Cila është konstanta e ekuilibrit? Ekuilibri kimik

Pyetje studimore

1. Gjendja e ekuilibrit

Konstanta e ekuilibrit

Llogaritja e përqendrimeve të ekuilibrit

Zhvendosja e ekuilibrit kimik. Parimi i Le Chatelier

1. Gjendja e ekuilibrit

Reaksionet që ndodhin në të njëjtat kushte njëkohësisht në drejtime të kundërta quhen të kthyeshme.

Konsideroni një reagim të kthyeshëm që ndodh në një sistem të mbyllur

Shpejtësia e reagimit përpara përshkruhet nga ekuacioni:

pr = k pr [A] [B],

Ku pr – shpejtësia e reagimit të drejtpërdrejtë;

k pr është konstanta e shpejtësisë së reaksionit përpara.

Me kalimin e kohës, përqendrimet e reagentëve A Dhe NË zvogëlohet, shpejtësia e reagimit bie (Fig. 1, kurba pr).

Reagimi ndërmjet A Dhe NËçon në formimin e substancave C Dhe D, molekulat e të cilave, gjatë përplasjeve, përsëri mund të japin substanca A Dhe NË.

Shpejtësia e reaksionit të kundërt përshkruhet nga ekuacioni:

arr = k arr [C] [D],

Ku rev – shpejtësia e reagimit të kundërt;

k rev - konstanta e shpejtësisë së reaksionit të kundërt.

Si përqendrime të substancave C Dhe D rritje, shpejtësia e reaksionit të kundërt rritet (Fig. 1, kurba arr).

Fig.1. Ndryshimet në shpejtësinë e reagimeve të përparme dhe të kundërta me kalimin e kohës

Pas një kohe ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta bëhen të barabarta:

pr = arr.

Kjo gjendje e sistemit quhet gjendje e ekuilibrit .

Në një gjendje ekuilibri, përqendrimet e të gjithë pjesëmarrësve të tij pushojnë së ndryshuari me kalimin e kohës . Përqendrimet e tilla quhen ekuilibri .

Ekuilibri kimik – Kjo ekuilibër dinamik. Pandryshueshmëria e përqendrimeve të substancave të pranishme në një sistem të mbyllur është pasojë e proceseve kimike të vazhdueshme. Shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta nuk janë të barabarta me zero, por shpejtësia e vëzhguar e procesit është e barabartë me zero.

Barazia e shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta është një kusht kinetik për ekuilibrin kimik.

2. Konstanta e ekuilibrit

Kur shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta

pr = arr.

barazia është e vërtetë

k pr [A] [B] = k arr [C] [D],

ku [ A], [B], [ME], [D] – përqendrimet ekuilibër të substancave.

Meqenëse konstantet e shpejtësisë nuk varen nga përqendrimet, barazia mund të shkruhet ndryshe:

Raporti i konstanteve të shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta ( k pr / k arr. ) quhet konstanta e ekuilibrit kimik:

Ekuilibri i vërtetë kimik mund të vendoset vetëm nëse të gjitha fazat elementare të mekanizmit të reaksionit janë në ekuilibër. Pavarësisht se sa komplekse mund të jenë mekanizmat e reaksioneve të drejtpërdrejta dhe të kundërta, në një gjendje ekuilibri ata duhet të sigurojnë kalimin stoikiometrik të substancave fillestare në produktet e reaksionit dhe mbrapa. Kjo do të thotë se shuma algjebrike e të gjitha fazave të procesit është e barabartë me ekuacionin stoikiometrik të reaksionit, d.m.th. Koeficientët stekiometrikë paraqesin shumën e molekulariteteve të të gjitha fazave të mekanizmit.

Për një reagim kompleks

aA + bB  cC + dD

Për të njëjtën temperaturë, raporti i produktit të përqendrimeve të ekuilibrit të produkteve të reaksionit në gradë të barabartë me koeficientët stekiometrikë ndaj produktit të përqendrimeve ekuilibër të substancave fillestare në gradë të barabartë me koeficientët stoikiometrikë është një vlerë konstante..

