Kako će se promijeniti hemijska ravnoteža u sistemu. Hemijska ravnoteža, pomak ravnoteže

tada dobijamo:

Rješavajući ovu jednačinu, nalazimo: x 1 = 3 i x 2 = 1,25. Ali x 1 = 3 ne zadovoljava uslov problema.
Dakle, \u003d 1,25 + 1 \u003d 2,25 mol / l.

12.1. U kojoj će od sljedećih reakcija povećanje pritiska pomjeriti ravnotežu udesno? Obrazložite odgovor.

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

2) ZnCO 3 (c) ZnO (c) + CO 2 (g)

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

4) CO2 (d) + C (grafit) 2CO (g)

12.2.Na određenoj temperaturi, ravnotežne koncentracije u sistemu

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

Sve hemijske reakcije su u principu reverzibilne.
To znači da se i interakcija reaktanata i interakcija produkata odvijaju u reakcijskoj smjesi. U tom smislu, razlika između reaktanata i proizvoda je proizvoljna. Smjer hemijske reakcije određen je uslovima njenog sprovođenja (temperatura, pritisak, koncentracija supstanci).
Mnoge reakcije imaju jedan preferirani smjer, a da bi se takve reakcije odvijale u suprotnom smjeru, ekstremnim uslovima. U takvim reakcijama dolazi do gotovo potpune konverzije reaktanata u produkte.

Primjer. Gvožđe i sumpor uz umereno zagrevanje međusobno reaguju i formiraju gvožđe (II) sulfid, FeS je stabilan u takvim uslovima i praktično se ne razlaže na gvožđe i sumpor:

Na 200 atm i 400 0C postiže se maksimalni i jednak 36% (volumenski) sadržaj NH3 u reakcionoj smjesi. Daljnjim povećanjem temperature zbog pojačanog toka reverzne reakcije, volumni udio amonijaka u smjesi se smanjuje.
Prednja i obrnuta reakcija odvijaju se istovremeno u suprotnim smjerovima.

U svim reverzibilnim reakcijama, brzina reakcije naprijed opada, a brzina reverzne reakcije raste sve dok obje brzine ne postanu jednake i ravnotežno stanje se ne uspostavi.

U stanju ravnoteže, brzine direktne i reverzne reakcije postaju jednake.

PRINCIP LE CHATELIER-a.POMJENA HEMIJSKE RAVNOTEŽE.

Položaj hemijske ravnoteže zavisi od sledećih parametara reakcije: temperature, pritiska i koncentracije. Utjecaj koji ovi faktori imaju na kemijsku reakciju slijedi obrazac koji je izražen opšti pogled 1884. godine od strane francuskog naučnika Le Chateliera. Moderna formulacija Le Chatelierovog principa je sljedeća:

1. Utjecaj temperature. U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom.

2. Uticaj pritiska. U svim reakcijama koje uključuju plinovite tvari, praćene promjenom volumena zbog promjene količine tvari pri kretanju od polaznih tvari do proizvoda, tlak u sistemu utječe na položaj ravnoteže.
Utjecaj pritiska na ravnotežni položaj podliježe sljedećim pravilima:

Dakle, tokom prelaska sa polaznih supstanci na produkte, zapremina gasova se smanjila za polovinu. To znači da se s povećanjem tlaka ravnoteža pomiče prema stvaranju NH3, o čemu svjedoče sljedeći podaci za reakciju sinteze amonijaka na 400 0C:

3. Utjecaj koncentracije. Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže pridržava se sljedećih pravila:

Hemijska ravnoteža je inherentna reverzibilan reakcije i nije tipično za nepovratan hemijske reakcije.

Često, kada radite hemijski proces, početni reaktanti u potpunosti prelaze u produkte reakcije. Na primjer:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Nemoguće je dobiti metalni bakar izvođenjem reakcije u suprotnom smjeru, jer. dato reakcija je nepovratna. U takvim procesima reaktanti se u potpunosti pretvaraju u produkte, tj. reakcija ide do kraja.

