Kam se bo premaknilo ravnotežje, ko se koncentracija poveča? Vpliv temperature na kemijsko ravnovesje

Glavni članek: Le Chatelier-Brownovo načelo

Položaj kemijskega ravnovesja je odvisen od naslednjih reakcijskih parametrov: temperature, tlaka in koncentracije. Vpliv, ki ga imajo ti dejavniki na kemijsko reakcijo, je predmet vzorca, ki ga je leta 1885 na splošno izrazil francoski znanstvenik Le Chatelier.

Dejavniki, ki vplivajo na kemijsko ravnovesje:

1) temperatura

S povišanjem temperature se kemijsko ravnovesje premakne proti endotermni (absorpcijski) reakciji, ko pa se zniža, proti eksotermni (sproščanju) reakciji.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

n 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) pritisk

Z naraščanjem tlaka se kemijsko ravnovesje premika proti manjši prostornini snovi, z zmanjševanjem tlaka pa proti večji prostornini. To načelo velja samo za pline, tj. Če so v reakcijo vključene trdne snovi, se ne upoštevajo.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) koncentracija izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov

S povečanjem koncentracije ene od izhodnih snovi se kemijsko ravnotežje premakne proti reakcijskim produktom, z večanjem koncentracije reakcijskih produktov pa proti izhodnim snovem.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalizatorji ne vplivajo na premik kemijskega ravnovesja!

Osnovne kvantitativne značilnosti kemijskega ravnotežja: konstanta kemijskega ravnotežja, stopnja pretvorbe, stopnja disociacije, ravnotežni izkoristek. Pojasnite pomen teh količin na primeru specifičnih kemijskih reakcij.

V kemijski termodinamiki zakon delovanja mase povezuje ravnotežne aktivnosti izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov glede na razmerje:

Delovanje snovi. Namesto aktivnosti lahko uporabimo koncentracijo (za reakcijo v idealni raztopini), parcialne tlake (reakcija v mešanici idealnih plinov), fugacijo (reakcija v mešanici realnih plinov);

Stehiometrični koeficient (negativen za izhodne snovi, pozitiven za produkte);

Konstanta kemijskega ravnovesja. Indeks "a" tukaj pomeni uporabo vrednosti aktivnosti v formuli.

Učinkovitost reakcije običajno ocenimo z izračunom izkoristka reakcijskega produkta (oddelek 5.11). Hkrati lahko učinkovitost reakcije ocenimo tudi tako, da ugotovimo, kolikšen del najpomembnejše (običajno najdražje) snovi se je pretvoril v ciljni produkt reakcije, na primer, kolikšen del SO 2 se je pretvoril v SO 3 med proizvodnjo žveplove kisline, torej najti stopnja pretvorbe izvirna snov.

Naj kratek diagram potekajoče reakcije

Potem je stopnja pretvorbe snovi A v snov B (A) določena z naslednjo enačbo

Kje n proreact (A) – količina snovi reagenta A, ki je reagirala v produkt B, in n začetni (A) – začetna količina reagenta A.

Seveda se lahko stopnja transformacije izrazi ne le s količino snovi, ampak tudi s poljubnimi količinami, ki so ji sorazmerne: število molekul (enote formule), masa, prostornina.

Če reagenta A primanjkuje in je izgubo produkta B mogoče zanemariti, je stopnja pretvorbe reagenta A običajno enaka izkoristku produkta B.

Izjema so reakcije, pri katerih se izhodna snov očitno porabi za nastanek več produktov. Tako, na primer, v reakciji

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

klor (reagent) se enakomerno pretvori v kalijev klorid in kalijev hipoklorit. Pri tej reakciji je tudi pri 100% izkoristku KClO stopnja pretvorbe klora vanj 50%.

Količina, ki jo poznate – stopnja protolize (oddelek 12.4) – je poseben primer stopnje pretvorbe:

V okviru TED se imenujejo podobne količine stopnja disociacije kislin ali baz (označeno tudi kot stopnja protolize). Stopnja disociacije je povezana z disociacijsko konstanto po Ostwaldovem zakonu redčenja.

