Z večanjem koncentracije izhodnih snovi se ravnovesje premakne. kemija

Če je sistem v stanju ravnovesja, bo v njem ostal, dokler bodo zunanji pogoji nespremenjeni. Če se pogoji spremenijo, bo sistem izstopil iz ravnovesja - hitrosti naprednih in povratnih procesov se bodo spremenile neenakomerno - prišlo bo do reakcije. Najpomembnejši so primeri neravnovesja zaradi sprememb v koncentraciji katere od snovi, ki sodelujejo pri ravnovesju, tlaku ali temperaturi.

Razmislimo o vsakem od teh primerov.

Motnje ravnotežja zaradi spremembe koncentracije katere koli snovi, ki sodeluje v reakciji. Naj bodo vodik, vodikov jodid in jodova para v medsebojnem ravnovesju pri določeni temperaturi in tlaku. V sistem vnesemo dodatno količino vodika. V skladu z zakonom o masnem delovanju bo povečanje koncentracije vodika povzročilo povečanje hitrosti neposredne reakcije - reakcije sinteze HI, medtem ko se hitrost povratne reakcije ne bo spremenila. Reakcija bo zdaj potekala hitreje v smeri naprej kot v obratni smeri. Zaradi tega se bosta koncentraciji vodika in jodovih hlapov znižali, kar bo upočasnilo potek reakcije naprej, koncentracija HI pa se bo povečala, kar bo pospešilo obratno reakcijo. Po določenem času se bosta hitrosti neposredne in povratne reakcije ponovno izenačili in vzpostavilo se bo novo ravnovesje. Toda hkrati bo koncentracija HI zdaj višja, kot je bila pred dodajanjem, koncentracija pa nižja.

Proces spreminjanja koncentracij, ki ga povzroči neravnovesje, imenujemo premik ali premik ravnotežja. Če hkrati pride do povečanja koncentracij snovi na desni strani enačbe (in seveda hkrati do zmanjšanja koncentracij snovi na levi), potem pravijo, da se ravnotežje premakne. v desno, tj. v smeri neposredne reakcije; ko se koncentracije spremenijo v nasprotno smer, govorijo o premiku ravnovesja v levo - v smeri obratne reakcije. V obravnavanem primeru se je ravnotežje premaknilo v desno. Hkrati je snov, katere povečanje koncentracije je povzročilo neravnovesje, vstopila v reakcijo - njena koncentracija se je zmanjšala.

Tako se s povečanjem koncentracije katere koli snovi, ki sodeluje v ravnotežju, ravnotežje premakne v smeri porabe te snovi; Ko se koncentracija katere koli snovi zmanjša, se ravnovesje premakne v smeri nastanka te snovi.

Motnje ravnotežja zaradi sprememb tlaka (z zmanjšanjem ali povečanjem prostornine sistema). Ko so v reakcijo vključeni plini, se lahko ravnotežje poruši, ko se spremeni prostornina sistema.

Razmislite o vplivu tlaka na reakcijo med dušikovim monoksidom in kisikom:

Naj bo zmes plinov v kemijskem ravnovesju pri določeni temperaturi in tlaku. Brez spreminjanja temperature povečamo tlak, tako da se prostornina sistema zmanjša za 2-krat. V prvem trenutku se bodo parcialni tlaki in koncentracije vseh plinov podvojili, hkrati pa se bo spremenilo razmerje med hitrostjo prednjih in povratnih reakcij – ravnotežje bo porušeno.

Pravzaprav so imele koncentracije plina ravnotežne vrednosti, preden se je tlak povečal, in , hitrosti neposredne in povratne reakcije pa so bile enake in so bile določene z enačbami:

V prvem trenutku po stiskanju se bodo koncentracije plina podvojile v primerjavi z začetnimi vrednostmi in bodo enake oz. V tem primeru bodo hitrosti reakcije naprej in nazaj določene z enačbami:

Tako se je zaradi naraščajočega pritiska hitrost neposredne reakcije povečala 8-krat, povratne reakcije pa le 4-krat. Ravnotežje v sistemu bo porušeno - prednja reakcija bo prevladala nad obratno. Ko se hitrosti izenačita, se ponovno vzpostavi ravnovesje, vendar se količina v sistemu poveča, ravnotežje pa se premakne v desno.