Ky është formulimi i dytë i ligjit të veprimit masiv.

Shprehja për konstantën e ekuilibrit të një reaksioni heterogjen përfshin vetëm përqendrimet e substancave në fazën e lëngshme ose të gaztë, pasi përqendrimet e substancave të ngurta, si rregull, mbeten konstante.

Për shembull, shprehja për konstantën e ekuilibrit të reaksionit të mëposhtëm është

CO 2 (g) + C (tv)  2 CO (g)

është shkruar kështu:

TE c =
.

Ekuacioni i konstantës së ekuilibrit tregon se në kushte ekuilibri, përqendrimet e të gjitha substancave që marrin pjesë në reaksion janë të lidhura me njëra-tjetrën. Vlera numerike e konstantës së ekuilibrit përcakton se cili duhet të jetë në ekuilibër raporti i përqendrimeve të të gjitha substancave që reagojnë.

Një ndryshim në përqendrimin e ndonjë prej këtyre substancave sjell ndryshime në përqendrimet e të gjitha substancave të tjera. Si rezultat, vendosen përqendrime të reja, por raporti midis tyre përsëri korrespondon me konstantën e ekuilibrit.

Vlera e konstantës së ekuilibrit varet nga natyra e reaktantëve dhe temperatura.

Konstanta e ekuilibrit e shprehur në terma të përqendrimeve molare të reaktantëve ( TEMe) dhe konstanta e ekuilibrit e shprehur në terma të presioneve të pjesshme të ekuilibrit ( TEr) (shih "Bazat e termodinamikës kimike") janë të ndërlidhura nga marrëdhëniet e mëposhtme:

TEr= KMeRT  , Kc = Kr / (RT)  ,

ku  është ndryshimi i numrit të moleve të gazta në reaksion.

Ndryshimi standard në energjinë e Gibbs është

G T = - RT ln Kfq,

G T =  H – T  S.

Pas barazimit të anëve të djathta të ekuacioneve:

- RT ln Kfq =  H – T  S

ln K r = -  H / ( RT) +  S/ R .

Ekuacioni jo vetëm që përcakton llojin e varësisë së konstantës nga temperatura, por gjithashtu tregon se konstanta përcaktohet nga natyra e substancave që reagojnë.

Konstanta e ekuilibrit nuk varet nga përqendrimet (siç varet nga konstanta e shpejtësisë së reagimit), mekanizmi i reagimit, energjia e aktivizimit ose prania e katalizatorëve. Ndryshimi i mekanizmit, për shembull, kur futet një katalizator, nuk ndikon në vlerën numerike të konstantës së ekuilibrit, por, natyrisht, ndryshon shkallën e arritjes së gjendjes së ekuilibrit.

Gjendja kimike ekuilibri- kjo është një gjendje në të cilën potenciali kimik i produkteve dhe substancave fillestare janë të barabartë me njëri-tjetrin, duke marrë parasysh stoikiometrinë e procesit.

Mund të flasim për ekuilibrin kimik nëse plotësohen dy kushte:

Shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta.

Ekuilibri ekziston nëse, kur zbatohet një ndikim i jashtëm dhe më pas kur ai hiqet, sistemi kthehet në gjendjen e tij origjinale.

11. Ligji i veprimit masiv.

Në temperaturë konstante, shpejtësia e një reaksioni kimik është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve të reaktantëve, të marrë në fuqi të barabarta me koeficientët stoikiometrikë në ekuacionin e reaksionit.

Për shembull, për reagimin e sintezës së amoniakut:

N2 + 3H2 = 2NH3

ligji i veprimit masiv ka formën:

Kc = 2 / 3

12. Konstanta e ekuilibrit në një sistem homogjen. Mënyrat për të shprehur konstantën e ekuilibrit.

konstante ekuilibriështë një vlerë konstante e barabartë me raportin e produkteve të përqendrimeve të ekuilibrit të pjesëmarrësve të reaksionit përfundimtar dhe fillestar, marrë në fuqi që korrespondojnë me koeficientët stoikiometrikë

Homogjene Reaksionet që ndodhin në një fazë quhen: në një përzierje gazesh, në një lëng ose nganjëherë në një tretësirë ​​të ngurtë.