V okviru iste teorije je hidrolizno ravnovesje označeno z stopnjo hidrolize (h), in uporabljeni so naslednji izrazi, ki jo povezujejo z začetno koncentracijo snovi ( z) in disociacijske konstante šibkih kislin (K HA) in šibkih baz, ki nastanejo med hidrolizo ( K Ministrstvo za zdravje):

Prvi izraz velja za hidrolizo soli šibke kisline, drugi - soli šibke baze in tretji - soli šibke kisline in šibke baze. Vse te izraze je mogoče uporabiti samo za razredčene raztopine s stopnjo hidrolize največ 0,05 (5 %).

Običajno je ravnotežni donos določen z znano ravnotežno konstanto, s katero je v vsakem posameznem primeru povezan z določenim razmerjem.

Izkoristek produkta se lahko spremeni s premikom ravnovesja reakcije v reverzibilnih procesih, pod vplivom dejavnikov, kot so temperatura, tlak, koncentracija.

V skladu z Le Chatelierjevim načelom se ravnotežna stopnja pretvorbe povečuje z naraščajočim tlakom med enostavnimi reakcijami, v drugih primerih pa se volumen reakcijske mešanice ne spremeni in izkoristek produkta ni odvisen od tlaka.

Vpliv temperature na ravnotežni izkoristek, pa tudi na ravnotežno konstanto, je določen s predznakom toplotnega učinka reakcije.

Za popolnejšo oceno reverzibilnih procesov se uporablja tako imenovani izkoristek iz teoretičnega (izkoristek iz ravnotežja), ki je enak razmerju med dejansko dobljenim produktom in količino, ki bi jo dobili v stanju ravnotežja.

TOPLOTNA DISOCACIJA kem

reakcija reverzibilne razgradnje snovi, ki jo povzroči zvišanje temperature.

Z itd., iz ene snovi nastane več (2H2H+ OCaO + CO) ali ena enostavnejša snov.

Ravnovesje itd. se vzpostavi po zakonu o delovanju mas. To

lahko označimo s konstanto ravnotežja ali s stopnjo disociacije

(razmerje med številom razpadlih molekul in skupnim številom molekul). IN

V večini primerov itd. spremlja absorpcija toplote (povečanje

entalpija

DN>0); torej v skladu z načelom Le Chatelier-Brown

segrevanje ga poveča, stopnja odmika itd. se določi s temperaturo

absolutna vrednost DN. Pritisk moti itd., čim močnejši, tem večji

sprememba (povečanje) števila molov (Di) plinastih snovi

stopnja disociacije ni odvisna od tlaka. Če trdne snovi niso

tvorijo trdne raztopine in niso v visoko dispergiranem stanju,

potem je tlak itd. enolično določen s temperaturo. Za izvedbo T.

d. trdne snovi (oksidi, kristalni hidrati itd.)

Pomembno je vedeti

temperatura, pri kateri postane disociacijski tlak enak zunanjemu (zlasti

zračni tlak. Ker lahko sproščeni plin premaga

tlak okolice, potem ko doseže to temperaturo proces razgradnje

se takoj okrepi.

Odvisnost stopnje disociacije od temperature: stopnja disociacije narašča z naraščajočo temperaturo (povečanje temperature vodi do povečanja kinetične energije raztopljenih delcev, kar spodbuja razpad molekul v ione)

Stopnja pretvorbe izhodnih snovi in ​​ravnotežni izkoristek produkta. Metode za njihov izračun pri določeni temperaturi. Kateri podatki so potrebni za to? Navedite shemo za izračun katere koli od teh kvantitativnih značilnosti kemijskega ravnovesja s poljubnim primerom.

