภูมิของระบบ กล่าวคือ เมื่อได้รับความร้อนหรือความเย็น
2. ความดันในระบบ นั่นคือ ระหว่างการบีบอัดหรือการขยายตัว
3. ความเข้มข้นของหนึ่งในผู้เข้าร่วมในปฏิกิริยาย้อนกลับ

YouTube สารานุกรม

1 / 3

√ หลักการของเลอ ชาเตอลิเย่ร์

út 84. หลักการของเลอชาเตอลิเยร์ การเปลี่ยนแปลงสมดุล (ตอนที่ 1)

➠ เคมี ชั้นประถมศึกษาปีที่ 11 ปี 2557 การเปลี่ยนแปลงของสมดุลเคมี ศูนย์การเรียนรู้ออนไลน์ Foxford

คำบรรยาย

สมมติว่าเรามีปฏิกิริยา ถ้าคุณเพิ่ม C และ D เข้าไป แน่นอนว่าจะต้องมี A และ B มากกว่านั้นอีกมาก ข้อสรุปนี้ดูค่อนข้างชัดเจน แต่ก็มีชื่อที่ดี เรียกว่า... และเรียกว่าหลักการของ Le Chatelier เมื่อโมเลกุลอยู่ใกล้กัน ความดันก็จะถูกลบออกหากโมเลกุลมีจำนวนน้อยลง วิธีที่ดีที่สุด หมายเหตุ นี่ไม่ใช่สมการที่แน่นอน แต่ผมอยากให้คุณคิดแบบนี้ แต่หลังจากเติม A ความเข้มข้นของเราก็เปลี่ยนไป

ผลกระทบของอุณหภูมิ

เครื่องหมาย +ถามหรือ −ถามซึ่งเขียนไว้ตอนท้ายของสมการอุณหเคมี แสดงถึงลักษณะพิเศษของผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาไปข้างหน้า มีขนาดเท่ากันกับผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาย้อนกลับ แต่ตรงกันข้ามในเครื่องหมาย

ผลกระทบของอุณหภูมิขึ้นอยู่กับสัญญาณของผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น สมดุลเคมีจะเปลี่ยนไปตามทิศทางของปฏิกิริยาดูดความร้อน และเมื่ออุณหภูมิลดลงไปในทิศทางของปฏิกิริยาคายความร้อน ในกรณีทั่วไป เมื่ออุณหภูมิเปลี่ยนแปลง สมดุลเคมีจะเปลี่ยนไปสู่กระบวนการที่สัญญาณของการเปลี่ยนแปลงเอนโทรปีเกิดขึ้นพร้อมกับสัญญาณของการเปลี่ยนแปลงของอุณหภูมิ

การขึ้นต่อกันของค่าคงที่สมดุลกับอุณหภูมิในระบบควบแน่นอธิบายได้ด้วยสมการไอโซบาร์ของ van't Hoff:

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

ในระบบที่มีเฟสแก๊ส - สมการไอโซคอร์ของ Van't Hoff

(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))) .)

ในช่วงอุณหภูมิเล็กน้อยในระบบควบแน่น ความสัมพันธ์ระหว่างค่าคงที่สมดุลกับอุณหภูมิจะแสดงตามสมการต่อไปนี้:

ตัวอย่างเช่นในปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนีย

ผลกระทบทางความร้อนภายใต้สภาวะมาตรฐานคือ −92 กิโลจูล/โมล ปฏิกิริยาเป็นแบบคายความร้อน ดังนั้นการเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิจึงนำไปสู่การเปลี่ยนแปลงในสมดุลไปสู่สารตั้งต้น และทำให้ผลผลิตของผลิตภัณฑ์ลดลง

ผลกระทบของแรงกดดัน

ความดันส่งผลกระทบอย่างมีนัยสำคัญต่อตำแหน่งสมดุลในปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องกับสารที่เป็นก๊าซพร้อมกับการเปลี่ยนแปลงของปริมาตรเนื่องจากการเปลี่ยนแปลงปริมาณของสารระหว่างการเปลี่ยนจากสารเริ่มต้นเป็นผลิตภัณฑ์:

เมื่อความดันเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปในทิศทางที่จำนวนโมลของก๊าซทั้งหมดลดลงและในทางกลับกัน

ในปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนียปริมาณของก๊าซจะลดลงครึ่งหนึ่ง: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

ซึ่งหมายความว่าเมื่อความดันเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่การก่อตัวของ NH 3 ตามที่เห็นได้จากข้อมูลต่อไปนี้สำหรับปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนียที่อุณหภูมิ 400 °C:

อิทธิพลของก๊าซเฉื่อย

การนำก๊าซเฉื่อยเข้าสู่ส่วนผสมของปฏิกิริยาหรือการก่อตัวของก๊าซเฉื่อยในระหว่างการทำปฏิกิริยาจะทำหน้าที่ในลักษณะเดียวกับความดันที่ลดลงเนื่องจากความดันบางส่วนของสารที่ทำปฏิกิริยาลดลง ควรสังเกตว่าใน ในกรณีนี้ก๊าซที่ไม่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาถือเป็นก๊าซเฉื่อย ในระบบที่จำนวนโมลของก๊าซลดลง ก๊าซเฉื่อยจะเปลี่ยนสมดุลไปยังสารต้นกำเนิด ดังนั้นในกระบวนการผลิตที่ก๊าซเฉื่อยสามารถก่อตัวหรือสะสมได้ จำเป็นต้องมีการไล่ล้างท่อก๊าซเป็นระยะ

ผลของความเข้มข้น

อิทธิพลของความเข้มข้นต่อสภาวะสมดุลอยู่ภายใต้กฎต่อไปนี้:

• เมื่อความเข้มข้นของสารตั้งต้นตัวใดตัวหนึ่งเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปในทิศทางของการก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา (ไปทางขวา)
• เมื่อความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาตัวใดตัวหนึ่งลดลง สมดุลจะเปลี่ยนไปในทิศทางของการก่อตัวของสารตั้งต้น (ไปทางซ้าย)

2.6. การเปลี่ยนแปลงในสมดุลเคมี หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์

หากระบบอยู่ในสภาวะสมดุล ระบบก็จะยังคงอยู่ในนั้นตราบเท่าที่สภาวะภายนอกยังคงที่

สิ่งที่สำคัญที่สุดคือกรณีของความไม่สมดุลเนื่องจากการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารใดๆ ที่เกี่ยวข้องกับสมดุล ความดัน หรืออุณหภูมิ

ลองพิจารณาแต่ละกรณีเหล่านี้

เมื่อความเข้มข้นของสารใดๆ ที่มีส่วนร่วมในสมดุลเพิ่มขึ้น ความสมดุลจะเปลี่ยนไปสู่การบริโภคสารนี้ เมื่อความเข้มข้นของสารลดลง สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่การก่อตัวของสารนี้

ตัวอย่างเช่นสำหรับปฏิกิริยา

ให้เราแนะนำไฮโดรเจนเพิ่มเติมเข้าสู่ระบบ ตามกฎของการกระทำของมวลการเพิ่มความเข้มข้นของไฮโดรเจนจะทำให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าเพิ่มขึ้น - ปฏิกิริยาการสังเคราะห์ HI ในขณะที่อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับจะไม่เปลี่ยนแปลง ในทิศทางไปข้างหน้า ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นเร็วกว่าในทิศทางย้อนกลับ กล่าวคือ ความสมดุลเลื่อนไปทางขวา, เช่น. ในทิศทางของปฏิกิริยาไปข้างหน้า เมื่อความเข้มข้นเปลี่ยนไปในทิศทางตรงกันข้ามก็จะพูดถึง สมดุลเลื่อนไปทางซ้าย– ไปในทิศทางของปฏิกิริยาย้อนกลับ

2. เมื่อความดันเพิ่มขึ้นโดยการบีบอัดระบบ สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่จำนวนโมเลกุลของก๊าซที่ลดลง กล่าวคือ ในทิศทางของแรงกดดันที่ลดลง เมื่อความดันลดลง สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่การเพิ่มจำนวนโมเลกุลของก๊าซ เช่น ไปสู่ความกดดันที่เพิ่มขึ้น

สำหรับปฏิกิริยา

ความดันที่เพิ่มขึ้นควรเปลี่ยนสมดุลไปทางขวา (ทางด้านซ้ายจำนวนโมลของก๊าซคือ 3 ทางด้านขวา - 2)

ในกรณีที่ปฏิกิริยาเกิดขึ้นโดยไม่เปลี่ยนจำนวนโมเลกุลของก๊าซ ความสมดุลจะไม่ถูกรบกวนระหว่างการบีบอัดหรือการขยายตัวของระบบ เช่นในระบบ