Ali većina hemijskih reakcija reverzibilan, tj. vjerovatno paralelna reakcija u direktnom i obrnutim pravcima. Drugim riječima, reaktanti se samo djelomično pretvaraju u produkte i reakcioni sistem sastojat će se od reaktanata i proizvoda. Sistem unutra ovaj slučaj je u stanju hemijska ravnoteža.

U reverzibilnim procesima, isprva ima direktnu reakciju najveća brzina, koji se postepeno smanjuje zbog smanjenja količine reagensa. Obrnuta reakcija, naprotiv, u početku ima minimalnu brzinu, koja se povećava kako se proizvodi akumuliraju. Na kraju, dolazi trenutak kada brzine obe reakcije postaju jednake - sistem dolazi u stanje ravnoteže. Kada se postigne ravnotežno stanje, koncentracije komponenti ostaju nepromijenjene, ali kemijska reakcija ne prestaje. To. Ovo je dinamičko (pokretno) stanje. Radi jasnoće predstavljamo sljedeću sliku:

Recimo da ih ima reverzibilna hemijska reakcija:

a A + b B = c C + d D

onda po zakonu glumačke mase, pišemo izraze za ravnoυ 1 i obrnutoυ 2 reakcije:

υ1 = k 1 [A] a [B] b

υ2 = k 2 [C] c [D] d

U stanju hemijska ravnoteža, brzine reakcije naprijed i nazad su jednake, tj.

k 1 [A] a [B] b = k 2 [C] c [D] d

dobijamo

To= k1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b

Gdje K =k 1 / k 2 – konstanta ravnoteže.

Za bilo koga reverzibilni proces, pod datim uslovima k je konstantna vrijednost. Ne ovisi o koncentraciji tvari, jer kada se promijeni količina jedne od supstanci, mijenjaju se i količine ostalih komponenti.

Kada se uslovi za tok hemijskog procesa promene, moguć je pomak u ravnoteži.

Faktori koji utiču na promjenu ravnoteže:

• promjena u koncentraciji reaktanata ili proizvoda,
• promjena pritiska,
• promjena temperature,
• uvođenje katalizatora u reakcioni medij.

Le Chatelierov princip

Svi navedeni faktori utiču na promjenu hemijske ravnoteže kojoj je podložna Le Chatelierov princip: ako promijenite jedan od uslova pod kojima je sistem u ravnoteži - koncentraciju, pritisak ili temperaturu - tada će se ravnoteža pomjeriti u smjeru reakcije koja se suprotstavlja ovoj promjeni. One. ravnoteža ima tendenciju da se pomeri u pravcu, što dovodi do smanjenja uticaja uticaja koji je doveo do narušavanja ravnotežnog stanja.

Dakle, posebno ćemo razmotriti uticaj svakog od njihovih faktora na stanje ravnoteže.

Uticaj promjene u koncentracijama reaktanata ili proizvoda pokažemo na primjeru Haberov proces:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)

Ako se, na primjer, dušik doda ravnotežnom sistemu koji se sastoji od N 2 (g), H 2 (g) i NH 3 (g), tada bi se ravnoteža trebala pomjeriti u smjeru koji bi doprinio smanjenju količine vodonik prema svojoj prvobitnoj vrijednosti, oni. u smjeru stvaranja dodatne količine amonijaka (desno). Istovremeno će doći i do smanjenja količine vodonika. Kada se sistemu doda vodonik, ravnoteža će se takođe pomeriti ka stvaranju nove količine amonijaka (desno). Dok je uvođenje amonijaka u ravnotežni sistem, prema Le Chatelierov princip , će izazvati pomak ravnoteže prema procesu koji je povoljan za nastanak polaznih supstanci (lijevo), tj. koncentraciju amonijaka treba smanjiti razlaganjem dijela na dušik i vodik.

Smanjenje koncentracije jedne od komponenti će pomjeriti ravnotežno stanje sistema prema formiranju ove komponente.