Stopnja pretvorbe je količina reagiranega reagenta, deljena z njegovo prvotno količino. Za najenostavnejšo reakcijo, kjer je koncentracija na vstopu v reaktor ali na začetku periodičnega procesa, je koncentracija na izstopu iz reaktorja ali trenutni trenutek periodičnega procesa. Za prostovoljni odgovor je npr. , v skladu z definicijo je formula za izračun enaka: . Če je v reakciji več reagentov, se lahko stopnja pretvorbe izračuna za vsakega od njih, na primer za reakcijo Odvisnost stopnje pretvorbe od reakcijskega časa je določena s spremembo koncentracije reagenta skozi čas. V začetnem trenutku, ko se ni nič transformiralo, je stopnja transformacije enaka nič. Potem, ko se reagent pretvori, se stopnja pretvorbe poveča. Za ireverzibilno reakcijo, ko nič ne preprečuje popolne porabe reagenta, se njegova vrednost nagiba (slika 1) k enoti (100%). Slika 1 Večja kot je stopnja porabe reagenta, določena z vrednostjo konstante hitrosti, hitreje narašča stopnja pretvorbe, kot je prikazano na sliki. Če je reakcija reverzibilna, potem ko se reakcija nagiba k ravnotežju, se stopnja pretvorbe nagiba k ravnotežni vrednosti, katere vrednost je odvisna od razmerja konstant hitrosti neposredne in povratne reakcije (od konstante ravnotežja) (slika 2). Slika 2 Izkoristek ciljnega produkta Izkoristek produkta je dejansko dobljena količina ciljnega produkta, deljena s količino tega produkta, ki bi ga dobili, če bi ves reagent prešel v ta produkt (do največje možne količine nastali produkt). Ali (skozi reagent): količina reagenta, dejansko pretvorjenega v ciljni produkt, deljena z začetno količino reagenta. Za najenostavnejšo reakcijo je izkoristek in ob upoštevanju, da je za to reakcijo , tj. Pri najenostavnejši reakciji sta izkoristek in stopnja pretvorbe enaki vrednosti. Če pretvorba poteka na primer s spremembo količine snovi, potem je treba v skladu z definicijo v izračunani izraz vključiti stehiometrični koeficient. V skladu s prvo definicijo bo namišljena količina produkta, dobljena iz celotne začetne količine reagenta, za to reakcijo dvakrat manjša od prvotne količine reagenta, tj. , in formula za izračun. V skladu z drugo definicijo bo količina reagenta, ki se dejansko pretvori v ciljni produkt, dvakrat večja, kot je ta produkt nastal, tj. , potem je formula za izračun . Seveda sta oba izraza enaka. Za kompleksnejšo reakcijo so formule za izračun zapisane popolnoma enako v skladu z definicijo, vendar v tem primeru izkoristek ni več enak stopnji pretvorbe. Za reakcijo npr. . Če je v reakciji več reagentov, lahko izkoristek izračunamo za vsakega od njih; če je tudi več ciljnih produktov, potem lahko izkoristek izračunamo za kateri koli ciljni produkt za kateri koli reagent. Kot je razvidno iz strukture računske formule (imenovalec vsebuje konstantno vrednost), je odvisnost izkoristka od reakcijskega časa določena s časovno odvisnostjo koncentracije ciljnega produkta. Tako na primer za reakcijo ta odvisnost izgleda kot na sliki 3. Slika 3

Stopnja pretvorbe kot kvantitativna značilnost kemijskega ravnovesja. Kako bo povečanje skupnega tlaka in temperature vplivalo na stopnjo pretvorbe reagenta ... v reakciji plinske faze: ( enačba je podana)? Navedite utemeljitev svojega odgovora in ustrezne matematične izraze.

9. Hitrost kemijske reakcije. Kemijsko ravnovesje

9.2. Kemijsko ravnotežje in njegov premik

Večina kemičnih reakcij je reverzibilnih, tj. hkrati tečejo tako v smeri nastanka produktov kot v smeri njihove razgradnje (od leve proti desni in od desne proti levi).

Primeri reakcijskih enačb za reverzibilne procese:

N 2 + 3H 2 ⇄ t °, p, kat 2NH 3

2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , kat 2SO 3

H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI

Za reverzibilne reakcije je značilno posebno stanje, imenovano stanje kemijskega ravnotežja.

Kemijsko ravnotežje- to je stanje sistema, v katerem se izenačijo hitrosti naprej in nazaj. Pri premikanju proti kemijskemu ravnovesju se hitrost neposredne reakcije in koncentracija reaktantov zmanjšata, medtem ko se povratna reakcija in koncentracija produktov povečata.

V stanju kemijskega ravnotežja nastane toliko produkta na časovno enoto, kolikor se ga razgradi. Zaradi tega se koncentracije snovi v stanju kemijskega ravnovesja s časom ne spreminjajo. Vendar to sploh ne pomeni, da so ravnotežne koncentracije ali mase (prostornine) vseh snovi med seboj nujno enake (glej sliki 9.8 in 9.9). Kemijsko ravnotežje je dinamično (mobilno) ravnotežje, ki se lahko odziva na zunanje vplive.