ความสมดุลจะไม่ถูกรบกวนเมื่อปริมาตรเปลี่ยนแปลง เอาต์พุต HI ไม่ขึ้นกับแรงดัน

3. เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปตามทิศทางของปฏิกิริยาคายความร้อน และเมื่ออุณหภูมิลดลง จะเปลี่ยนไปตามทิศทางของปฏิกิริยาคายความร้อน

ดังนั้นการสังเคราะห์แอมโมเนียจึงเป็นปฏิกิริยาคายความร้อน ( ∆H)

เลื่อนไปทางซ้าย - ไปสู่การสลายตัวของแอมโมเนียเนื่องจากกระบวนการนี้เกิดขึ้นกับการดูดซับความร้อน

ในทางกลับกัน การสังเคราะห์ไนตริกออกไซด์ (II) เป็นปฏิกิริยาดูดความร้อน ( ∆N>0)

ดังนั้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น ความสมดุลในระบบก็จะสูงขึ้น
เลื่อนไปทางขวาเพื่อสร้าง NO

รูปแบบที่ปรากฏในตัวอย่างการพิจารณาความไม่สมดุลของสารเคมีถือเป็นกรณีพิเศษทั่วไป หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์:

หากมีผลกระทบใด ๆ ต่อระบบที่อยู่ในสมดุล ผลจากกระบวนการที่เกิดขึ้นในระบบนั้น สมดุลจะเปลี่ยนไปในทิศทางที่ผลกระทบจะลดลง

ความสมดุลทางเคมีที่ต่างกันยังเป็นไปตามหลักการของเลอชาเตอลิเยร์ด้วย วัสดุตั้งต้นที่เป็นของแข็งและผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาไม่ส่งผลต่อการเปลี่ยนแปลงของสมดุลเคมีต่างกัน

2.7. การแก้ปัญหาทั่วไป

ตัวอย่างที่ 1 คำนวณความเข้มข้นสมดุลของไฮโดรเจนและไอโอดีน หากทราบว่าความเข้มข้นเริ่มต้นของพวกมันคือ 0.02 โมล/ลิตร และความเข้มข้นสมดุลของ HI เท่ากับ 0.03 โมล/ลิตร คำนวณค่าคงที่สมดุล

สารละลาย.จากสมการปฏิกิริยา

H 2 +ฉัน 2 ↔ 2HI

จะเห็นได้ว่าการก่อตัวของ HI 0.03 โมล ต้องใช้ไฮโดรเจน 0.015 โมล และไอโอดีนในปริมาณเท่ากัน ดังนั้น ความเข้มข้นของสมดุลจึงเท่ากัน และมีค่าเท่ากับ 0.02 - 0.015 = 0.005 โมล/ลิตร และค่าคงที่สมดุล

.

ตัวอย่างที่ 2 ในระบบ
ความเข้มข้นของสารที่สมดุล
=0.3 โมล/ลิตร
=0.2 โมล/ลิตร และ
=1.2 โมล/ลิตร คำนวณค่าคงที่สมดุลของระบบและความเข้มข้นเริ่มต้นของคลอรีนและคาร์บอนมอนอกไซด์

สารละลาย.จากสมการปฏิกิริยาจะเห็นได้ชัดว่าสำหรับการก่อตัวของ 1.2 โมล
ใช้ไป 1.2 โมล
และ
- ดังนั้น ความเข้มข้นเริ่มต้นของคลอรีนคือ 0.3 + 1.2 = 1.5 โมล/ลิตร คาร์บอนมอนอกไซด์ 0.2 + 1.2 = 1.4 โมล/ลิตร ค่าคงที่สมดุล

ตัวอย่างที่ 3 อัตราการเกิดปฏิกิริยาระหว่างคาร์บอน (II) มอนอกไซด์กับออกซิเจนจะเพิ่มขึ้นกี่ครั้งหากความเข้มข้นของสารตั้งต้นเพิ่มขึ้นสามเท่า

สารละลาย. 1) เขียนสมการปฏิกิริยา:

ตามกฎแห่งการกระทำมวลชน

2) ให้เราแสดง
, แล้ว:

3) เมื่อความเข้มข้นของสารตั้งต้นเพิ่มขึ้น 3 เท่าเราจะได้:

, ก

4) คำนวณอัตราการเกิดปฏิกิริยา :

, เช่น. อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้น 27 เท่า

ตัวอย่างที่ 4 อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีจะเพิ่มขึ้นกี่ครั้งเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น 40°C หากค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเป็น 3

สารละลาย.ตามกฎของแวนต์ ฮอฟฟ์:

, เช่น. อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้น 81 เท่า

ตัวอย่างที่ 5 ปฏิกิริยาที่อุณหภูมิ 30°C ใช้เวลา 2 นาที ปฏิกิริยานี้จะใช้เวลานานเท่าใดจึงจะเสร็จสมบูรณ์ที่อุณหภูมิ 60°C ถ้าค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของอัตราเป็น 2

สารละลาย. 1) ตามกฎของ Van't Hoff:

2) อัตราการเกิดปฏิกิริยาแปรผกผันกับเวลาปฏิกิริยา ดังนั้น:

ตัวอย่างที่ 6 ปฏิกิริยาสำหรับการก่อตัวของไนตริกออกไซด์ (IV) แสดงโดยสมการ

อัตราปฏิกิริยาเดินหน้าและถอยหลังจะเปลี่ยนไปอย่างไรหากความดันเพิ่มขึ้น 3 เท่าและอุณหภูมิคงที่ การเปลี่ยนแปลงความเร็วนี้จะทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสมดุลหรือไม่?

สารละลาย.ให้ก่อนที่ความดันจะเพิ่มความเข้มข้นของไนตริกออกไซด์ (II) ออกซิเจนและไนตริกออกไซด์ (IV) คือ: = a, = b,

C แล้วอัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้า

,

ความเร็วปฏิกิริยาย้อนกลับ

.

เมื่อความดันเพิ่มขึ้น 3 เท่า ความเข้มข้นของรีเอเจนต์ทั้งหมดจะเพิ่มขึ้นตามปริมาณที่เท่ากัน: = 3a, = 3b, = 3c

อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะเป็น:

ความเร็วของปฏิกิริยาย้อนกลับจะกลายเป็น:

.

อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าเพิ่มขึ้น 27 เท่า และปฏิกิริยาย้อนกลับ 9 เท่า ความสมดุลจะเปลี่ยนไปสู่ปฏิกิริยาไปข้างหน้าซึ่งสอดคล้องกับหลักการของเลอชาเตอลิเยร์

ตัวอย่างที่ 7 ส่งผลต่อความสมดุลในระบบอย่างไร?

, (∆N

ก) ความดันลดลง;

b) อุณหภูมิเพิ่มขึ้น

c) เพิ่มความเข้มข้นของสารตั้งต้น?

สารละลาย.ตามหลักการของ Le Chatelier การลดลงของความดันจะนำไปสู่การเปลี่ยนแปลงในสมดุลต่อปฏิกิริยา ซึ่งนำไปสู่การเพิ่มขึ้นของปริมาตร เช่น ต่อปฏิกิริยาที่ตรงกันข้าม การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิจะนำไปสู่การเปลี่ยนแปลงในสมดุลไปสู่ปฏิกิริยาดูดความร้อน กล่าวคือ ต่อปฏิกิริยาที่ตรงกันข้าม และในที่สุดความเข้มข้นของสารเริ่มต้นที่เพิ่มขึ้นจะนำไปสู่การเปลี่ยนแปลงในสมดุลไปสู่การก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาเช่น ไปสู่ปฏิกิริยาโดยตรง

ตัวอย่างที่ 8 พิจารณาสมดุลเคมี

ให้เราพิจารณาความเข้มข้นสมดุลของ NH 3 สำหรับส่วนผสมสมดุลสองรายการ:

1. = 0.1 ม. และ = 0.1 ม.

2. =1.0 ม. และ = 0.1 ม.

ค่าคงที่สมดุล K = 6.0 ∙ 10 -2 ที่ 525 ˚С

สารละลาย.มาสร้างนิพจน์สำหรับค่าคงที่สมดุลเคมี แทนที่ปริมาณที่ทราบลงไปแล้วทำการคำนวณ

สมดุลเคมีเวอร์ชันแรก:

ที่ไหน

สมดุลเคมีรุ่นที่สอง

ที่ไหน

บทสรุป.เมื่อความเข้มข้นของ N2 (รีเอเจนต์) ในส่วนผสมสมดุลเพิ่มขึ้น ความเข้มข้นของ NH3 (ผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา) จะเพิ่มขึ้น

2.8. ปัญหาที่ต้องแก้ไขอย่างอิสระ

1. ควรเพิ่มความเข้มข้นของไฮโดรเจนในระบบกี่ครั้ง?