Uticaj promene pritiska ima smisla ako gasovite komponente učestvuju u procesu koji se proučava iu tom slučaju dolazi do promene ukupnog broja molekula. Ako ukupan broj molekuli ostaju u sistemu trajno, zatim promjena pritiska ne utiče na svom bilansu, na primjer:

I 2 (g) + H 2 (g) \u003d 2HI (g)

Ako se ukupni pritisak ravnotežnog sistema poveća smanjenjem njegove zapremine, tada će se ravnoteža pomeriti u pravcu smanjenja zapremine. One. ka smanjenju broja gas u sistemu. U reakciji:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)

od 4 molekula gasa (1 N 2 (g) i 3 H 2 (g)) nastaju 2 molekula gasa (2 NH 3 (g)), tj. pritisak u sistemu se smanjuje. Kao rezultat toga, povećanje tlaka će doprinijeti stvaranju dodatne količine amonijaka, tj. ravnoteža će se pomeriti u pravcu svog formiranja (udesno).

Ako je temperatura sistema konstantna, onda promena ukupnog pritiska sistema neće dovesti do promene konstante ravnoteže TO.

Promjena temperature sistem utiče ne samo na pomeranje njegove ravnoteže, već i na konstantu ravnoteže TO. Ako je ravnotežnom sistemu, pri konstantnom pritisku, data dodatna toplota, tada će se ravnoteža pomeriti u pravcu apsorpcije toplote. Uzmite u obzir:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g) + 22 kcal

Dakle, kao što vidite, prednja reakcija se nastavlja oslobađanjem toplote, a reverzna reakcija apsorpcijom. Sa povećanjem temperature, ravnoteža ove reakcije se pomera prema reakciji razgradnje amonijaka (levo), jer to je i slabi vanjski utjecaj - porast temperature. Naprotiv, hlađenje dovodi do pomaka u ravnoteži u smjeru sinteze amonijaka (udesno), jer reakcija je egzotermna i otporna je na hlađenje.

Dakle, povećanje temperature pogoduje pomaku hemijska ravnoteža u smjeru endotermne reakcije, a pad temperature je u smjeru egzotermnog procesa . Konstante ravnoteže svih egzotermnih procesa sa povećanjem temperature pada, a endotermnih procesa - povećanjem.

Kada dođe do stanja hemijske ravnoteže, sistem će ostati u njemu sve dok se spoljašnji uslovi ne promene. To će dovesti do promjene parametara sistema, tj. na pomak u hemijskoj ravnoteži u pravcu jedne od reakcija. Za kvalitativna definicija smjer pomaka ravnoteže u kemijskoj reakciji je Le Chatelier-Brownov princip:

Ako se na sistem u ravnoteži izvrši vanjski uticaj, tj. promenite uslove pod kojima je sistem bio u ravnoteži, tada će procesi početi da teče u sistemu bržom brzinom, smanjujući uticaj.

Na stanje hemijske ravnoteže najviše utiču koncentracija, pritisak, temperatura.

Kao što se vidi iz izraza za konstantu brzine reakcije, povećanje koncentracije početnih supstanci N i M dovodi do povećanja brzine direktne reakcije. Kaže se da se ravnoteža pomjerila u smjeru reakcije naprijed. Suprotno tome, povećanje koncentracije proizvoda pomiče ravnotežu u smjeru obrnute reakcije.

Kada se ukupan pritisak u ravnotežnoj smeši promeni, parcijalni pritisci svih učesnika u reakciji se menjaju u isti broj jednom. Ako se broj molova plinova ne promijeni u reakciji, kao, na primjer, u reakciji H2 + Cl2 - 2 HCl, tada sastav smjese ostaje u ravnoteži i ravnoteža se ne pomiče. Ako se broj molova plinova u reakciji promijeni, tada će sastav plinske mješavine postati neravnotežan kao rezultat promjene tlaka, a jedna od reakcija će početi da se odvija bržom brzinom. Smjer pomaka ravnoteže u ovom slučaju ovisi o tome da li se broj molova plinova povećao ili smanjio.