Mënyrat për të shprehur konstantën e ekuilibrit

Nëse përqendrimet e substancave të përfshira në reaksion shprehen në njësi molare të molaritetit, d.m.th. në mol/l, zakonisht shënohet Kc

Për një reaksion homogjen të gazit, është më e përshtatshme të shprehet konstanta e ekuilibrit në termat e presioneve të pjesshme të substancave:

Ndonjëherë është e përshtatshme të shprehet konstanta e ekuilibrit jo në terma të presioneve dhe përqendrimeve të pjesshme, por në terma të sasive të substancave:
ose përmes fraksioneve molore përkatëse:

Në rastin e përgjithshëm, konstantat e ekuilibrit Kc, Kp, Kn dhe KN janë të ndryshme.

13. Parimi Le Chatelier-Brown .

Nëse një ndikim i jashtëm ushtrohet në një sistem që është në ekuilibër, atëherë ekuilibri zhvendoset në drejtimin që dobëson ndikimin e jashtëm.

14. Ekuacioni i izobarit Van't Hoff.

Kjo shprehje na lejon të vlerësojmë në mënyrë cilësore ndikimin e T në ekuilibër dhe konstanten e ekuilibrit.

15.Faza.

Faza quhet - një pjesë homogjene e një sistemi heterogjen që ka një ndërfaqe reale, brenda së cilës të gjitha vetitë mund të ndryshojnë vazhdimisht, dhe kur kalojnë nëpër të papritur.

16.Përbërësit dhe përbërësit.

Komponenti quhet– numri minimal i komponentëve të mjaftueshëm për të përshkruar gjendjen e sistemeve.

Substancat përbërësequhen - substancat që janë pjesë e një sistemi që mund të izolohen duke përdorur metoda konvencionale të barnave dhe që mund të ekzistojnë jashtë sistemit për aq kohë sa të dëshirohet.

17. Rregulla e fazës Gibbs .

Numri i shkallëve të lirisë së një sistemi termodinamik ekuilibër, i cili ndikohet vetëm nga temperatura dhe presioni midis faktorëve të jashtëm, është i barabartë me numrin e përbërësve të pavarur S=K-F+n(numri i parametrave të jashtëm)

Rregulli i fazës tregon se numri i shkallëve të lirisë rritet me numrin e komponentëve dhe zvogëlohet me numrin e fazave të sistemit.

18. Kushtet e ekuilibrit fazor në sistem.

Në një sistem heterogjen, ekziston ekuilibri fazor nëse ekzistojnë llojet e mëposhtme të ekuilibrave midis fazave:

Termike (barazia e temperaturës)

Mekanike (barazia e presionit)

Kimike për çdo komponent

19.Ekuacioni Clausius-Clausius

ku, - Δ V- ndryshimi i vëllimit të një lënde gjatë kalimit të saj nga faza e parë në të dytën, T - temperatura e tranzicionit, Δ H- ndryshimi i entropisë dhe entalpisë së një lënde gjatë kalimit të 1 mol të një lënde nga një fazë në tjetrën

Kjo ju lejon të vlerësoni se si ndryshon temperatura ose presioni gjatë një tranzicioni fazor kur ndryshojnë 2 parametra.

20. diagrami i gjendjes së ujit

Marrëdhënia midis sasive që karakterizojnë gjendjen e sistemit dhe transformimeve fazore në sistem - kalimi nga e ngurtë në të lëngshme, nga e lëngët në të gaztë

21. Zgjidhjet e vërteta. Mënyrat për të shprehur përqendrimin e një tretësire. Llogaritja e pjesës molare dhe masive të një lënde dhe përqendrimi molar i një lënde në tretësirë.