Zlahka je videti, da je neenaka sprememba hitrosti reakcije naprej in nazaj posledica dejstva, da je na levi in ​​desni strani enačbe obravnavane reakcije število molekul plina različno: ena molekula kisika in dve molekule dušikovega monoksida (skupaj tri molekule plina) se pretvorijo v dve molekuli plina - dušikov dioksid. Tlak plina je posledica udarca njegovih molekul ob stene posode; če so druge stvari enake, večje kot je število molekul v danem volumnu plina, višji je tlak plina. Zato reakcija, ki se pojavi s povečanjem števila molekul plina, vodi do povečanja tlaka, reakcija, ki se pojavi z zmanjšanjem števila molekul plina, pa vodi do zmanjšanja tlaka.

Glede na to lahko sklep o vplivu pritiska na kemijsko ravnovesje oblikujemo takole:

Ko se tlak poveča s stiskanjem sistema, se ravnotežje premakne v smeri zmanjšanja števila molekul plina, tj. povečanje pritiska.

V primeru, ko reakcija poteka brez spreminjanja števila molekul plina, se ravnotežje med stiskanjem ali raztezanjem sistema ne poruši. Na primer v sistemu

ravnovesje ni porušeno, ko se volumen spremeni; izhod HI je neodvisen od tlaka.

Neravnovesje zaradi temperaturnih sprememb. Ravnovesje velike večine kemijskih reakcij se spreminja s temperaturnimi spremembami. Faktor, ki določa smer premika ravnotežja, je predznak toplotnega učinka reakcije. Lahko se pokaže, da se ravnotežje pri zvišanju temperature premakne v smeri endotermne reakcije, pri znižanju pa v smeri eksotermne reakcije.

Tako je sinteza amoniaka eksotermna reakcija

Zato se s povišanjem temperature ravnotežje v sistemu premakne v levo - proti razpadu amoniaka, saj se ta proces zgodi z absorpcijo toplote.

Nasprotno pa je sinteza dušikovega oksida (II) endotermna reakcija:

Zato se z naraščanjem temperature ravnovesje v sistemu premakne v desno – proti tvorbi.

Vzorci, ki se pojavljajo v obravnavanih primerih motenj kemijskega ravnotežja, so posebni primeri splošnega principa, ki določa vpliv različnih dejavnikov na ravnotežne sisteme. To načelo, znano kot Le Chatelierjevo načelo, če ga uporabimo za kemijska ravnotežja, lahko formuliramo takole:

Če se na sistem, ki je v ravnotežju, izvaja kakršen koli vpliv, se bo ravnotežje zaradi procesov, ki se v njem odvijajo, premaknilo v tako smer, da se bo vpliv zmanjšal.

Dejansko, ko se ena od snovi, ki sodelujejo v reakciji, vnese v sistem, se ravnotežje premakne v smeri porabe te snovi. »Ko se tlak poveča, se premakne tako, da se tlak v sistemu zniža, ko se temperatura poveča, se ravnotežje premakne v smeri endotermne reakcije - temperatura v sistemu pade.

Le Chatelierjevo načelo ne velja samo za kemična, ampak tudi za različna fizikalno-kemijska ravnovesja. Premik v ravnovesju, ko se pogoji procesov, kot so vrenje, kristalizacija in raztapljanje, spremenijo v skladu z Le Chatelierjevim načelom.

9. Hitrost kemijske reakcije. Kemijsko ravnovesje

9.2. Kemijsko ravnotežje in njegov premik

Večina kemičnih reakcij je reverzibilnih, tj. hkrati tečejo tako v smeri nastajanja 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 ravnovesje- 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, povratna reakcija in koncentracija produktov pa se povečata.

V stanju kemijskega ravnotežja nastane toliko produkta na časovno enoto, kolikor se ga razgradi. Zaradi tega se koncentracije snovi v stanju kemijskega ravnotežja 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 ravnovesje 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 ravnovesju, 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: ko se tlak poveča 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 pospešuje 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):

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.