เพื่อให้อัตราการเกิดปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น 125 เท่า?

2. อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเปลี่ยนไปอย่างไร?

จะเกิดอะไรขึ้นถ้าแรงดันในระบบเพิ่มขึ้นสองเท่า?

3. ปฏิกิริยาระหว่างไนตริกออกไซด์ (II) และคลอรีนเกิดขึ้นตามสมการ

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเปลี่ยนแปลงอย่างไรเมื่อเพิ่มขึ้น:

ก) ความเข้มข้นของไนตริกออกไซด์เพิ่มขึ้นสองเท่า;

b) ความเข้มข้นของคลอรีนเพิ่มขึ้นสองเท่า;

c) ความเข้มข้นของสารทั้งสองเพิ่มขึ้นสองเท่า?

4. ที่อุณหภูมิ 150°C ปฏิกิริยาบางอย่างจะเสร็จสิ้นภายใน 16 นาที ใช้ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิเท่ากับ 2.5 คำนวณระยะเวลาหลังจากนั้นปฏิกิริยานี้จะสิ้นสุดที่ 80°C

5. ที่อุณหภูมิ 40°C ปฏิกิริยาจะใช้เวลา 36 นาที และที่ 60°C – ภายใน 4 นาที คำนวณค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของอัตราการเกิดปฏิกิริยา

6. อัตราของปฏิกิริยาบางอย่างที่ 100 0 C เท่ากับ 1 ปฏิกิริยาเดียวกันจะเกิดขึ้นช้าลงกี่เท่าที่อุณหภูมิ 10 0 C (ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของอัตราจะเท่ากับ 2)

7. เมื่อส่วนผสมของปฏิกิริยาเย็นลงจาก 50 0 ถึง 20 0 C อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีลดลง 27 เท่า คำนวณค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยานี้

8. เขียนนิพจน์ทางคณิตศาสตร์สำหรับค่าคงที่สมดุลเคมีของปฏิกิริยาแต่ละปฏิกิริยาต่อไปนี้:

เมื่อเสร็จสิ้นภารกิจนี้ ควรให้ความสนใจเป็นพิเศษกับข้อเท็จจริงที่ว่าสารบางชนิดซึ่งเป็นผู้มีส่วนร่วมในปฏิกิริยานั้นอยู่ในสถานะของแข็ง

9. คำนวณค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา

ถ้าความเข้มข้นของความสมดุลเท่ากัน

10. ใช้หลักการของเลอชาเตอลิเยร์ในการทำนายสภาวะที่เพิ่มผลผลิตของปฏิกิริยาต่อไปนี้โดยการเปลี่ยนสมดุล:

, (∆N

11. ในบรรดาปฏิกิริยาที่ให้มา ให้ระบุปฏิกิริยาที่ความดันเพิ่มขึ้นจะเปลี่ยนสมดุลเคมีไปทางขวา:

ก)
;

ข)
;

วี)
;

ช)
;

ง)
;

12. ที่อุณหภูมิหนึ่ง ค่าคงที่สมดุลของกระบวนการคือ

ความเข้มข้นเริ่มต้นของ Н2 และ НСО คือ 4 โมล/ลิตร และ 3 โมล/ลิตร ตามลำดับ ความเข้มข้นสมดุลของ CH 3 OH คืออะไร?

13. ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นตามสมการ 2A ↔ B ความเข้มข้นเริ่มต้นของสาร A คือ 0.2 โมล/ลิตร ค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาคือ 0.5 คำนวณความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้น

14. ที่อุณหภูมิหนึ่ง ความเข้มข้นสมดุลของซัลฟิวริกแอนไฮไดรด์ที่เกิดขึ้นจากปฏิกิริยาคือ

,

เท่ากับ 0.02 โมล/ลิตร ความเข้มข้นเริ่มต้นของซัลเฟอร์ไดออกไซด์และออกซิเจนเท่ากับ 0.06 และ 0.07 โมล/ลิตร ตามลำดับ คำนวณค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา

หัวข้อที่ 3 โครงสร้างอะตอมและระบบธาตุขององค์ประกอบ D.I. เมนเดลีฟ

3.1. โครงสร้างอะตอมรุ่นแรก

ในปี พ.ศ. 2440 เจ. ทอมสัน (อังกฤษ) ค้นพบอิเล็กตรอน และในปี พ.ศ. 2452 อาร์. มัลลิเคน ได้กำหนดประจุของมันซึ่งเท่ากับ 1.6 · 10 -19 องศาเซลเซียส มวลของอิเล็กตรอนคือ 9.11 ∙ 10 -28 กรัม ในปี พ.ศ. 2447 เจ. ทอมสันได้เสนอแบบจำลองโครงสร้างของอะตอมตามที่อะตอมสามารถแสดงเป็นทรงกลมบวกโดยมีอิเล็กตรอนกระจายอยู่

ในปี 1910 ในห้องปฏิบัติการของ E. Rutherford (ประเทศอังกฤษ) ในการทดลองเกี่ยวกับการระดมยิงฟอยล์โลหะด้วยอนุภาค α พบว่าอนุภาค α บางส่วนกระจัดกระจายโดยฟอยล์ จากกรณีนี้ รัทเทอร์ฟอร์ดสรุปว่า ณ ศูนย์กลางของอะตอมจะมีนิวเคลียสขนาดเล็กที่มีประจุบวกล้อมรอบด้วยอิเล็กตรอน รัศมีของนิวเคลียสอยู่ในช่วง 10 -14 – 10 -15 ม. เช่น 10 4 – 10 เล็กกว่าขนาดของอะตอม 5 เท่า รัทเทอร์ฟอร์ดทำนายการมีอยู่ของโปรตอนและมวลของมันซึ่งมีมวลเป็น 1,800 เท่าของมวลอิเล็กตรอน

ในปี พ.ศ. 2453 รัทเทอร์ฟอร์ดได้เสนอแบบจำลองดาวเคราะห์นิวเคลียร์ของอะตอม ซึ่งประกอบด้วยนิวเคลียสหนักซึ่งมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่ในวงโคจร เช่นเดียวกับดาวเคราะห์ในระบบสุริยะ อย่างไรก็ตาม ตามที่ทฤษฎีของสนามแม่เหล็กไฟฟ้าแสดงให้เห็น อิเล็กตรอนในกรณีนี้ควรเคลื่อนที่เป็นเกลียว ปล่อยพลังงานออกมาอย่างต่อเนื่อง และตกลงสู่นิวเคลียส

สเปกตรัมอะตอมเมื่อได้รับความร้อน สารจะปล่อยรังสีออกมา (รังสี) ถ้ารังสีมีความยาวคลื่นเดียว จะเรียกว่าเอกรงค์เดียว ในกรณีส่วนใหญ่ การแผ่รังสีจะมีลักษณะเฉพาะโดยมีความยาวคลื่นหลายช่วง เมื่อรังสีถูกสลายเป็นส่วนประกอบที่มีสีเดียว จะได้สเปกตรัมของรังสี โดยที่ส่วนประกอบแต่ละส่วนจะแสดงเป็นเส้นสเปกตรัม ในรูปที่ 3.1 แสดงสเปกตรัมอะตอมของไฮโดรเจน ความยาวคลื่นที่สอดคล้องกับสเปกตรัมอะตอมของไฮโดรเจนถูกกำหนดโดยสมการบัลเมอร์

. (3.1)

โดยที่ λ – ความยาวคลื่น; R – ค่าคงที่ริดเบิร์ก (1,09678 ซม. -1); n และ m เป็นจำนวนเต็ม (n = 1 สำหรับอนุกรม Lyman, n = 2 สำหรับอนุกรม Balmer, n = 3 สำหรับอนุกรม Paschen; m = 2, 3, 4 สำหรับอนุกรม Lyman, m = 3, 4, 5 สำหรับ Balmer, m = 4, 5, 6 – สำหรับซีรีส์ Paschen)

ควอนตัมและแบบจำลองบอร์ในปี 1900 เอ็ม. พลังค์ (เยอรมนี) เสนอแนะว่าสสารดูดซับและปล่อยพลังงานในส่วนที่แยกจากกัน ซึ่งเขาเรียกว่าควอนต้า พลังงานควอนตัม อีสัดส่วนกับความถี่ของการแผ่รังสี (การสั่น) ν:

,

โดยที่ – h – ค่าคงที่ของพลังค์ (6.626∙10 -34 J s) ν = с/แล, с – ความเร็วแสง; แลมบ์ – ความยาวคลื่น

ในปี 1913 นักวิทยาศาสตร์ชาวเดนมาร์ก N. Bohr ใช้แบบจำลองของ Rutherford และทฤษฎีของ Planck ได้เสนอแบบจำลองโครงสร้างของอะตอมไฮโดรเจนตามที่อิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสไม่อยู่ในใดๆ แต่เฉพาะในวงโคจรที่อนุญาตเท่านั้น ซึ่งในนั้น อิเล็กตรอนมีพลังงานบางอย่าง เมื่ออิเล็กตรอนเคลื่อนที่จากวงโคจรหนึ่งไปอีกวงหนึ่ง อะตอมจะดูดซับหรือปล่อยพลังงานออกมาในรูปของควอนตัม แต่ละวงโคจรมีตัวเลข n (1, 2, 3, 4,...) ซึ่งเรียกว่าเลขควอนตัมหลัก บอร์คำนวณรัศมีของวงโคจร รัศมีของวงโคจรแรกคือ 5.29∙10 -13 ม. รัศมีของวงโคจรอื่นเท่ากับ:

พลังงานอิเล็กตรอน (eV) ขึ้นอยู่กับค่าของควอนตัมหลัก

เครื่องหมายพลังงานลบหมายถึงความเสถียรของระบบ ซึ่งจะมีเสถียรภาพมากขึ้นเมื่อพลังงานต่ำ (ยิ่งเป็นลบ) อะตอมไฮโดรเจนมีพลังงานขั้นต่ำเมื่ออิเล็กตรอนอยู่ในวงโคจรแรก (n=1) ภาวะนี้เรียกว่า หลัก- เมื่ออิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปยังวงโคจรที่สูงขึ้น อะตอมจะกลายเป็น ตื่นเต้น- สถานะของอะตอมนี้ไม่เสถียร

ทฤษฎีของบอร์ได้รับการยืนยันจากการทดลอง อย่างไรก็ตาม เธอไม่สามารถอธิบายพฤติกรรมของอิเล็กตรอนในสนามแม่เหล็กและเส้นสเปกตรัมของอะตอมทั้งหมดได้ ทฤษฎีของบอร์กลายเป็นว่าไม่เหมาะสมสำหรับอะตอมหลายอิเล็กตรอน มีความจำเป็นที่จะต้องมีแบบจำลองใหม่ของอะตอมโดยอาศัยการค้นพบในพิภพเล็ก ๆ

3.2. แบบจำลองทางกลควอนตัมของอะตอมไฮโดรเจนลักษณะคู่ของอิเล็กตรอน

ในปี 1905 ก. ไอน์สไตน์ทำนายว่ารังสีใดๆ ก็ตามจะเป็นกระแสของพลังงานควอนตัมที่เรียกว่าโฟตอน จากทฤษฎีของไอน์สไตน์ สรุปได้ว่าแสงมีลักษณะเป็นคู่ (คลื่นอนุภาค)

. (3.2)

ในปี 1924 Louis de Broglie (ฝรั่งเศส) แนะนำว่าอิเล็กตรอนมีลักษณะเป็นคู่ของอนุภาคและคลื่นด้วย สิ่งนี้ได้รับการยืนยันในภายหลังโดยการทดลองการเลี้ยวเบนของผลึก De Broglie เสนอสมการที่เกี่ยวข้องกับความยาวคลื่น γ ของอิเล็กตรอนหรืออนุภาคอื่นใดที่มีมวล m และความเร็ว ν

De Broglie เรียกคลื่นของสสาร อนุภาค คลื่นวัสดุ เป็นลักษณะของอนุภาคหรือวัตถุทั้งหมด อย่างไรก็ตาม ตามที่สมการ (3.2) บอกเป็นนัย สำหรับมาโครบอดีนั้น ความยาวคลื่นมีขนาดเล็กมากจนไม่สามารถตรวจพบได้ในปัจจุบัน ดังนั้น สำหรับวัตถุที่มีมวล 1,000 กิโลกรัม เคลื่อนที่ด้วยความเร็ว 108 กม./ชม. (30 ม./วินาที) แล = 2.21·10 -38 ม.

ในปีพ.ศ. 2470 W. Heisenberg (เยอรมนี) ได้ตั้งสมมติฐานเกี่ยวกับหลักการความไม่แน่นอน โดยพื้นฐานแล้วตำแหน่งและโมเมนตัมของอนุภาคมูลฐานของอะตอม (อนุภาคขนาดเล็ก) นั้นเป็นไปไม่ได้ที่จะระบุเมื่อใดก็ได้ด้วยความแม่นยำสูงสุด ในเวลาที่กำหนด สามารถกำหนดคุณสมบัติเหล่านี้ได้เพียงรายการเดียวเท่านั้น E. Schrödinger (ออสเตรีย) ในปี 1926 ได้รับคำอธิบายทางคณิตศาสตร์เกี่ยวกับพฤติกรรมของอิเล็กตรอนในอะตอม

ผลงานของ Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg และ Schrödinger ผู้เสนอสมการคลื่น ได้วางรากฐานสำหรับกลศาสตร์ควอนตัม ซึ่งศึกษาการเคลื่อนไหวและปฏิสัมพันธ์ของอนุภาคขนาดเล็กวงโคจร ตามแนวคิดทางกลควอนตัม เป็นไปไม่ได้ที่จะระบุพลังงานและตำแหน่งของอิเล็กตรอนได้อย่างแม่นยำ ดังนั้นในแบบจำลองทางกลควอนตัมของอะตอม จึงใช้แนวทางความน่าจะเป็นเพื่อระบุลักษณะของตำแหน่งของอิเล็กตรอน ความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนในพื้นที่เฉพาะนั้นอธิบายได้ด้วยฟังก์ชันคลื่น ψ ซึ่งกำหนดลักษณะความกว้างของคลื่นตามฟังก์ชันของพิกัดของอิเล็กตรอน ในกรณีที่ง่ายที่สุด ฟังก์ชันนี้ขึ้นอยู่กับพิกัดเชิงพื้นที่สามพิกัดและถูกเรียก ตามคำจำกัดความของ ψ จะได้ว่า วงโคจรเป็นพื้นที่ของอวกาศซึ่งมีแนวโน้มที่จะพบอิเล็กตรอนมากที่สุดควรสังเกตว่าแนวคิดเรื่องวงโคจรแตกต่างอย่างมีนัยสำคัญจากแนวคิดเรื่องวงโคจร ซึ่งในทฤษฎีของบอร์หมายถึงเส้นทางของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสของอะตอม ขนาดของพื้นที่ที่วงโคจรครอบครองมักจะมีความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนภายในอย่างน้อย 95%

เนื่องจากอิเล็กตรอนมีประจุลบ วงโคจรของอิเล็กตรอนจึงแสดงถึงการกระจายประจุที่แน่นอน ซึ่งเรียกว่า คลาวด์อิเล็กทรอนิกส์.

ตัวเลขควอนตัมเพื่อระบุลักษณะพฤติกรรมของอิเล็กตรอนในอะตอม จึงมีการแนะนำตัวเลขควอนตัม ได้แก่ เงินต้น ออร์บิทัล แม่เหล็ก และสปิน

เลขควอนตัมหลักnกำหนดพลังงานและขนาดของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน เลขควอนตัมหลักใช้ค่า 1,2,3,4,5,... และระบุลักษณะของเปลือกหรือระดับพลังงาน ยิ่ง n มาก พลังงานก็จะยิ่งสูงขึ้น เชลล์ (ระดับ) มีการกำหนดตัวอักษร: K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), Q (n = 5), การเปลี่ยนอิเล็กตรอนจากเปลือกเดียว (ระดับ ) ไปยังอีกอันหนึ่งจะมาพร้อมกับการปล่อยพลังงานควอนตัมซึ่งสามารถปรากฏในรูปแบบของสเปกตรัม (ดูรูปที่ 3.1)

เลขควอนตัมวงโคจรลกำหนดรูปร่างของวงโคจรของอะตอม เปลือกอิเล็กทรอนิกส์ถูกแบ่งออกเป็นเปลือกย่อย ดังนั้นเลขควอนตัมของวงโคจรจึงแสดงลักษณะเฉพาะของระดับย่อยพลังงานในเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมด้วย

ตัวเลขควอนตัมในวงโคจรใช้ค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ 0 ถึง (n-1) Subshells ยังถูกกำหนดด้วยตัวอักษร:

เปลือกย่อย (ระดับย่อย)………… s p d f

เลขควอนตัมวงโคจร ล……………0 1 2 3

อิเล็กตรอนที่มีเลขควอนตัมในวงโคจรเป็น 0 เรียกว่า ส- อิเล็กตรอนวงโคจรและเมฆอิเล็กตรอนจึงมีรูปร่างเป็นทรงกลม (รูปที่ 3.2, ก)

อิเล็กตรอนที่มีควอนตัมวงโคจรหมายเลข 1 ถูกเรียกว่า พี- อิเล็กตรอนออร์บิทัลและเมฆอิเล็กตรอนจึงมีรูปร่างคล้ายดัมเบล (รูปที่ 3.2, b)

อิเล็กตรอนที่มีเลขควอนตัมในวงโคจรเป็น 2 เรียกว่า ง– อิเล็กตรอน- วงโคจรมีรูปร่างเป็นดอกกุหลาบสี่แฉก (รูปที่ 3.2, c)

อิเล็กตรอนที่มีเลขควอนตัมในวงโคจรเท่ากับ 3 เรียกว่า ฉ– อิเล็กตรอน- รูปร่างของออร์บิทัลนั้นซับซ้อนกว่ารูปร่างของออร์บิทัล d เสียอีก

เชลล์แรก (n=1) สามารถมีได้หนึ่ง (s–), เชลล์ที่สอง (n=2) สอง (s- และ p-), เชลล์ที่สาม (n=3) สาม (s-, p-, d- ) ในส่วนที่สี่ (n=4) มีสี่เชลล์ย่อย (s-, p-, d-, f-)

เลขควอนตัมแม่เหล็ก ม ลกำหนดลักษณะของวงโคจรในอวกาศ (ดูรูปที่ 3.2)

ดังนั้นในเชลล์ย่อย s ( ล= 0) มีหนึ่งวงโคจร ( ม ล= 0) ในเชลล์ย่อย p ( ล= 1) – สามวงโคจร ( ม ล= -1, 0, +1) ในเชลล์ย่อย d ( ล= 2) ห้าวงโคจร ( ม ล = -2, -1, 0, +1, +2).

วงโคจรของอะตอมวงโคจรของอิเล็กตรอนแต่ละตัวในอะตอม (วงโคจรของอะตอม, AO) สามารถกำหนดลักษณะเฉพาะด้วยเลขควอนตัมสามตัว n ลและ ม ล .

ตามอัตภาพ ออร์บิทัลของอะตอมถูกกำหนดให้อยู่ในรูปของกล่อง

ดังนั้น สำหรับ s-subshell จะมีหนึ่ง AO สำหรับ p-subshell จะมี AO หมุนสามตัว งาน... อาจจะ เป็น เป็นอิสระ... หนังสือเรียน เบี้ยเลี้ยงในสังคมวิทยา สำหรับ นักเรียนมหาวิทยาลัย -

หากระบบในสมดุลเคมีอยู่ภายใต้อิทธิพลจากภายนอก กระบวนการจะเกิดขึ้นในระบบซึ่งมีแนวโน้มที่จะทำให้อิทธิพลนี้อ่อนลง

เพื่อให้เข้าใจหลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ได้ดีขึ้น ให้พิจารณาปฏิกิริยาเคมีง่ายๆ สารสองชนิด (รีเอเจนต์) มีปฏิกิริยาต่อกัน จากการปฏิสัมพันธ์ทำให้เกิดสารตัวที่สาม (ผลิตภัณฑ์) ซึ่งมีแนวโน้มที่จะแยกออกเป็นสารดั้งเดิม ซึ่งสามารถแสดงได้ด้วยสมการต่อไปนี้:

ลูกศรคู่บ่งบอกถึงปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ เมื่อปฏิกิริยาโดยตรงเกิดขึ้นจากซ้ายไปขวา สาร C จะถูกสร้างขึ้นจากสาร A และ B ในกรณีของปฏิกิริยาย้อนกลับ (จากขวาไปซ้าย) สาร C จะถูกแบ่งออกเป็นสาร A และ B เมื่อระบบนี้อยู่ในสารเคมี สมดุล อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน - ในหนึ่ง ณ จุดหนึ่งในระบบที่กำหนดโมเลกุลของสาร C จะเกิดขึ้นและที่อื่นอีกโมเลกุลของสาร C จะสลายตัว

หากมีการเติมสาร A มากเกินไปในระบบ สมดุลก็จะหยุดชะงักชั่วคราว เนื่องจากอัตราการก่อตัวของสาร C จะเพิ่มขึ้น แต่ยิ่งความเข้มข้นของสาร C เพิ่มขึ้นเร็วเท่าไร มันก็จะสลายตัวเร็วขึ้นเท่านั้น - จนกระทั่งถึงสภาวะสมดุล เกิดขึ้นอีกครั้งระหว่างปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับ จากนั้นอัตราการก่อตัวของสาร C จากสาร A และ B จะเท่ากับอัตราการแยกสาร C ออกเป็นสาร A และ B

ผลของหลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์สามารถเห็นได้จากตัวอย่างของการเปลี่ยนแปลง องค์ประกอบทางเคมีฝนหรือละลายยาแก้ท้องเฟ้อ (ลดความเป็นกรดของน้ำย่อย) เม็ดในน้ำ ในทั้งสองกรณี ปฏิกิริยาเคมีจะเกี่ยวข้องด้วย คาร์บอนไดออกไซด์(CO 2) น้ำ (H 2 O) และกรดคาร์บอนิก (H 2 CO 3):

CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

เมื่อฝนตกกระทบอากาศ มันจะดูดซับคาร์บอนไดออกไซด์ และความเข้มข้นทางด้านซ้ายของปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้น เพื่อรักษาสมดุล จึงเกิดกรดคาร์บอนิกมากขึ้น ส่งผลให้ฝนกลายเป็นกรด ( ซม- ฝนกรด) การเติมคาร์บอนไดออกไซด์จะเปลี่ยนสมดุลของปฏิกิริยาไปทางขวา ปฏิกิริยาตรงกันข้ามเกิดขึ้นเมื่อวางยาลดกรด (สารที่ทำให้กรดเป็นกลาง) ลงในน้ำ โซเดียมไบคาร์บอเนต (ยาลดกรด) ทำปฏิกิริยากับน้ำจนเกิดเป็นกรดคาร์บอนิก ทำให้ความเข้มข้นของสารทางด้านขวาของปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น เพื่อคืนความสมดุล กรดคาร์บอนิกจะสลายตัวเป็นน้ำและคาร์บอนไดออกไซด์ ซึ่งเราสังเกตเห็นในรูปของฟองอากาศ

อองรี หลุยส์ เลอ ชาเตอลิเยร์, ค.ศ. 1850-1936

นักเคมีชาวฝรั่งเศส เกิดที่ Miribel-les-Echelles ในครอบครัวนักวิทยาศาสตร์ เขาได้รับการศึกษาที่ Paris Polytechnic School อันทรงเกียรติ เขาเป็นศาสตราจารย์ที่ Higher School of Mines และที่ Sorbonne และต่อมาได้รับการแต่งตั้งให้เป็นผู้ตรวจราชการเหมืองแร่และเหมืองแร่แห่งฝรั่งเศส (ก่อนหน้านี้บิดาของเขาดำรงตำแหน่งนี้) Le Chatelier ศึกษาปฏิกิริยาทางเคมีที่เกี่ยวข้องกับอุบัติเหตุในเหมืองและการผลิตโลหะวิทยา และเข้าร่วมในการศึกษาการระเบิดของเพลิงไหม้ เขาพัฒนาเทอร์โมอิเล็กทริกไพโรมิเตอร์ (อุปกรณ์ออพติคัลสำหรับระบุอุณหภูมิของวัตถุร้อนตามสี) และเบรกไฮดรอลิกสำหรับรถไฟ คิดค้นการเชื่อมด้วยออกซิเจนอะเซทิลีน