Prehod ravnotežnega sistema iz enega v drugo ravnotežno stanje imenujemo premik oz premik v ravnovesju. V praksi govorijo o premiku ravnovesja proti produktom reakcije (na desno) ali proti izhodnim snovem (na levo); prednja reakcija je tista, ki poteka od leve proti desni, povratna reakcija pa od desne proti levi. Stanje ravnotežja je prikazano z dvema nasprotno usmerjenima puščicama: ⇄.

Načelo premikanja ravnovesja je formuliral francoski znanstvenik Le Chatelier (1884): zunanji vpliv na sistem, ki je v ravnotežju, povzroči premik tega ravnotežja v smeri, ki oslabi učinek zunanjega vpliva.

Oblikujmo osnovna pravila za premik ravnovesja.

Učinek koncentracije: ko se koncentracija snovi poveča, se ravnovesje premakne v smeri njene porabe, ko se zmanjša, pa v smeri njenega nastanka.

Na primer s povečanjem koncentracije H 2 v reverzibilni reakciji

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)

hitrost reakcije naprej, odvisno od koncentracije vodika, se bo povečala. Posledično se bo ravnotežje premaknilo v desno. Ko se koncentracija H 2 zmanjša, se bo hitrost reakcije naprej zmanjšala, posledično se bo ravnotežje procesa premaknilo v levo.

Vpliv temperature: Ko se temperatura poveča, se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, ko se temperatura zniža, pa proti eksotermni reakciji.

Pomembno si je zapomniti, da se z naraščajočo temperaturo hitrost tako ekso- kot endotermne reakcije poveča, vendar se endotermna reakcija večkrat poveča, za kar je E a vedno večji. Z nižanjem temperature se hitrost obeh reakcij zmanjša, vendar spet večkrat - endotermna. To je priročno ponazoriti z diagramom, v katerem je vrednost hitrosti sorazmerna z dolžino puščic, ravnotežje pa se premika v smeri daljše puščice.

Učinek pritiska: Sprememba tlaka vpliva na stanje ravnotežja le, če so v reakcijo vpleteni plini in tudi če je plinasta snov le na eni strani kemijske enačbe. Primeri reakcijskih enačb:

• tlak vpliva na premik ravnovesja:

3H 2 (g) + N 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g),

CaO (tv) + CO 2 (g) ⇄ CaCO 3 (tv);

• tlak ne vpliva na premik ravnovesja:

Cu (tv) + S (tv) = CuS (tv),

NaOH (raztopina) + HCl (raztopina) = NaCl (raztopina) + H 2 O (l).

Ko se tlak zniža, se ravnotežje premakne v smeri nastanka večje kemične količine plinastih snovi, ko pa se poveča, se ravnotežje premakne v smeri nastanka manjše kemične količine plinastih snovi. Če sta kemijski količini plinov na obeh straneh enačbe enaki, potem tlak ne vpliva na stanje kemijskega ravnovesja:

H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g).

To je enostavno razumeti, saj je učinek spremembe tlaka podoben učinku spremembe koncentracije: s povečanjem tlaka n-krat se koncentracija vseh snovi v ravnotežju poveča za enako količino (in obratno ).

Vpliv volumna reakcijskega sistema: sprememba prostornine reakcijskega sistema je povezana s spremembo tlaka in vpliva le na ravnotežno stanje reakcij, ki vključujejo plinaste snovi. Zmanjšanje prostornine pomeni povečanje tlaka in premakne ravnovesje v smeri nastajanja manj kemičnih plinov. Povečanje volumna sistema povzroči zmanjšanje tlaka in premik ravnotežja v smeri tvorbe večje kemične količine plinastih snovi.

Vnos katalizatorja v ravnotežni sistem ali sprememba njegove narave ne premakne ravnotežja (ne poveča izkoristka produkta), saj katalizator v enaki meri pospeši tako naprej kot povratne reakcije. To je posledica dejstva, da katalizator enako zmanjša aktivacijsko energijo naprednih in povratnih procesov. Zakaj potem uporabljajo katalizator v reverzibilnih procesih? Dejstvo je, da uporaba katalizatorja v reverzibilnih procesih spodbuja hiter nastop ravnovesja, kar poveča učinkovitost industrijske proizvodnje.