Primer 9.4. Pride do reverzibilnega procesa, ki ga opisuje enačba

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 neposredna 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 večji, 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). Če se zunanji pogoji kemijskega procesa ne spremenijo, lahko stanje kemijskega ravnovesja ostane neomejeno dolgo. S spreminjanjem reakcijskih pogojev (temperatura, tlak, koncentracija) lahko dosežete premik ali premik v kemičnem ravnovesju

Premik ravnovesja v desno vodi do povečanja koncentracije snovi, katerih formule so na desni strani enačbe. Premik ravnotežja v levo bo povzročil povečanje koncentracije snovi, katerih formule so na levi. V tem primeru se bo sistem premaknil v novo stanje ravnotežja, za katerega je značilno druge vrednosti ravnotežnih koncentracij udeležencev reakcije.

Premik v kemijskem ravnovesju, ki ga povzročajo spreminjajoče se razmere, se drži pravila, ki ga je leta 1884 oblikoval francoski fizik A. Le Chatelier (Le Chatelierjevo načelo).

Le Chatelierjevo načelo:če je sistem v stanju kemijskega ravnovesja podvržen kakršnemu koli vplivu, na primer s spreminjanjem temperature, tlaka ali koncentracij reagentov, se bo ravnotežje premaknilo v smeri reakcije, ki oslabi učinek .

Vpliv sprememb koncentracije na premik kemijskega ravnovesja.

Po Le Chatelierjevem principu Povečanje koncentracije katerega koli od udeležencev reakcije povzroči premik ravnotežja proti reakciji, kar vodi do zmanjšanja koncentracije te snovi.

Vpliv koncentracije na stanje ravnovesja je podvržen naslednjim pravilom:

Z večanjem koncentracije ene od izhodnih snovi se hitrost napredne reakcije poveča in ravnotežje se premakne v smeri tvorbe reakcijskih produktov in obratno;

S povečanjem koncentracije enega od reakcijskih produktov se poveča hitrost povratne reakcije, kar povzroči premik ravnotežja v smeri nastanka izhodnih snovi in ​​obratno.

Na primer, če v ravnotežnem sistemu:

SO 2 (g) + NO 2 (g) SO 3 (g) + NO (g)

povečati koncentracijo SO 2 ali NO 2, potem se bo v skladu z zakonom o masnem delovanju hitrost neposredne reakcije povečala. To bo vodilo do premika ravnovesja v desno, kar bo vodilo do porabe izhodnih snovi in ​​povečanja koncentracije reakcijskih produktov. Novo ravnotežno stanje se bo vzpostavilo z novimi ravnotežnimi koncentracijami izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov. Ko se koncentracija npr. enega od reakcijskih produktov zmanjša, bo sistem reagiral tako, da bo povečal koncentracijo produkta. Prednost bo imela neposredna reakcija, ki vodi do povečanja koncentracije reakcijskih produktov.

Vpliv sprememb tlaka na premik kemijskega ravnovesja.

Po Le Chatelierjevem principu povečanje tlaka povzroči premik ravnotežja v smeri nastanka manjšega števila plinastih delcev, tj. proti manjši prostornini.

Na primer, pri reverzibilni reakciji:

2NO 2 (g) 2NO (g) + O 2 (g)

iz 2 molov NO 2 nastaneta 2 mol NO in 1 mol O 2. Stehiometrični koeficienti pred formulami plinastih snovi kažejo, da pojav neposredne reakcije vodi do povečanja števila molov plinov, pojav povratne reakcije pa, nasprotno, zmanjša število molov plinaste snovi. snov. Če na tak sistem deluje zunanji vpliv, na primer z naraščajočim pritiskom, bo sistem reagiral tako, da bo ta vpliv oslabil. Tlak se lahko zmanjša, če se ravnotežje dane reakcije premakne proti manjšemu številu molov plinaste snovi in ​​s tem k manjši prostornini.

Nasprotno, povečanje tlaka v tem sistemu je povezano s premikom ravnotežja v desno - v smeri razgradnje NO 2, kar poveča količino plinastih snovi.

Če število molov plinastih snovi pred in po reakciji ostane konstantno, tj. prostornina sistema se med reakcijo ne spremeni, potem sprememba tlaka enako spremeni hitrosti prednjih in povratnih reakcij in ne vpliva na stanje kemijskega ravnovesja.