ในบางกรณี สารที่เกิดจากปฏิกิริยาจะมีปฏิกิริยาระหว่างกันหรือสลายตัว จากนั้นปฏิกิริยาทั้งสองจะเกิดขึ้นพร้อมกันในระบบ: ทางตรง (เกิดผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยา) และปฏิกิริยาย้อนกลับ (สารตั้งต้นจะถูกสังเคราะห์อีกครั้ง) หากอัตราของกระบวนการเดินหน้าและย้อนกลับตรงกันในระบบที่พิจารณา ความสมดุลจะเกิดขึ้นซึ่งเรียกว่าเคมี นี่คือสมดุลแบบไดนามิก เนื่องจากปฏิกิริยาไม่ได้หยุด แต่มีปริมาณของสารที่เท่ากันเกิดขึ้นและสลายตัวในเวลาเดียวกัน ที่อุณหภูมิและความดันคงที่ สถานการณ์นี้อาจคงอยู่เป็นเวลานาน มันถูกนำเสนอแบบกราฟิกด้านล่าง ด้วยความเร็วที่เท่ากัน เราหมายถึงค่าคงที่ที่แน่นอนเท่ากับความเร็วของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับ

หลักการเลื่อนสมดุลเคมี

หลักการของการกระจัด (กะ) ของความสมดุลถูกค้นพบในปี พ.ศ. 2427 โดยเลอ ชาเตอลิเยร์ ต่อมาได้รับการสรุปโดยคาร์ล เฟอร์ดินันด์ เบราน์ (พ.ศ. 2430) ดังนั้นในปัจจุบันจึงมีชื่อซ้ำกัน - หลักการ Le Chatelier-Brown กฎข้อนี้ใช้ทั้งในวิชาเคมีและอุณหพลศาสตร์ ไฟฟ้าพลศาสตร์ นิเวศวิทยา และชีวเคมี มีหลายสูตร แต่สาระสำคัญของแต่ละสูตรมีดังต่อไปนี้: “เมื่ออิทธิพลใดๆ เกิดขึ้นกับระบบที่อยู่ในสถานะสมดุล สมดุลเคมีจะเปลี่ยนไปในลักษณะเพื่อชดเชยการเปลี่ยนแปลงนี้ (เช่น ระบบจะพยายามคืนความสมดุล)” หลักการที่อธิบายไว้สามารถแสดงให้เห็นได้อย่างชัดเจนโดยใช้ระบบดังต่อไปนี้ มีสปริงติดอยู่กับส่วนรองรับแบบตายตัว เมื่อหยุดนิ่ง ระบบนี้จะอยู่ในสภาวะสมดุล หากสปริงถูกยืดออก ความสมดุลก็จะเลื่อนไปด้านข้าง อิทธิพลภายนอก- อย่างไรก็ตาม ขณะเดียวกัน ฝ่ายค้านก็กำลังเติบโตในระบบเช่นกัน และเมื่อถึงจุดหนึ่ง พลังแห่งการตอบโต้และอิทธิพลภายนอกจะเท่ากันซึ่งเป็นผลมาจากสภาวะสมดุลใหม่เกิดขึ้น

หลักการของ Le Chatelier ใช้ได้กับระบบที่อยู่ในสมดุลเท่านั้น ไม่เช่นนั้นผลลัพธ์ของการวิเคราะห์จะไม่ถูกต้อง การเปลี่ยนแปลงที่ทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสมดุลเคมีมีสามพารามิเตอร์หลัก ได้แก่ ความดัน อุณหภูมิ และความเข้มข้นของสารเคมี

อุณหภูมิ

การเปลี่ยนแปลงของอุณหภูมิเป็นสาเหตุที่พบบ่อยที่สุดของการเปลี่ยนแปลงในสมดุลเคมี ซึ่งเป็นเรื่องที่เข้าใจได้ เนื่องจากปัจจัยนี้มีอิทธิพลได้ง่ายกว่าตัวอย่างเช่น ความดัน ควรกล่าวถึงที่นี่ว่าปฏิกิริยาแบ่งออกเป็นสองประเภทตามผลกระทบทางความร้อน ในหมู่พวกเขามีดังต่อไปนี้: คายความร้อน (เมื่อปล่อยความร้อน) และดูดความร้อน (ด้วยการดูดซับ) สมดุลเคมีในกรณีนี้จะเปลี่ยนไปอย่างไร? ในกรณีนี้ หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์สรุปได้ดังต่อไปนี้: เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นพร้อมกับการดูดซับความร้อน และเมื่อมันลดลง ตามลำดับ ในทิศทางตรงกันข้าม ดังนั้น หากคุณเพิ่มอุณหภูมิสำหรับปฏิกิริยาที่แสดงด้านล่าง สมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวา

ปฏิกิริยาไปข้างหน้าส่วนใหญ่เป็นปฏิกิริยาคายความร้อน ในขณะที่ปฏิกิริยาย้อนกลับเป็นแบบดูดความร้อน (นี่ไม่ใช่กฎ แต่เป็นข้อสังเกตซึ่งสามารถพบข้อยกเว้นได้หลายประการ)

ความดัน

เมื่อความดันเปลี่ยนแปลง พารามิเตอร์ถัดไปของระบบจะถูกเปลี่ยน - ปริมาตร (เพิ่มขึ้นหรือลดลง) ดังนั้นอิทธิพลจากความช่วยเหลือของพารามิเตอร์นี้จึงมีผลอย่างมากต่อระบบที่มีก๊าซอยู่ ในกรณีนี้หลักการของสมดุลเคมีมีดังนี้ หากความดันในระบบเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่การลดจำนวนโมเลกุลของก๊าซ และเมื่อความดันลดลง สมดุลจะเคลื่อนที่ไปในทิศทางตรงกันข้าม หากจำนวนโมเลกุลของก๊าซไม่เปลี่ยนแปลงระหว่างปฏิกิริยา สมดุลจะไม่เปลี่ยนตามการเปลี่ยนแปลงของความดัน ดังเช่น ในปฏิกิริยาต่อไปนี้

อย่างไรก็ตาม ในทางปฏิบัติ หลักการนี้ใช้ได้กับก๊าซในอุดมคติเท่านั้น เนื่องจากก๊าซจริงทั้งหมดมีความสามารถในการอัดที่แตกต่างกัน ดังนั้นแม้ว่าจำนวนโมเลกุลของก๊าซจะคงที่ แต่ความสมดุลก็อาจขึ้นอยู่กับความดัน ในทางปฏิบัติสิ่งนี้จะเห็นได้ชัดเจนที่ความกดดันสูง ในกรณีของสารของเหลวและของแข็ง การเปลี่ยนแปลงของความดันแทบไม่มีผลกระทบต่อความสมดุลเนื่องจากมีปริมาตรน้อยที่ครอบครองโดยสารดังกล่าว เมื่อพิจารณาระบบผสม จะพิจารณาเฉพาะโมเลกุลของก๊าซเท่านั้น

การเปลี่ยนแปลงในสมดุลของระบบอันเป็นผลมาจากการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารใดๆ ที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยา

เมื่อเปลี่ยนความเข้มข้นของสาร หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์มีดังต่อไปนี้ เมื่อความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่ปฏิกิริยาย้อนกลับ เมื่อปริมาณของสารที่เกิดขึ้นลดลง สมดุลจะเคลื่อนที่ไปในทิศทางตรงกันข้าม

จะเกิดอะไรขึ้นถ้าคุณเติมก๊าซเฉื่อย

คุณสามารถเปลี่ยนปริมาตรของระบบได้ไม่เพียงแต่โดยการบีบอัดหรือลดความดันเท่านั้น แต่ยังโดยการเติมก๊าซเฉื่อยที่จะไม่ทำปฏิกิริยาอีกด้วย จะเกิดอะไรขึ้นกับระบบเมื่อมีการเติมฮีเลียมเข้าไป เป็นต้น? ในความเป็นจริงน่าจะไม่มีอะไรเกิดขึ้นเนื่องจากอัตราส่วนของสารที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาจะไม่เปลี่ยนแปลงและสิ่งที่สำคัญสำหรับกระบวนการนี้ไม่ใช่ความดันรวมของระบบ แต่เป็นความดันบางส่วนของแต่ละส่วนประกอบ

ผลกระทบของตัวเร่งปฏิกิริยา

ปริมาณของตัวเร่งปฏิกิริยาและการมีอยู่โดยทั่วไปไม่ส่งผลต่อการเปลี่ยนแปลงของสมดุลเคมี สิ่งนี้เกิดขึ้นเนื่องจากองค์ประกอบนี้เร่งปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับอย่างเท่าเทียมกันทำให้สมดุลในระบบไม่เปลี่ยนแปลง

วิธีการศึกษาสมดุลเคมี

การพิจารณาอย่างละเอียดเกี่ยวกับสมดุลทางเคมีเป็นสิ่งสำคัญมากสำหรับการทำความเข้าใจกระบวนการอย่างสมบูรณ์ หนึ่งในเทคนิคที่ใช้บ่อยที่สุดคือวิธีการที่เรียกว่าสมดุลการเยือกแข็ง ส่งผลให้ระบบเย็นลงอย่างรวดเร็วซึ่งอยู่ในสภาวะสมดุล ความสมดุลไม่มีเวลาเปลี่ยน และที่อุณหภูมิต่ำ อัตราของกระบวนการส่วนใหญ่จะช้าลงจนเกือบเป็นศูนย์ ด้วยเหตุนี้จึงเป็นไปได้ที่จะวิเคราะห์องค์ประกอบของส่วนผสมได้อย่างเต็มที่ที่อุณหภูมิใด ๆ (ความเข้มข้นของสารที่เข้าร่วมในปฏิกิริยาที่ศูนย์องศาจะสอดคล้องกับจำนวนส่วนประกอบที่อุณหภูมิที่เริ่มลดลง) การทดลองนี้ดำเนินการหลายครั้งโดยเกิดปฏิกิริยาทั้งสองทิศทาง

มีการกลับไม่ได้อย่างสมบูรณ์หรือไม่?