Zgjidhje e vërtetë- ky është një lloj tretësire në të cilën madhësitë e grimcave të lëndës së tretur janë jashtëzakonisht të vogla dhe të krahasueshme me madhësinë e grimcave të tretësit.

Ka zgjidhje të gaztë(përzierjet e gazit), lëngshme Dhe vështirë. Tretësira e gaztë është ajri. Uji i detit është një përzierje e kripërave në ujë - një zgjidhje e lëngshme. Tretësira të ngurta - lidhje metalike. Tretësirat përbëhen nga një tretës dhe një substancë e tretur.

Ajo quhet zgjidhje një sistem homogjen i ngurtë ose i lëngët i përbërë nga dy ose më shumë pjesë përbërëse.

Konsiderohet një tretës– një substancë që përcakton gjendjen e grumbullimit të një tretësire ose të një lënde që është më e madhe në vëllim ose masë.

Metodat e shprehjes së përqendrimit të tretësirave.

Përqendrimi i tretësirës është masa ose sasia e një lënde të tretur në një sasi, masë ose vëllim të caktuar të një solucioni ose tretësi.

1) Pjesa masive ( wi ) është masa e lëndës së tretur që përmbahet në 100 gram tretësirë.

2) Pjesa e nishanit (mol) - X i – numri i moleve të përbërësit që përmban 1 mol tretësirë.

3) Përqendrimi molal (molalitet) mi – numri i moleve të lëndës së tretur që përmban 1 kg tretës [mol/kg].

4) Përqendrimi molar ME i – numri i moleve të substancës së tretur që përmban 1 litër ose 1 dm3 tretësirë ​​[mol/l].

Përcaktohet ndikimi i ndryshimeve në kushtet e jashtme në pozicionin e ekuilibrit Parimi i Le Chatelier (parimi i ekuilibrit të lëvizjes): Nëse ndonjë ndikim i jashtëm zbatohet në një sistem në gjendje ekuilibri, atëherë në sistem ai drejtim i procesit që dobëson efektin e këtij ndikimi do të forcohet dhe pozicioni i ekuilibrit do të zhvendoset në të njëjtin drejtim.

Parimi i Le Chatelier nuk vlen vetëm për proceset kimike, por edhe për ato fizike, si zierja, kristalizimi, shpërbërja etj.

Le të shqyrtojmë ndikimin e faktorëve të ndryshëm në ekuilibrin kimik duke përdorur shembullin e reaksionit të oksidimit të NO:

2 NR (g) + O 2(g) 2 NR 2 (g) ; H o 298 = - 113,4 kJ/mol.

Efekti i temperaturës në ekuilibrin kimik

Me rritjen e temperaturës, ekuilibri zhvendoset drejt reaksionit endotermik, dhe me uljen e temperaturës, drejt reaksionit ekzotermik.

Shkalla e zhvendosjes së ekuilibrit përcaktohet nga vlera absolute e efektit termik: aq më e madhe është vlera absolute e entalpisë së reaksionit. H, aq më i madh është ndikimi i temperaturës në gjendjen e ekuilibrit.

Në reaksionin në shqyrtim për sintezën e oksidit nitrik (IV ) një rritje e temperaturës do të zhvendosë ekuilibrin drejt substancave fillestare.

Efekti i presionit në ekuilibrin kimik

Kompresimi e zhvendos ekuilibrin në drejtim të një procesi që shoqërohet me një ulje të vëllimit të substancave të gazta dhe një ulje e presionit e zhvendos ekuilibrin në drejtim të kundërt. Në shembullin në shqyrtim, ka tre vëllime në anën e majtë të ekuacionit dhe dy në të djathtë. Duke qenë se rritja e presionit favorizon procesin që ndodh me uljen e vëllimit, atëherë me rritjen e presionit ekuilibri do të zhvendoset djathtas, d.m.th. drejt produktit të reaksionit - NO 2 . Ulja e presionit do të zhvendosë ekuilibrin në drejtim të kundërt. Duhet të theksohet se nëse në ekuacionin e një reaksioni të kthyeshëm numri i molekulave të substancave të gazta në anën e djathtë dhe të majtë është i barabartë, atëherë një ndryshim në presion nuk ndikon në pozicionin e ekuilibrit.