Na primer, v reakciji:

H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl (g),

skupno število molov plinastih snovi pred in po reakciji ostane konstantno in tlak v sistemu se ne spremeni. Ravnotežje v tem sistemu se ne premakne, ko se tlak spremeni.

Vpliv temperaturnih sprememb na premik kemijskega ravnovesja.

Pri vsaki reverzibilni reakciji ena od smeri ustreza eksotermnemu procesu, druga pa endotermnemu procesu. Torej je pri reakciji sinteze amoniaka prednja reakcija eksotermna, povratna reakcija pa endotermna.

N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) + Q (-ΔH).

Ko se temperatura spremeni, se spremenijo hitrosti tako naprej kot povratne reakcije, vendar se sprememba hitrosti ne zgodi v enaki meri. V skladu z Arrheniusovo enačbo se endotermna reakcija, za katero je značilna velika aktivacijska energija, v večji meri odziva na temperaturne spremembe.

Zato je za oceno vpliva temperature na smer premika kemijskega ravnovesja potrebno poznati toplotni učinek procesa. Lahko se določi eksperimentalno, na primer s kalorimetrom, ali izračuna na podlagi zakona G. Hessa. Opozoriti je treba, da sprememba temperature povzroči spremembo vrednosti konstante kemijskega ravnovesja (K p).

Po Le Chatelierjevem principu Zvišanje temperature premakne ravnotežje proti endotermni reakciji. Ko se temperatura zniža, se ravnotežje premakne proti eksotermni reakciji.

torej povišanje temperature v reakciji sinteze amoniaka bo povzročil premik v ravnotežju proti endotermnemu reakcije, tj. levo. Prednost ima obratna reakcija, ki se pojavi z absorpcijo toplote.

Kemijsko ravnotežje in principi njegovega premika (Le Chatelierjev princip)

Pri reverzibilnih reakcijah lahko pod določenimi pogoji pride do stanja kemijskega ravnovesja. To je stanje, v katerem hitrost povratne reakcije postane enaka hitrosti reakcije naprej. Toda za premik ravnovesja v eno ali drugo smer je treba spremeniti reakcijske pogoje. Načelo premikanja ravnotežja je Le Chatelierjevo načelo.

Ključne točke:

1. Zunanji vpliv na sistem, ki je v stanju ravnotežja, povzroči premik tega ravnovesja v smeri, v kateri je učinek učinka oslabljen.

2. Ko se koncentracija ene od reagirajočih snovi poveča, se ravnotežje premakne v smeri porabe te snovi, ko se koncentracija zmanjša, se ravnotežje premakne v smeri nastanka te snovi.

3. S povečanjem tlaka se ravnotežje premakne proti zmanjšanju količine plinastih snovi, to je proti zmanjšanju tlaka; ko se tlak zmanjša, se ravnotežje premakne proti naraščajočim količinam plinastih snovi, torej proti naraščajočemu tlaku. Če reakcija poteka brez spreminjanja števila molekul plinastih snovi, potem tlak ne vpliva na ravnotežni položaj v tem sistemu.

4. Pri povišanju temperature se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, pri znižanju temperature pa proti eksotermni reakciji.

Za načela se zahvaljujemo priročniku "Začetki kemije" Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Popkov V.A.

Naloge enotnega državnega izpita o kemijskem ravnovesju (prej A21)

Naloga št. 1.

H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q

1. Povečan pritisk

2. Naraščajoča temperatura

3. Zmanjšan pritisk

Pojasnilo: Najprej si oglejmo reakcijo: vse snovi so plini in na desni strani sta dve molekuli produktov, na levi pa le ena, reakcija je tudi endotermna (-Q). Zato upoštevajmo spremembo tlaka in temperature. Potrebujemo ravnotežje, da se premakne proti produktom reakcije. Če povečamo tlak, se bo ravnotežje premaknilo proti zmanjševanju prostornine, torej proti reaktantom - to nam ne ustreza. Če zvišamo temperaturo, se bo ravnovesje premaknilo proti endotermni reakciji, v našem primeru proti produktom, kar je bilo potrebno. Pravilen odgovor je 2.

Naloga št. 2.