เป็นไปไม่ได้ที่จะเปลี่ยนสมดุลเคมีไปด้านใดด้านหนึ่งโดยสิ้นเชิง แม้จะมีการกระจัดสัมบูรณ์ที่ชัดเจน แต่ก็ยังมีโมเลกุลจำนวนเล็กน้อยที่เหลืออยู่ซึ่งจะทำปฏิกิริยาในทิศทางตรงกันข้ามเสมอ

ในทางปฏิบัติ ปฏิกิริยาเกือบทั้งหมดสามารถย้อนกลับได้ และการจะมองเห็นผลกระทบนี้รุนแรงเพียงใดนั้นมักจะขึ้นอยู่กับอุณหภูมิ (บ่อยครั้งที่สมดุลจะเปลี่ยนไปอย่างรุนแรงไปด้านใดด้านหนึ่ง ดังนั้นจึงสังเกตเห็นได้เฉพาะเมื่อสภาวะเปลี่ยนแปลงเท่านั้น) เป็นเพราะความชุกของปฏิกิริยาเคมีที่ผันกลับได้นี้ การศึกษาสมดุลจึงมีความสำคัญเป็นพิเศษ

ตัวอย่างของการสังเคราะห์ที่มีการเปลี่ยนสมดุลเคมีในระหว่างการผลิต

ในการผลิต สมดุลเคมีมักจะเลื่อนไปในทิศทางของปฏิกิริยาไปข้างหน้าเพื่อให้ได้ผลิตภัณฑ์จากปฏิกิริยาตามลำดับ มีตัวอย่างมากมายของการสังเคราะห์ดังกล่าว: การผลิตแอมโมเนีย, ซัลเฟอร์ออกไซด์ (VI), ไนโตรเจนออกไซด์ (II) เป็นต้น

สถานะของสมดุลเคมีจะคงอยู่ภายใต้สภาวะคงที่ที่กำหนดตลอดเวลา เมื่อเงื่อนไขเปลี่ยนแปลง สภาวะสมดุลจะหยุดชะงัก เนื่องจากในกรณีนี้ อัตราของกระบวนการที่ตรงกันข้ามจะเปลี่ยนเป็นระดับที่ต่างกัน อย่างไรก็ตาม หลังจากผ่านไประยะหนึ่ง ระบบจะเข้าสู่สภาวะสมดุลอีกครั้ง แต่คราวนี้สอดคล้องกับเงื่อนไขที่เปลี่ยนแปลงใหม่

การเปลี่ยนแปลงของความสมดุลขึ้นอยู่กับการเปลี่ยนแปลงของเงื่อนไขใน มุมมองทั่วไปถูกกำหนดโดยหลักการของ Le Chatelier (หรือหลักการของสมดุลการเคลื่อนที่): ถ้าระบบที่อยู่ในสมดุลได้รับอิทธิพลจากภายนอกโดยการเปลี่ยนแปลงเงื่อนไขใดๆ ที่กำหนดตำแหน่งสมดุล ระบบจะเปลี่ยนทิศทางของกระบวนการ ซึ่งเป็นแนวทางที่ทำให้ผลกระทบของผลกระทบที่เกิดขึ้นลดลง

ดังนั้นการเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในทิศทางของสมดุลในทิศทางของกระบวนการซึ่งมาพร้อมกับการดูดซับความร้อน และอุณหภูมิที่ลดลงจะกระทำในทิศทางตรงกันข้าม ในทำนองเดียวกัน การเพิ่มขึ้นของความดันจะเปลี่ยนสมดุลไปในทิศทางของกระบวนการพร้อมกับปริมาตรที่ลดลง และความดันที่ลดลงจะกระทำในทิศทางตรงกันข้าม ตัวอย่างเช่น ในระบบสมดุล 3H 2 + N 2 2H 3 N, H o = -46.2 kJ การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิจะช่วยเพิ่มการสลายตัวของ H 3 N ไปเป็นไฮโดรเจนและไนโตรเจน เนื่องจากกระบวนการนี้เป็นกระบวนการดูดความร้อน ความดันที่เพิ่มขึ้นจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่การก่อตัวของ H 3 N เนื่องจากปริมาตรลดลง

หากสารใด ๆ ที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาจำนวนหนึ่งถูกเติมเข้าสู่ระบบในสภาวะสมดุล (หรือในทางกลับกัน ถูกลบออกจากระบบ) อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเปลี่ยนไป แต่ค่อยๆ เท่ากันอีกครั้ง . กล่าวอีกนัยหนึ่ง ระบบจะกลับสู่สภาวะสมดุลทางเคมี ในสถานะใหม่นี้ ความเข้มข้นสมดุลของสารทั้งหมดที่มีอยู่ในระบบจะแตกต่างจากความเข้มข้นสมดุลเดิม แต่อัตราส่วนระหว่างสารเหล่านั้นจะยังคงเท่าเดิม ดังนั้น ในระบบที่อยู่ในสมดุล จึงเป็นไปไม่ได้ที่จะเปลี่ยนความเข้มข้นของสารตัวใดตัวหนึ่งโดยไม่ทำให้ความเข้มข้นของสารตัวอื่นเปลี่ยนแปลงทั้งหมด

ตามหลักการของ Le Chatelier การแนะนำปริมาณรีเอเจนต์เพิ่มเติมเข้าสู่ระบบสมดุลทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสมดุลในทิศทางที่ความเข้มข้นของสารนี้ลดลงและด้วยเหตุนี้ความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ที่มีปฏิสัมพันธ์เพิ่มขึ้น

การศึกษาสมดุลเคมีได้ คุ้มค่ามากสำหรับ การวิจัยเชิงทฤษฎีและสำหรับการแก้ปัญหาเชิงปฏิบัติ ด้วยการกำหนดตำแหน่งสมดุลของอุณหภูมิและความดันต่างๆ ทำให้สามารถเลือกสภาวะที่เหมาะสมที่สุดสำหรับกระบวนการทางเคมีได้ เมื่อทำการเลือกเงื่อนไขขั้นสุดท้ายของกระบวนการ ผลกระทบที่มีต่อความเร็วของกระบวนการจะถูกนำมาพิจารณาด้วย

ตัวอย่างที่ 1การคำนวณค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาจากความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้น

คำนวณค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา A + B 2C หากความเข้มข้นของสมดุล [A] = 0.3 โมล · l -1; [V] = 1.1 โมล ลิตร -1; [C] = 2.1 โมล ลิตร -1

สารละลาย.การแสดงออกของค่าคงที่สมดุลสำหรับปฏิกิริยานี้มีรูปแบบ:

ให้เราแทนที่ความเข้มข้นสมดุลที่ระบุในคำชี้แจงปัญหา: = 5.79

ตัวอย่างที่ 2- การคำนวณความเข้มข้นสมดุลของสารที่ทำปฏิกิริยา ปฏิกิริยาเกิดขึ้นตามสมการ A + 2B C

กำหนดความเข้มข้นสมดุลของสารที่ทำปฏิกิริยาหากความเข้มข้นเริ่มต้นของสาร A และ B เท่ากับ 0.5 และ 0.7 โมล l -1 ตามลำดับและค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา K p = 50

สารละลาย.สำหรับทุกๆ โมลของสาร A และ B จะเกิดสาร C ขึ้นมา 2 โมล หากความเข้มข้นของสาร A และ B ที่ลดลงแสดงด้วยโมล X ความเข้มข้นของสารที่เพิ่มขึ้นจะเท่ากับ 2X โมล

ความเข้มข้นของสารตั้งต้นจะสมดุล:

C A = (0.5 x) โมล l -1; CB = (0.7-x) โมล l -1; C C = 2x โมล l -1

x 1 = 0.86; x 2 = 0.44

ตามเงื่อนไขของปัญหา ค่า x 2 ใช้ได้ ดังนั้นความเข้มข้นของสารตั้งต้นที่สมดุลคือ:

C A = 0.5 - 0.44 = 0.06 โมล l -1; CB = 0.7 - 0.44 = 0.26 โมล l -1; C C = 0.44 2 = 0.88 โมล l -1

ตัวอย่างที่ 3การหาค่าการเปลี่ยนแปลงของพลังงานกิ๊บส์ G o ของปฏิกิริยาโดยค่าของค่าคงที่สมดุล K r คำนวณพลังงานกิ๊บส์และหาความเป็นไปได้ของปฏิกิริยา CO + Cl 2 = COCl 2 ที่ 700 K หากค่าคงที่สมดุลเท่ากับ Kp = 1.0685 · 10 -4 ความดันย่อยของสารที่ทำปฏิกิริยาทั้งหมดจะเท่ากันและเท่ากับ 1,01325 Pa

สารละลาย.กรัม 700 = 2.303 RT.