Efekti i përqendrimit në ekuilibrin kimik

Për reaksionin në shqyrtim, futja e sasive shtesë të NO ose O 2 në sistemin e ekuilibrit shkakton një zhvendosje të ekuilibrit në drejtimin në të cilin përqendrimi i këtyre substancave zvogëlohet, prandaj, ka një zhvendosje të ekuilibrit drejt formimit JO 2 . Përqendrimi i rritur JO 2 zhvendos ekuilibrin drejt substancave fillestare.

Katalizatori përshpejton në mënyrë të barabartë reaksionet përpara dhe të kundërta dhe për këtë arsye nuk ndikon në ndryshimin e ekuilibrit kimik.

Kur futet në një sistem ekuilibri (në P = konst ) të gazit inert, përqendrimet e reagentëve (presionet e pjesshme) ulen. Që nga procesi i oksidimit në shqyrtim NR shkon me një ulje të volumit, pastaj kur shtohet

Konstanta e ekuilibrit kimik

Për një reaksion kimik:

2 NR (g) + O 2 (g) 2 JO 2 (g)

Konstanta e reaksionit kimik Kc është raporti:

(12.1)

Në këtë ekuacion, në kllapa katrore janë përqendrimet e substancave reaguese që vendosen në ekuilibrin kimik, d.m.th. përqendrimet e ekuilibrit të substancave.

Konstanta e ekuilibrit kimik lidhet me ndryshimin në energjinë e Gibbs nga ekuacioni:

G T o = – RTlnK . (12.2).

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

Në një temperaturë të caktuar, përqendrimet e ekuilibrit në sistem janë 2CO (g) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) ishin: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Përcaktoni konstantën e ekuilibrit në këtë temperaturë dhe përqendrimet fillestare të CO dhe O 2 , nëse përzierja origjinale nuk përmban CO 2 .

.

2 CO (g) + O 2(g) 2CO 2 (d).

Në rreshtin e dytë, "proreact" i referohet përqendrimit të substancave fillestare të reaguara dhe përqendrimit të CO 2 që rezulton. , dhe, me fillestar = me react + me të barabartë .

Duke përdorur të dhënat e referencës, llogaritni konstantën e ekuilibrit të procesit

3 H 2 (G) + N 2 (G) 2 NH 3 (G) në 298 K.

G 298 o = 2·( - 16,71) kJ = -33,42 10 3 J.

G T o = - RTlnK.

lnK = 33,42 10 3 /(8,314 × 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .

Përcaktoni përqendrimin ekuilibër të HI në sistem

H 2(g) + I 2(g) 2HI (G),

nëse në një temperaturë të caktuar konstanta e ekuilibrit është 4, dhe përqendrimet fillestare të H 2, I 2 dhe HI janë të barabartë me 1, 2 dhe 0 mol/l, respektivisht.

Zgjidhje. Le të reagojë x mol/l H2 në një moment të caktuar kohor.

.

Duke zgjidhur këtë ekuacion, marrim x = 0,67.

Kjo do të thotë që përqendrimi ekuilibër i HI është 2 × 0,67 = 1,34 mol/L.

Duke përdorur të dhënat e referencës, përcaktoni temperaturën në të cilën konstanta e ekuilibrit të procesit është: H 2 (g) + HCOH (d)CH3OH (d) bëhet e barabartë me 1. Supozojmë se H o T » H o 298 dhe S o T "S o 298.

Nëse K = 1, atëherë G o T = - RTlnK = 0;

G o T » N rreth 298 - T D S o 298 . Pastaj;

N rreth 298 = -202 - (- 115,9) = -86,1 kJ = - 86,1× 10 3 J;

S o 298 = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 J/K;

TE.