Kemijsko ravnotežje v sistemu

SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + NO2(g) - Q

se bo premaknil v smeri tvorbe reagentov, ko:

1. Povečanje koncentracije NO

2. Povečanje koncentracije SO2

3. Temperatura se dvigne

4. Povečan pritisk

Pojasnilo: vse snovi so plini, vendar sta prostornini na desni in levi strani enačbe enaki, zato tlak ne bo vplival na ravnotežje v sistemu. Upoštevajte spremembo temperature: ko temperatura narašča, se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, natančno proti reaktantom. Pravilen odgovor je 3.

Naloga št. 3.

V sistemu

2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q

bo prispeval premik ravnotežja v levo

1. Povečanje pritiska

2. Povečanje koncentracije N2O4

3. Padec temperature

4. Uvedba katalizatorja

Pojasnilo: Bodimo pozorni na dejstvo, da prostornini plinastih snovi na desni in levi strani enačbe nista enaki, zato bo sprememba tlaka vplivala na ravnovesje v tem sistemu. Namreč, z naraščanjem tlaka se ravnotežje premika proti zmanjševanju količine plinastih snovi, torej v desno. To nam ne ustreza. Reakcija je eksotermna, zato bo sprememba temperature vplivala na ravnotežje sistema. Z nižanjem temperature se bo ravnotežje premaknilo proti eksotermni reakciji, torej tudi v desno. Z večanjem koncentracije N2O4 se ravnovesje premakne v smeri porabe te snovi, torej v levo. Pravilen odgovor je 2.

Naloga št. 4.

V reakciji

2Fe(s) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(s) + 3H2(g) - Q

se bo ravnotežje premaknilo proti produktom reakcije, ko

1. Povečan pritisk

2. Dodajanje katalizatorja

3. Dodajanje železa

4. Dodajanje vode

Pojasnilo:število molekul v desnem in levem delu je enako, zato sprememba tlaka ne bo vplivala na ravnovesje v tem sistemu. Razmislimo o povečanju koncentracije železa - ravnotežje bi se moralo premakniti v smeri porabe te snovi, to je v desno (proti reakcijskim produktom). Pravilen odgovor je 3.

Naloga št. 5.

Kemijsko ravnovesje

H2O(l) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q

se bo preusmeril v oblikovanje izdelkov v primeru

1. Povečan pritisk

2. Zvišanje temperature

3. Povečanje časa postopka

4. Aplikacije katalizatorja

Pojasnilo: sprememba tlaka ne bo vplivala na ravnovesje v danem sistemu, saj niso vse snovi plinaste. Z zviševanjem temperature se ravnovesje premakne proti endotermni reakciji, to je v desno (proti nastanku produktov). Pravilen odgovor je 2.

Naloga št. 6.

Ko se tlak poveča, se kemijsko ravnovesje premakne proti produktom v sistemu:

1. CH4(g) + 3S(s) ↔ CS2(g) + 2H2S(g) - Q

2. C(t) + CO2(g) ↔ 2CO(g) - Q

3. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q

4. Ca(HCO3)2(t) ↔ CaCO3(t) + CO2(g) + H2O(g) - Q

Pojasnilo: na reakcije 1 in 4 ne vplivajo spremembe tlaka, ker niso vse sodelujoče snovi plinaste; v enačbi 2 je število molekul na desni in levi strani enako, zato tlak ne bo vplival. Enačba 3 ostane. Preverimo: z naraščanjem tlaka naj bi se ravnovesje premikalo proti padajočim količinam plinastih snovi (4 molekule na desni, 2 molekuli na levi), torej proti produktom reakcije. Pravilen odgovor je 3.

Naloga št. 7.

Ne vpliva na premik ravnotežja

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) - Q

1. Povečanje tlaka in dodajanje katalizatorja

2. Zvišanje temperature in dodajanje vodika

3. Znižanje temperature in dodajanje vodikovega jodida

4. Dodajanje joda in dodajanje vodika

Pojasnilo: v desnem in levem delu so količine plinastih snovi enake, zato sprememba tlaka ne bo vplivala na ravnovesje v sistemu, pa tudi dodajanje katalizatorja ne bo vplivalo nanj, saj takoj ko dodamo katalizator, neposredno reakcija se bo pospešila, nato pa se bo takoj vzpostavilo obratno stanje in ravnovesje v sistemu. Pravilen odgovor je 1.