สำหรับกระบวนการนี้:

ตั้งแต่ไป< 0, то реакция СО + Cl 2 COCl 2 при 700 К возможна.

ตัวอย่างที่ 4- การเปลี่ยนแปลงในสมดุลเคมี ความสมดุลของระบบจะเปลี่ยนไปในทิศทางใด N 2 + 3H 2 2NH 3 - 22 kcal:

ก) ด้วยความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้นของ N 2;

b) ด้วยความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้นของ H 2;

c) ด้วยอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น

d) เมื่อความดันลดลง?

สารละลาย.ความเข้มข้นของสารที่เพิ่มขึ้นทางด้านซ้ายของสมการปฏิกิริยาตามกฎของเลอชาเตอลิเยร์ควรทำให้เกิดกระบวนการที่มีแนวโน้มที่จะลดผลกระทบและทำให้ความเข้มข้นลดลง เช่น ความสมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวา (กรณี a และ b)

ปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนียเป็นแบบคายความร้อน การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสมดุลไปทางซ้าย - ไปสู่ปฏิกิริยาดูดความร้อน ส่งผลให้ผลกระทบลดลง (กรณี c)

ความดันที่ลดลง (กรณี d) จะเอื้อต่อปฏิกิริยาที่นำไปสู่การเพิ่มขึ้นของปริมาตรของระบบเช่น สู่การก่อตัวของ N 2 และ H 2

ตัวอย่างที่ 5อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับในระบบ 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) จะเปลี่ยนไปกี่ครั้งหากปริมาตรของส่วนผสมก๊าซลดลงสามเท่า? ความสมดุลของระบบจะเปลี่ยนไปในทิศทางใด?

สารละลาย.ให้เราแสดงความเข้มข้นของสารตั้งต้น: = เอ, = ข = กับ.ตามกฎของการกระทำของมวล อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับก่อนการเปลี่ยนแปลงปริมาตรจะเท่ากัน:

v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2

หลังจากลดปริมาตรของระบบที่เป็นเนื้อเดียวกันลงสามเท่า ความเข้มข้นของสารตั้งต้นแต่ละตัวจะเพิ่มขึ้น 3 เท่า: = 3ก,[O2] = 3b; = 3 วินาทีที่ความเข้มข้นใหม่ ความเร็ว v" np ของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับ:

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2

ด้วยเหตุนี้ อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าจึงเพิ่มขึ้น 27 เท่า และอัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับเพียงเก้าเท่าเท่านั้น ความสมดุลของระบบเปลี่ยนไปสู่การก่อตัวของ SO 3

ตัวอย่างที่ 6คำนวณว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในเฟสก๊าซจะเพิ่มขึ้นกี่ครั้งเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นจาก 30 เป็น 70 0 C หากค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยาเป็น 2

สารละลาย.การขึ้นต่อกันของอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับอุณหภูมิถูกกำหนดโดยกฎแวนต์ฮอฟฟ์เชิงประจักษ์ตามสูตร:

ดังนั้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่ 70°C จึงมากกว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาที่ 30°C ถึง 16 เท่า

ตัวอย่างที่ 7ค่าคงที่สมดุลของระบบเอกพันธ์

CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) ที่ 850°C เท่ากับ 1 คำนวณความเข้มข้นของสารทั้งหมดที่สมดุล หากความเข้มข้นเริ่มต้นคือ: [CO] ISH = 3 โมล/ลิตร [H 2 O] RI = 2 โมล/ลิตร

สารละลาย.ที่สภาวะสมดุล อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน และอัตราส่วนของค่าคงที่ของอัตราเหล่านี้จะคงที่ และเรียกว่าค่าคงที่สมดุลของระบบที่กำหนด:

วีเอ็นพี = เค 1[CO][H 2 O]; วีโอบีพี = ถึง 2 [คาร์บอนไดออกไซด์ 2 ][ชม 2 ];

ในคำชี้แจงปัญหา ความเข้มข้นเริ่มต้นจะได้รับ ในขณะที่อยู่ในนิพจน์ เคอาร์รวมเฉพาะความเข้มข้นของสารทั้งหมดในระบบเท่านั้น สมมติว่า ณ เวลาสมดุล ความเข้มข้น [CO 2 ] P = เอ็กซ์นางสาว. ตามสมการของระบบ จำนวนโมลของไฮโดรเจนที่เกิดขึ้นก็จะเท่ากับเช่นกัน เอ็กซ์นางสาว. สำหรับจำนวนโมลที่เท่ากัน (เอ็กซ์โมล/ลิตร) CO และ H 2 O ถูกใช้เพื่อสร้าง เอ็กซ์โมลของ CO 2 และ H 2 ดังนั้น ความเข้มข้นสมดุลของสารทั้ง 4 ชนิด (โมล/ลิตร)

[CO 2 ] P = [H 2 ] P = เอ็กซ์;[CO] P = (3 - x);

ป =(2x) เมื่อทราบค่าคงที่สมดุลเราจะพบค่าเอ็กซ์,

; แล้วความเข้มข้นเริ่มต้นของสารทั้งหมด: x 2 = 6 - 2x - 3x + x 2

- 5x = 6, ลิตร = 1.2 โมล/ลิตร

ตัวอย่างที่ 8ดังนั้น ความเข้มข้นของสมดุลที่ต้องการคือ: [CO 2 ] P = 1.2 โมล/ลิตร; [H 2 ] p = 1.2 โมล/ลิตร; [CO] P = 3 - 1.2 = 1.8 โมล/ลิตร; [H 2 O] P = = 2- 1.2 = 0.8 โมล/ลิตร

ปฏิกิริยาดูดความร้อนของการสลายตัวของฟอสฟอรัสเพนตะคลอไรด์เกิดขึ้นตามสมการ:

PC1 5 (ก.) PC1 3 (ก.) + C1 2 (ก.); H = + 92.59 กิโลจูล

สารละลาย.วิธีเปลี่ยน: ก) อุณหภูมิ; ข) แรงกดดัน; c) ความเข้มข้นเพื่อเปลี่ยนสมดุลไปสู่ปฏิกิริยาโดยตรง - การสลายตัวของ PCl 5

การกระจัดหรือการเปลี่ยนแปลงในสมดุลเคมีคือการเปลี่ยนแปลงในความเข้มข้นสมดุลของสารที่ทำปฏิกิริยาอันเป็นผลมาจากการเปลี่ยนแปลงในสภาวะของปฏิกิริยาอย่างใดอย่างหนึ่ง:

ก) เนื่องจากปฏิกิริยาการสลายตัวของ PC1 5 เป็นแบบดูดความร้อน (H > 0) ดังนั้นเพื่อเปลี่ยนสมดุลไปสู่ปฏิกิริยาโดยตรงจึงจำเป็นต้องเพิ่มอุณหภูมิ

b) เนื่องจากในระบบนี้การสลายตัวของ PC1 5 ส่งผลให้ปริมาตรเพิ่มขึ้น (โมเลกุลก๊าซสองโมเลกุลถูกสร้างขึ้นจากโมเลกุลก๊าซหนึ่งโมเลกุล) ดังนั้นเพื่อที่จะเปลี่ยนสมดุลไปสู่ปฏิกิริยาโดยตรงจำเป็นต้องลดความดัน

c) การเปลี่ยนแปลงสมดุลในทิศทางที่ระบุสามารถทำได้โดยการเพิ่มความเข้มข้นของ PC1 5 หรือโดยการลดความเข้มข้นของ PCl 3 หรือ C1 2