Konkretni primeri vpliva različnih dejavnikov na premik ravnotežja so podani v tabeli. 9.1 za reakcijo sinteze amoniaka, ki se pojavi s sproščanjem toplote. Z drugimi besedami, prednja reakcija je eksotermna, povratna reakcija pa endotermna.

Tabela 9.1

Vpliv različnih dejavnikov na premik ravnovesja reakcije sinteze amoniaka

Primer 9.3. V stanju procesnega ravnovesja

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

koncentracije snovi (mol/dm 3) SO 2, O 2 in SO 3 so 0,6, 0,4 in 0,2. Poiščite začetni koncentraciji SO 2 in O 2 (začetna koncentracija SO 3 je nič).

rešitev.

Med reakcijo se torej porabljata SO 2 in O 2

c izhod (SO 2) = c enako (SO 2) + c izhod (SO 2),

c izhod (O 2) = c enako (O 2) + c izhod (O 2).

Vrednost porabljenega c se ugotovi z uporabo c (SO 3):

x = 0,2 mol/dm3.

c izhod (SO 2) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (mol/dm 3).

y = 0,1 mol/dm3.

c izhod (O 2) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (mol/dm 3).

Odgovor: 0,8 mol/dm 3 SO 2; 0,5 mol/dm 3 O 2.

Pri izvajanju izpitnih nalog se pogosto zamenjuje vpliv različnih dejavnikov, na eni strani na hitrost reakcije in na drugi na premik kemijskega ravnovesja.

Za reverzibilen proces

z naraščajočo temperaturo se poveča hitrost tako naprej kot povratne reakcije; ko se temperatura zniža, se zmanjša hitrost tako naprej kot povratne reakcije;

z naraščajočim tlakom se povečajo hitrosti vseh reakcij, ki potekajo s sodelovanjem plinov, tako neposrednih kot obratnih. Ko se tlak zmanjša, se hitrost vseh reakcij, ki potekajo s sodelovanjem plinov, tako neposrednih kot povratnih, zmanjša;

vnos katalizatorja v sistem ali njegova zamenjava z drugim katalizatorjem ne premakne ravnovesja.

N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g) + Q

Razmislite, kateri dejavniki: 1) povečajo hitrost sinteze reakcije amoniaka; 2) premaknite ravnotežje v desno:

a) znižanje temperature;

b) povečanje pritiska;

c) zmanjšanje koncentracije NH 3;

d) uporaba katalizatorja;

e) povečanje koncentracije N 2.

rešitev.

Dejavniki b), d) in e) povečajo hitrost reakcije sinteze amoniaka (kot tudi povišanje temperature, povišanje koncentracije H 2 ); premik ravnotežja v desno - a), b), c), e).

Odgovor: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.

Primer 9.5. Spodaj je energijski diagram reverzibilne reakcije

Naštej vse resnične trditve:

a) povratna reakcija poteka hitreje kot prednja reakcija;

b) z naraščajočo temperaturo se hitrost povratne reakcije večkrat poveča kot prednja reakcija;

c) pride do neposredne reakcije z absorpcijo toplote;

d) temperaturni koeficient γ je večji pri reverzni reakciji.

rešitev.

a) Trditev je pravilna, saj je E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) manj kot E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).

b) Trditev ni pravilna; hitrost neposredne reakcije, pri kateri je E a večja, se poveča za večje število krat.

c) Pravilna je trditev, Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).

d) Trditev ni pravilna, γ je večji pri neposredni reakciji, v tem primeru je E a večji.

Odgovor: a), c).

Kemične reakcije so lahko reverzibilne ali ireverzibilne.

tiste. če je neka reakcija A + B = C + D ireverzibilna, to pomeni, da do obratne reakcije C + D = A + B ne pride.

če je na primer določena reakcija A + B = C + D reverzibilna, to pomeni, da tako reakcija A + B → C + D (direktna) kot reakcija C + D → A + B (obratna) potekata hkrati. ).