Naloga št. 8.

Za premik ravnotežja v reakciji v desno

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g); ΔH°<0

potrebno

1. Uvedba katalizatorja

2. Znižanje temperature

3. Nižji tlak

4. Zmanjšana koncentracija kisika

Pojasnilo: zmanjšanje koncentracije kisika bo povzročilo premik ravnotežja proti reaktantom (na levo). Zmanjšanje tlaka bo premaknilo ravnovesje proti zmanjšanju količine plinastih snovi, to je v desno. Pravilen odgovor je 3.

Naloga št. 9.

Izkoristek produkta pri eksotermni reakciji

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

s hkratnim zvišanjem temperature in znižanjem tlaka

1. Povečanje

2. Zmanjšalo se bo

3. Ne bo se spremenilo

4. Najprej se bo povečalo, nato pa zmanjšalo

Pojasnilo: pri povišanju temperature se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, torej proti produktom, ob znižanju tlaka pa se ravnotežje premakne v smeri povečanja količin plinastih snovi, torej tudi v levo. Zato se bo izkoristek izdelka zmanjšal. Pravilen odgovor je 2.

Naloga št. 10.

Povečanje donosa metanola v reakciji

CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q

spodbuja

1. Zvišanje temperature

2. Uvedba katalizatorja

3. Uvedba inhibitorja

4. Povečan pritisk

Pojasnilo: z naraščanjem tlaka se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, torej proti reaktantom. Povečanje tlaka premakne ravnotežje v smeri zmanjševanja količine plinastih snovi, to je v smeri nastanka metanola. Pravilen odgovor je 4.

Naloge za samostojno reševanje (odgovori spodaj)

1. V sistemu

CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q

premik kemijskega ravnovesja proti reakcijskim produktom bo olajšal

1. Zmanjšanje pritiska

2. Zvišanje temperature

3. Povečanje koncentracije ogljikovega monoksida

4. Povečanje koncentracije vodika

2. V katerem sistemu se ob povečanju tlaka ravnotežje premakne proti produktom reakcije?

1. 2СО2(g) ↔ 2СО2(g) + O2(g)

2. C2H4(g) ↔ C2H2(g) + H2(g)

3. PCl3(g) + Cl2(g) ↔ PCl5(g)

4. H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl(g)

3. Kemijsko ravnotežje v sistemu

2HBr(g) ↔ H2(g) + Br2(g) - Q

se bo premaknil proti produktom reakcije, ko

1. Povečan pritisk

2. Naraščajoča temperatura

3. Zmanjšan pritisk

4. Uporaba katalizatorja

4. Kemijsko ravnotežje v sistemu

C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + Q

se premakne proti produktom reakcije, ko

1. Dodajanje vode

2. Zmanjšanje koncentracije ocetne kisline

3. Povečanje koncentracije etra

4. Pri odstranjevanju estra

5. Kemijsko ravnotežje v sistemu

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q

premakne proti nastanku reakcijskega produkta pri

1. Povečan pritisk

2. Naraščajoča temperatura

3. Zmanjšan pritisk

4. Uporaba katalizatorja

6. Kemijsko ravnotežje v sistemu

CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q

se bo premaknil proti produktom reakcije, ko

1. Povečan pritisk

2. Znižanje temperature

3. Povečanje koncentracije CO

4. Temperatura se dvigne

7. Spremembe tlaka ne bodo vplivale na stanje kemijskega ravnovesja v sistemu

1. 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

2. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)

3. 2CO(g) + O2(g) ↔ 2CO2(g)

4. N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g)

8. V katerem sistemu se bo z naraščanjem tlaka kemijsko ravnovesje premaknilo proti izhodnim snovem?

1. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q

2. N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q

3. CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(g) - Q

4. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q

9. Kemijsko ravnotežje v sistemu

С4Н10(g) ↔ С4Н6(g) + 2Н2(g) - Q

se bo premaknil proti produktom reakcije, ko

1. Zvišanje temperature

2. Znižanje temperature

3. Uporaba katalizatorja

4. Zmanjšanje koncentracije butana

10. O stanju kemijskega ravnovesja v sistemu

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) -Q

ne vpliva

1. Povečanje pritiska

2. Povečanje koncentracije joda

3. Zvišanje temperature

4. Znižajte temperaturo

2016 naloge

1. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in premikom kemijskega ravnovesja z naraščajočim tlakom v sistemu.