Razmotrite, na primjer, reakciju

N2 + 3 H2 - 2 NH3

Svi učesnici u ovoj reakciji su gasovi. Neka se ukupan pritisak u ravnotežnoj smjesi poveća (smjesa je komprimirana). Ravnoteža će biti poremećena, u sistemu bi trebali započeti procesi koji će dovesti do smanjenja pritiska. Ali pritisak je proporcionalan broju udara molekula na zidove, tj. broj molekula. Iz jednadžbe reakcije se vidi da se kao rezultat direktne reakcije broj molekula plina smanjuje sa 4 mola na 2 mola, a kao rezultat reverzne reakcije shodno tome raste. Stoga će doći do smanjenja ukupnog tlaka ako se ravnoteža pomakne u smjeru direktne reakcije. Sa smanjenjem ukupnog pritiska u ovom sistemu, ravnoteža će se pomeriti u pravcu reverzne reakcije, što će dovesti do povećanja broja molekula gasa, tj. do povećanja pritiska.

AT opšti slučaj s povećanjem ukupnog tlaka, ravnoteža se pomiče u smjeru reakcije, što dovodi do smanjenja broja plinovitih molekula, a sa smanjenjem tlaka, u smjeru reakcije, u kojem se povećava broj plinovitih molekula. .

Da bi se odredio pravac pomeranja ravnoteže sa promenom temperature sistema, potrebno je poznavati toplotni efekat reakcije, tj. da li je reakcija egzotermna ili endotermna. Mora se imati na umu da se tokom egzotermne reakcije oslobađa toplota i temperatura raste. Tokom endotermne reakcije, temperatura opada zbog apsorpcije topline. Stoga, kada temperatura raste, ravnoteža se uvijek pomiče prema endotermnoj reakciji, a kada se smanjuje, uvijek se pomiče ka egzotermnoj reakciji. Na primjer, u sistemu u kojem se javlja reverzibilna reakcija

1. Među svim poznatim reakcijama razlikuju se reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Prilikom proučavanja reakcija jonske izmjene navedeni su uvjeti pod kojima se one odvijaju. ().

Poznate su i reakcije koje ne idu do kraja pod datim uslovima. Tako, na primjer, kada se sumpor dioksid otopi u vodi, dolazi do reakcije: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Ali ispostavilo se da u vodeni rastvor može se formirati samo određena količina sumporne kiseline. To je zbog činjenice da je sumporna kiselina krhka i dolazi do obrnute reakcije, tj. razlaganje na sumporov oksid i vodu. Dakle, ova reakcija ne ide do kraja jer se dvije reakcije odvijaju istovremeno - ravno(između sumpor-oksida i vode) i obrnuto(razgradnja sumporne kiseline). SO 2 + H 2 O↔H2SO3.

Hemijske reakcije koje se pod datim uslovima odvijaju u međusobno suprotnim smjerovima nazivaju se reverzibilne.

2. Budući da brzina kemijskih reakcija ovisi o koncentraciji reaktanata, tada najprije brzina direktne reakcije ( υ pr) mora biti maksimum i brzinu povratna reakcija ( υ arr) jednako nuli. Koncentracija reaktanata opada s vremenom, a koncentracija produkta reakcije raste. Stoga se brzina reakcije naprijed smanjuje, a brzina obrnute povećava. U određenom trenutku, brzine reakcije naprijed i nazad postaju jednake:

U svim reverzibilnim reakcijama, brzina reakcije naprijed opada, brzina obrnute reakcije raste sve dok obje brzine ne postanu jednake i ne uspostavi se ravnotežno stanje:

υ pr =υ arr

Stanje sistema u kojem je brzina direktne reakcije jednaka brzini reverzne reakcije naziva se hemijska ravnoteža.

U stanju kemijske ravnoteže, kvantitativni omjer između supstanci koje reaguju i produkta reakcije ostaje konstantan: koliko molekula produkta reakcije nastaje u jedinici vremena, toliko ih se raspada. Međutim, stanje hemijske ravnoteže se održava sve dok su uslovi reakcije nepromenjeni: koncentracija, temperatura i pritisak.

Kvantitativno je opisano stanje hemijske ravnoteže zakon masovne akcije.

U ravnoteži, omjer proizvoda koncentracija produkta reakcije (u snagama njihovih koeficijenata) i proizvoda koncentracija reaktanata (također u snagama njihovih koeficijenata) je konstantna vrijednost, neovisna o početnim koncentracijama tvari u reakcijskoj smjesi.