V glavnem, ker Pojavljajo se tako neposredne kot povratne reakcije; v primeru reverzibilnih reakcij lahko tako snovi na levi strani enačbe kot tudi snovi na desni strani enačbe imenujemo reagenti (izhodne snovi). Enako velja za izdelke. Za vsako reverzibilno reakcijo je možna situacija, ko sta hitrosti neposredne in povratne reakcije enaki. To stanje se imenuje.

stanje ravnovesja V ravnovesju so koncentracije vseh reaktantov in vseh produktov konstantne. Imenujemo koncentracije produktov in reaktantov v ravnovesju.

ravnotežne koncentracije

Zaradi zunanjih vplivov na sistem, kot so spremembe temperature, tlaka ali koncentracije izhodnih snovi ali produktov, se lahko ravnotežje sistema poruši. Po prenehanju tega zunanjega vpliva pa bo sistem čez nekaj časa prešel v novo ravnotežno stanje. Takšen prehod sistema iz enega ravnotežnega stanja v drugo ravnotežno stanje imenujemo premik (premik) kemijskega ravnovesja .

Da bi lahko ugotovili, kako se kemijsko ravnovesje premakne pod določeno vrsto vpliva, je priročno uporabiti Le Chatelierjevo načelo:

Če se na sistem v stanju ravnovesja izvaja kakršen koli zunanji vpliv, bo smer premika kemijskega ravnovesja sovpadala s smerjo reakcije, ki oslabi učinek vpliva.

Vpliv temperature na stanje ravnovesja

Ko se temperatura spremeni, se ravnotežje katere koli kemijske reakcije premakne. To je posledica dejstva, da ima vsaka reakcija toplotni učinek. Poleg tega so toplotni učinki neposredne in povratne reakcije vedno neposredno nasprotni. Tisti. če je prednja reakcija eksotermna in poteka s toplotnim učinkom, ki je enak +Q, potem je povratna reakcija vedno endotermna in ima toplotni učinek, ki je enak –Q.

Torej, v skladu z Le Chatelierjevim načelom, če povečamo temperaturo nekega sistema, ki je v stanju ravnovesja, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, med katero se temperatura zniža, tj. proti endotermni reakciji. In podobno, če znižamo temperaturo sistema v stanju ravnotežja, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, zaradi česar se bo temperatura povečala, tj. proti eksotermni reakciji.

Na primer, razmislite o naslednji reverzibilni reakciji in navedite, kam se bo njeno ravnotežje premaknilo, ko se temperatura zniža:

Kot je razvidno iz zgornje enačbe, je prednja reakcija eksotermna, tj. Zaradi njegovega nastanka se sprošča toplota. Posledično bo povratna reakcija endotermna, to je, da se zgodi z absorpcijo toplote. V skladu s pogojem se temperatura zniža, zato se bo ravnotežje premaknilo v desno, tj. proti neposredni reakciji.

Vpliv koncentracije na kemijsko ravnotežje

Povečanje koncentracije reagentov v skladu z Le Chatelierjevim načelom bi moralo povzročiti premik ravnotežja v smeri reakcije, zaradi katere se reagenti porabijo, tj. proti neposredni reakciji.

In obratno, če se koncentracija reaktantov zmanjša, se bo ravnovesje premaknilo proti reakciji, zaradi katere nastanejo reaktanti, tj. stran povratne reakcije (←).

Podoben učinek ima tudi sprememba koncentracije reakcijskih produktov. Če povečamo koncentracijo produktov, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, zaradi katere se produkti porabijo, tj. proti obratni reakciji (←). V nasprotnem primeru se koncentracija produktov zmanjša, potem se ravnotežje premakne proti neposredni reakciji (→), tako da se koncentracija produktov poveča.

Vpliv pritiska na kemijsko ravnovesje

Za razliko od temperature in koncentracije spremembe tlaka ne vplivajo na ravnovesno stanje vsake reakcije. Da bi sprememba tlaka povzročila premik v kemijskem ravnovesju, morata biti vsoti koeficientov za plinaste snovi na levi in ​​desni strani enačbe različni.

Tisti. dveh reakcij:

sprememba tlaka lahko vpliva na ravnovesno stanje samo v primeru druge reakcije. Ker je vsota koeficientov pred formulami plinastih snovi v primeru prve enačbe na levi in ​​desni enaka (enaka 2), v primeru druge enačbe pa je različna (4 na levo in 2 na desni).