Enačba reakcije Premik kemijskega ravnovesja

A) N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) - Q 1. Premiki proti neposredni reakciji

B) N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q 2. Premiki proti obratni reakciji

B) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) - Q 3. Ni premika v ravnotežju

D) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q

2. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem:

CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q

in premik v kemijskem ravnovesju.

A. Povečanje koncentracije CO 1. Premiki proti neposredni reakciji

B. Zmanjšanje tlaka 3. Ne pride do premika v ravnotežju

3. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem

HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q

Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju

A. Adicija HCOOH 1. Premiki proti neposredni reakciji

B. Redčenje z vodo 3. Ne pride do premika v ravnotežju

D. Zvišanje temperature

4. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q

in premik v kemičnem ravnovesju.

Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju

A. Zmanjšanje tlaka 1. Premik proti reakciji naprej

B. Povišanje temperature 2. Premiki proti obratni reakciji

B. Zvišanje temperature NO2 3. Ne pride do premika ravnotežja

D. Dodatek O2

5. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem

4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) + Q

in premik v kemičnem ravnovesju.

Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju

A. Znižanje temperature 1. Premik k neposredni reakciji

B. Povečanje tlaka 2. Premiki proti obratni reakciji

B. Povečanje koncentracije amoniaka 3. Ni premika v ravnotežju

D. Odstranjevanje vodne pare

6. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem

WO3(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) +Q

in premik v kemičnem ravnovesju.

Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju

A. Povišanje temperature 1. Premiki proti neposredni reakciji

B. Povečanje tlaka 2. Premiki proti obratni reakciji

B. Uporaba katalizatorja 3. Ni premika v ravnovesju

D. Odstranjevanje vodne pare

7. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem

С4Н8(g) + Н2(g) ↔ С4Н10(g) + Q

in premik v kemičnem ravnovesju.

Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju

A. Povečanje koncentracije vodika 1. Premiki proti neposredni reakciji

B. Povišanje temperature 2. Premiki proti obratni reakciji

B. Povečanje tlaka 3. Ne pride do premika v ravnotežju

D. Uporaba katalizatorja

8. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in hkratno spremembo parametrov sistema, kar vodi do premika kemijskega ravnovesja v smeri neposredne reakcije.

Enačba reakcije Spreminjanje parametrov sistema

A. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. Zvišanje temperature in koncentracije vodika

B. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g) -Q 2. Znižanje temperature in koncentracije vodika

B. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. Zvišanje temperature in padanje koncentracije vodika

D. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. Znižanje temperature in povečanje koncentracije vodika

9. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in premikom kemijskega ravnovesja z naraščajočim tlakom v sistemu.

Enačba reakcije Smer premika kemijskega ravnotežja

A. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(s) 1. Premiki proti neposredni reakciji

B. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. Premiki proti obratni reakciji

B. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. Ni premika v ravnotežju

G. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)

10. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in hkratno spremembo pogojev za njeno izvedbo, kar vodi do premika kemijskega ravnovesja v smeri neposredne reakcije.

Enačba reakcije Spreminjanje pogojev

A. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. Zvišanje temperature in tlaka

B. N2O4(l) ↔ 2NO2(g) -Q 2. Znižanje temperature in tlaka

B. CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g) + Q 3. Zvišanje temperature in znižanje tlaka

D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Znižanje temperature in zvišanje tlaka

Odgovori: 1 - 3, 2 - 3, 3 - 2, 4 - 4, 5 - 1, 6 - 4, 7 - 4, 8 - 2, 9 - 1, 10 - 1

1. 3223

2. 2111

3. 1322

4. 2221

5. 1211

6. 2312

7. 1211

8. 4133

9. 1113

10. 4322

Za naloge se zahvaljujemo zbirkam vaj za leto 2016, 2015, 2014, 2013, avtorjem:

Kavernina A.A., Dobrotina D.Yu., Snastina M.G., Savinkina E.V., Zhiveinova O.G.