Për reaksionin SO 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2(G) në një temperaturë të caktuar konstanta e ekuilibrit është 4. Përcaktoni përqendrimin e ekuilibrit të SO 2 Cl 2 , nëse përqendrimet fillestare të SO 2, Cl 2 dhe SO 2 Cl 2 janë përkatësisht të barabarta me 2, 2 dhe 1 mol/l.

Zgjidhje. Le të reagojë x mol/l SO 2 në një moment të caktuar kohor.

SO 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2 (G)

Pastaj marrim:

.

Duke zgjidhur këtë ekuacion, gjejmë: x 1 = 3 dhe x 2 = 1,25. Por x 1 = 3 nuk i plotëson kushtet e problemit.
Prandaj, = 1,25 + 1 = 2,25 mol/l.

Probleme për t'u zgjidhur në mënyrë të pavarur

12.1. Në cilin nga reaksionet e mëposhtme rritja e presionit do ta zhvendosë ekuilibrin djathtas? Arsyetoni përgjigjen.

1) 2 NH 3 (g) 3 H 2 (g) + N 2 (d)

2) ZnCO 3 (k) ZnO (k) + CO 2 (d)

3) 2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (w)

4) CO 2 (g) + C (grafit) 2CO (g)

12.2.Në një temperaturë të caktuar, përqendrimet e ekuilibrit në sistem

2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (d)

ishin: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Përcaktoni konstantën e ekuilibrit dhe përqendrimin fillestar të HBr.

12.3.Për reaksionin H 2(g)+S (d) H 2 S (d) në një temperaturë të caktuar konstanta e ekuilibrit është 2. Përcaktoni përqendrimet e ekuilibrit të H 2 dhe S, nëse përqendrimet fillestare të H 2, S dhe H2 S janë të barabartë me 2, 3 dhe 0 mol/l, respektivisht.

Le të kthehemi te procesi i prodhimit të amoniakut, i shprehur me ekuacionin:

N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g)

Duke qenë në një vëllim të mbyllur, azoti dhe hidrogjeni bashkohen dhe formojnë amoniak. Sa do të zgjasë ky proces? Është logjike të supozohet se derisa të mbarojë ndonjë prej reagentëve. Sidoqoftë, në jetën reale kjo nuk është plotësisht e vërtetë. Fakti është se disa kohë pasi të ketë filluar reagimi, amoniaku që rezulton do të fillojë të dekompozohet në azot dhe hidrogjen, d.m.th., do të fillojë një reagim i kundërt:

2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g)

Në fakt, në një vëllim të mbyllur, dy reagime, drejtpërdrejt të kundërta me njëri-tjetrin, do të ndodhin menjëherë. Prandaj, ky proces shkruhet nga ekuacioni i mëposhtëm:

N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g)

Një shigjetë e dyfishtë tregon se reagimi vazhdon në dy drejtime. Reaksioni i kombinimit të azotit dhe hidrogjenit quhet reagim i drejtpërdrejtë. Reagimi i dekompozimit të amoniakut - reagim i kundërt.

Në fillim të procesit, shkalla e reagimit të drejtpërdrejtë është shumë e lartë. Por me kalimin e kohës, përqendrimet e reagentëve zvogëlohen, dhe sasia e amoniakut rritet - si rezultat, shkalla e reagimit përpara zvogëlohet, dhe shkalla e reagimit të kundërt rritet. Vjen një moment kur ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta krahasohen - ndodh ekuilibri kimik ose ekuilibri dinamik. Në ekuilibër, ndodhin si reaksionet e përparme ashtu edhe ato të kundërta, por shpejtësia e tyre është e njëjtë, kështu që nuk vërehen ndryshime.

Konstanta e ekuilibrit

Reagimet e ndryshme zhvillohen në mënyra të ndryshme. Në disa reaksione, një numër mjaft i madh i produkteve të reaksionit formohen përpara se të arrihet ekuilibri; në të tjerët - shumë më pak. Kështu, mund të themi se një ekuacion i veçantë ka konstanten e vet të ekuilibrit. Duke ditur konstantën e ekuilibrit të një reaksioni, është e mundur të përcaktohen sasitë relative të reaktantëve dhe produkteve të reaksionit në të cilat ndodh ekuilibri kimik.