Ovo konstantan pozvao konstanta ravnoteže - k

Dakle za reakciju: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (D) + 92,4 kJ, konstanta ravnoteže se izražava na sljedeći način:

υ 1 =υ 2

υ 1 (direktna reakcija) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , gdje– ravnotežne molarne koncentracije, = mol/l

υ 2 (obrnuta reakcija) = k 2 [ NH 3 ] 2

k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ NH 3 ] 2

Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – konstanta ravnoteže.

Hemijska ravnoteža zavisi od koncentracije, pritiska, temperature.

Principodređuje smjer ravnotežnog miješanja:

Ako je na sistem koji je u ravnoteži izvršen vanjski utjecaj, tada će se ravnoteža u sistemu pomjeriti u smjeru suprotnom od ovog utjecaja.

1) Uticaj koncentracije - ako je koncentracija polaznih tvari povećana, tada se ravnoteža pomiče prema stvaranju produkta reakcije.

Na primjer,Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

Kada se doda u reakcionu smjesu, na primjer nitrogen, tj. koncentracija reagensa raste, nazivnik u izrazu za K raste, ali pošto je K konstanta, brojnik se takođe mora povećati da bi se ispunio ovaj uslov. Tako se povećava količina produkta reakcije u reakcijskoj smjesi. U ovom slučaju govorimo o pomaku hemijske ravnoteže udesno, prema proizvodu.

Dakle, povećanje koncentracije reaktanata (tečnih ili plinovitih) pomiče se prema produktima, tj. ka direktnoj reakciji. Povećanje koncentracije proizvoda (tečnih ili gasovitih) pomera ravnotežu prema reaktantima, tj. prema zadnjoj reakciji.

Masovna promjena solidan ne menja ravnotežni položaj.

2) Temperaturni efekat Povećanje temperature pomera ravnotežu prema endotermnoj reakciji.

a)N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (D) + 92,4 kJ (egzotermno - oslobađanje toplote)

Kako temperatura raste, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji razgradnje amonijaka (←)

b)N 2 (D) +O 2 (G) ↔ 2NO(G) - 180,8 kJ (endotermno - apsorpcija toplote)

Kako temperatura raste, ravnoteža će se pomjeriti u smjeru reakcije formiranja NO (→)

3) Uticaj pritiska (samo za gasovite materije) - sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera prema formacijii supstance koje zauzimaju manje o b jesti.

N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – NH 3

Kada pritisak poraste ( P): prije reakcije4 V gasovite materije → nakon reakcije2 Vgasovitim supstancama, dakle, ravnoteža se pomera udesno ( → )

S povećanjem tlaka, na primjer, za 2 puta, volumen plinova se smanjuje za isti broj puta, pa će se koncentracije svih plinovitih tvari povećati za 2 puta. Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

U ovom slučaju, brojilac izraza za K će se povećati za 4 puta, a imenilac je 16 puta, tj. jednakost će biti narušena. Da biste ga obnovili, koncentracija se mora povećati amonijaki smanjiti koncentraciju nitrogenivodevrsta. Ravnoteža će se pomjeriti udesno.

Dakle, kada se pritisak poveća, ravnoteža se pomera prema smanjenju zapremine, a kada se pritisak smanji, pomera se prema povećanju zapremine.

Promjena tlaka praktično nema utjecaja na zapreminu čvrstih i tečnih tvari, tj. ne mijenja njihovu koncentraciju. Shodno tome, ravnoteža reakcija u kojima gasovi ne učestvuju praktično je nezavisna od pritiska.

! Supstance koje utiču na tok hemijske reakcije katalizatori. Ali kada se koristi katalizator, energija aktivacije i prednje i reverzne reakcije smanjuje se za istu količinu, pa stoga ravnoteža se ne mijenja.

Riješiti probleme:

br. 1. Početne koncentracije CO i O 2 u reverzibilnoj reakciji

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g)

Jednako 6 i 4 mol/L, respektivno. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je koncentracija CO 2 u trenutku ravnoteže 2 mol/L.

br. 2. Reakcija se odvija prema jednačini

2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g) + Q

Navedite gdje će se ravnoteža pomjeriti ako

a) povećati pritisak

b) podići temperaturu

c) povećati koncentraciju kiseonika

d) uvođenje katalizatora?