Od tod zlasti sledi, da če med reaktanti in produkti ni plinastih snovi, sprememba tlaka nikakor ne bo vplivala na trenutno stanje ravnovesja. Na primer, tlak ne bo vplival na ravnovesno stanje reakcije:

Če se količina plinastih snovi na levi in ​​desni razlikuje, bo povečanje tlaka povzročilo premik ravnotežja v smeri reakcije, med katero se prostornina plinov zmanjša, zmanjšanje tlaka pa bo povzročilo premik v ravnovesje, zaradi česar se poveča prostornina plinov.

Vpliv katalizatorja na kemijsko ravnotežje

Ker katalizator enako pospešuje tako naprej kot povratne reakcije, njegova prisotnost oz nima učinka v stanje ravnovesja.

Edina stvar, na katero katalizator lahko vpliva, je hitrost prehoda sistema iz neravnovesnega stanja v ravnotežno.

Vpliv vseh zgornjih dejavnikov na kemijsko ravnovesje je povzet spodaj v goljufanju, ki si ga lahko najprej ogledate pri izvajanju ravnotežnih nalog. Vendar ga ne bo mogoče uporabiti na izpitu, zato se ga po analizi več primerov z njegovo pomočjo naučite in vadite reševanje ravnotežnih nalog, ne da bi ga pogledali:

Oznake: T - temperatura, str - pritisk, z – koncentracija, – povečanje, ↓ – zmanjšanje

1. Med vsemi znanimi reakcijami ločimo reverzibilne in ireverzibilne reakcije. Pri proučevanju reakcij ionske izmenjave so bili navedeni pogoji, pod katerimi potekajo do konca. ().

Znane so tudi reakcije, ki se v danih pogojih ne iztečejo do konca. Torej, na primer, ko se žveplov dioksid raztopi v vodi, pride do reakcije: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Vendar se izkaže, da lahko v vodni raztopini nastane le določena količina žveplove kisline. To je razloženo z dejstvom, da je žveplova kislina krhka in pride do povratne reakcije, tj. razpad v žveplov oksid in vodo. Posledično ta reakcija ne gre do konca, ker se zgodita dve reakciji hkrati - naravnost(med žveplovim oksidom in vodo) in vzvratno(razgradnja žveplove kisline). SO2 +H2O↔ H 2 SO 3 .

Kemijske reakcije, ki potekajo pod danimi pogoji v medsebojno nasprotnih smereh, imenujemo reverzibilne.

2. Ker je hitrost kemičnih reakcij odvisna od koncentracije reaktantov, potem najprej hitrost neposredne reakcije ( υ pr) mora biti največja, hitrost povratne reakcije ( υ prir.) je enako nič. Koncentracija reaktantov se s časom zmanjšuje, koncentracija reakcijskih produktov pa narašča. Zato se hitrost neposredne reakcije zmanjša, hitrost povratne reakcije pa poveča. V določenem trenutku postaneta hitrosti povratnih in sprednjih reakcij enaki:

Pri vseh reverzibilnih reakcijah se hitrost neposredne reakcije zmanjšuje, hitrost povratne reakcije pa narašča, dokler se obe hitrosti ne izenačita in se vzpostavi ravnotežno stanje:

υ pr =υ prir.

Stanje sistema, v katerem je hitrost neposredne reakcije enaka hitrosti povratne reakcije, se imenuje kemijsko ravnovesje.

V stanju kemijskega ravnovesja ostane kvantitativno razmerje med reaktanti in reakcijskimi produkti konstantno: koliko molekul reakcijskega produkta nastane na časovno enoto, toliko jih razpade. Vendar pa se stanje kemijskega ravnovesja ohranja, dokler ostanejo reakcijski pogoji nespremenjeni: koncentracija, temperatura in tlak.

Stanje kemijskega ravnovesja je opisano kvantitativno zakon množičnega delovanja.

V ravnotežju je razmerje med zmnožkom koncentracij reakcijskih produktov (v potencah njihovih koeficientov) in zmnožkom koncentracij reaktantov (tudi v potencah njihovih koeficientov) konstantna vrednost, neodvisna od začetnih koncentracij snovi v reakciji. mešanica.