Le të përshkruhet ndonjë reagim me ekuacionin: aA + bB = cC + dD

• a, b, c, d - koeficientët e ekuacionit të reaksionit;
• A, B, C, D - formula kimike të substancave.

Konstanta e ekuilibrit:

[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b

Kllapat katrore tregojnë se formula përfshin përqendrime molare të substancave.

Çfarë thotë konstanta e ekuilibrit?

Për sintezën e amoniakut në temperaturën e dhomës K = 3,5·10 8. Ky është një numër mjaft i madh, që tregon se ekuilibri kimik do të ndodhë kur përqendrimi i amoniakut është shumë më i madh se materialet e mbetura fillestare.

Në prodhimin aktual të amoniakut, detyra e teknologut është të marrë koeficientin më të lartë të mundshëm të ekuilibrit, d.m.th., në mënyrë që reagimi i drejtpërdrejtë të vazhdojë deri në përfundim. Si mund të arrihet kjo?

Parimi i Le Chatelier

Parimi i Le Chatelier lexon:

Si ta kuptojmë këtë? Është shumë e thjeshtë. Ka tre mënyra për të prishur ekuilibrin:

• ndryshimi i përqendrimit të substancës;
• ndryshimi i temperaturës;
• duke ndryshuar presionin.

Kur reaksioni i sintezës së amoniakut është në ekuilibër, ai mund të përshkruhet si më poshtë (reagimi është ekzotermik):

N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + Nxehtësia

Ndryshimi i përqendrimit

Le të futim azot shtesë në një sistem të ekuilibruar. Kjo do të prishë ekuilibrin:

Reagimi përpara do të fillojë të vazhdojë më shpejt sepse sasia e azotit është rritur dhe më shumë prej tij reagon. Pas ca kohësh, ekuilibri kimik do të ndodhë përsëri, por përqendrimi i azotit do të jetë më i madh se përqendrimi i hidrogjenit:

Por, është e mundur që sistemi të "ankohet" në anën e majtë në një mënyrë tjetër - duke "ndriçuar" anën e djathtë, për shembull, duke hequr amoniakun nga sistemi ndërsa formohet. Kështu, reagimi i drejtpërdrejtë i formimit të amoniakut do të mbizotërojë përsëri.

Ndryshimi i temperaturës

Ana e djathtë e "peshores" tonë mund të ndryshohet duke ndryshuar temperaturën. Në mënyrë që ana e majtë të "peshojë", është e nevojshme të "ndriçoni" anën e djathtë - ulni temperaturën:

Ndryshimi i presionit

Është e mundur të prishet ekuilibri në një sistem duke përdorur presionin vetëm në reaksionet me gazrat. Ka dy mënyra për të rritur presionin:

• zvogëlimi i vëllimit të sistemit;
• futja e gazit inert.

Ndërsa presioni rritet, numri i përplasjeve molekulare rritet. Në të njëjtën kohë, përqendrimi i gazeve në sistem rritet dhe ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta ndryshojnë - ekuilibri është i shqetësuar. Për të rivendosur ekuilibrin, sistemi "përpiqet" të zvogëlojë presionin.

Gjatë sintezës së amoniakut, dy molekula të amoniakut formohen nga 4 molekula të azotit dhe hidrogjenit. Si rezultat, numri i molekulave të gazit zvogëlohet - presioni bie. Si pasojë, për të arritur ekuilibrin pas rritjes së presionit, shpejtësia e reagimit përpara rritet.

Le të përmbledhim. Sipas parimit të Le Chatelier, prodhimi i amoniakut mund të rritet me:

• rritja e përqendrimit të reagentëve;
• zvogëlimi i përqendrimit të produkteve të reaksionit;
• ulja e temperaturës së reagimit;
• duke rritur presionin në të cilin ndodh reaksioni.