Ta konstanta se imenuje konstanta ravnovesja - k

Torej za reakcijo: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ je konstanta ravnotežja izražena kot sledi:

υ 1 =υ 2

v 1 (direktna reakcija) = k 1 [ n 2 ][ H 2 ] 3 , kjer– ravnotežne molske koncentracije, = mol/l

υ 2 (povratni udarec) = k 2 [ N.H. 3 ] 2

k 1 [ n 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ N.H. 3 ] 2

Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ n 2 ][ H 2 ] 3 – ravnotežna konstanta.

Kemijsko ravnovesje je odvisno od koncentracije, tlaka, temperature.

Načelodoloča smer ravnotežnega mešanja:

Če na sistem, ki je v ravnotežju, deluje zunanji vpliv, se bo ravnotežje v sistemu premaknilo v smer, ki je nasprotna temu vplivu.

1) Učinek koncentracije – če povečamo koncentracijo izhodnih snovi, se ravnovesje premakne v smeri nastanka reakcijskih produktov.

na primerKp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ n 2 ][ H 2 ] 3

Ko ga dodamo reakcijski zmesi, npr dušik, tj. koncentracija reagenta se poveča, imenovalec v izrazu za K se poveča, a ker je K konstanta, se mora za izpolnitev tega pogoja povečati tudi števec. Tako se poveča količina reakcijskega produkta v reakcijski mešanici. V tem primeru govorijo o premiku kemijskega ravnovesja v desno, proti produktu.

Tako se povečanje koncentracije reaktantov (tekočih ali plinastih) premakne proti produktom, tj. proti neposredni reakciji. Povečanje koncentracije produktov (tekočih ali plinastih) premakne ravnovesje proti reaktantom, tj. proti nasprotni reakciji.

Sprememba mase trdne snovi ne spremeni ravnotežnega položaja.

2) Vpliv temperature – povišanje temperature premakne ravnotežje proti endotermni reakciji.

A)n 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G) + 92,4 kJ (eksotermno - sproščanje toplote)

Ko se temperatura dvigne, se ravnotežje premakne proti reakciji razgradnje amoniaka (←)

b)n 2 (G) +O 2 (D) ↔ 2št(G) – 180,8 kJ (endotermno - absorpcija toplote)

Ko se temperatura poveča, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji nastajanja št (→)

3) Vpliv tlaka (samo za plinaste snovi) – z naraščajočim pritiskom se ravnotežje premakne proti formacijiI snovi, ki zavzamejo manj o Jem.

n 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G)

1 V - n 2

3 V - H 2

2 V – N.H. 3

Z naraščajočim pritiskom ( p): pred reakcijo4 V plinaste snovi → po reakciji2 Vplinastih snovi, zato se ravnovesje premakne v desno ( → )

Ko se tlak poveča na primer za 2-krat, se prostornina plinov zmanjša za enako količino, zato se bodo koncentracije vseh plinastih snovi povečale za 2-krat. Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ n 2 ][ H 2 ] 3

V tem primeru se bo števec izraza za K povečal za 4 krat, imenovalec pa je 16 krat, tj. enakost bo kršena. Da bi ga obnovili, se mora koncentracija povečati amoniakin koncentracije se zmanjšajo dušikinvodoprijazen. Ravnovesje se bo premaknilo v desno.

Torej, ko se tlak poveča, se ravnovesje premakne v smeri zmanjšanja prostornine, ko se tlak zmanjša, pa v smeri povečanja prostornine.

Sprememba tlaka praktično ne vpliva na prostornino trdnih in tekočih snovi, tj. ne spremeni njihove koncentracije. Posledično je ravnotežje reakcij, v katerih plini ne sodelujejo, praktično neodvisno od tlaka.

! Na potek kemijske reakcije vplivajo snovi – katalizatorji. Toda pri uporabi katalizatorja se aktivacijska energija tako za naprej kot za povratne reakcije zmanjša za enako količino in zato ravnotežje se ne premakne.

Reši probleme:

št. 1. Začetne koncentracije CO in O 2 v reverzibilni reakciji

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Enako 6 oziroma 4 mol/l. Izračunajte konstanto ravnotežja, če je koncentracija CO 2 v trenutku ravnotežja 2 mol/l.

št. 2. Reakcija poteka po enačbi

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) + Q

Navedite, kam se bo premaknilo ravnotežje, če

a) povečajte pritisk

b) zvišati temperaturo

c) povečati koncentracijo kisika

d) uvedba katalizatorja?