Επίδραση στη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας. Χημική ισορροπία

Η μελέτη των παραμέτρων του συστήματος, συμπεριλαμβανομένων των αρχικών ουσιών και προϊόντων αντίδρασης, μας επιτρέπει να ανακαλύψουμε ποιοι παράγοντες μετατοπίζουν τη χημική ισορροπία και οδηγούν στις επιθυμητές αλλαγές. Με βάση τα συμπεράσματα των Le Chatelier, Brown και άλλων επιστημόνων σχετικά με τις μεθόδους διεξαγωγής αναστρέψιμων αντιδράσεων, βασίζονται οι βιομηχανικές τεχνολογίες που καθιστούν δυνατή τη διεξαγωγή διαδικασιών που προηγουμένως φαινόταν αδύνατες και την απόκτηση οικονομικών οφελών.

Ποικιλία χημικών διεργασιών

Από χαρακτηριστικά θερμική επίδρασηΠολλές αντιδράσεις ταξινομούνται ως εξώθερμες ή ενδόθερμες. Τα πρώτα συμβαδίζουν με το σχηματισμό θερμότητας, για παράδειγμα, την οξείδωση του άνθρακα, την ενυδάτωση του πυκνού θειικού οξέος. Ο δεύτερος τύπος αλλαγών σχετίζεται με την απορρόφηση της θερμικής ενέργειας. Παραδείγματα ενδόθερμων αντιδράσεων: η αποσύνθεση του ανθρακικού ασβεστίου με το σχηματισμό σβησμένου ασβέστη και διοξειδίου του άνθρακα, ο σχηματισμός υδρογόνου και άνθρακα κατά τη διάρκεια θερμική αποσύνθεσημεθάνιο. Στις εξισώσεις εξω- και ενδόθερμων διεργασιών, είναι απαραίτητο να υποδεικνύεται το θερμικό αποτέλεσμα. Η ανακατανομή των ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων των ουσιών που αντιδρούν συμβαίνει σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής. Τέσσερις τύποι χημικών διεργασιών διακρίνονται ανάλογα με τα χαρακτηριστικά των αντιδρώντων και των προϊόντων:

Για τον χαρακτηρισμό των διεργασιών, είναι σημαντική η πληρότητα της αλληλεπίδρασης των αντιδρώντων ενώσεων. Αυτό το χαρακτηριστικό αποτελεί τη βάση της διαίρεσης των αντιδράσεων σε αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες.

Αναστρεψιμότητα των αντιδράσεων

Οι αναστρέψιμες διεργασίες αποτελούν την πλειοψηφία των χημικά φαινόμενα. Ο σχηματισμός τελικών προϊόντων από τα αντιδρώντα είναι μια άμεση αντίδραση. Αντίστροφα, οι αρχικές ουσίες λαμβάνονται από τα προϊόντα της αποσύνθεσης ή της σύνθεσής τους. Στο αντιδρών μίγμα, προκύπτει μια χημική ισορροπία, στην οποία λαμβάνονται τόσες ενώσεις όσες και τα αρχικά μόρια αποσυντίθενται. Σε αναστρέψιμες διεργασίες, αντί για το σύμβολο "=" μεταξύ των αντιδρώντων και των προϊόντων, χρησιμοποιούνται τα σύμβολα "↔" ή "⇌". Τα βέλη μπορεί να είναι άνισα σε μήκος, γεγονός που σχετίζεται με την κυριαρχία μιας από τις αντιδράσεις. ΣΤΟ χημικές εξισώσειςΜπορούν να υποδεικνύονται αθροιστικά χαρακτηριστικά ουσιών (g - αέρια, w - υγρά, m - στερεά). Τεράστιος πρακτική αξίαέχουν επιστημονικά βασισμένες μεθόδους επιρροής αναστρέψιμες διεργασίες. Έτσι, η παραγωγή αμμωνίας έγινε κερδοφόρα μετά τη δημιουργία συνθηκών που μετατοπίζουν την ισορροπία προς το σχηματισμό του προϊόντος στόχου: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Τα μη αναστρέψιμα φαινόμενα οδηγούν στην εμφάνιση μιας αδιάλυτης ή ελαφρώς διαλυτής ένωσης, στο σχηματισμό ενός αερίου που φεύγει από τη σφαίρα της αντίδρασης. Τέτοιες διαδικασίες περιλαμβάνουν ανταλλαγή ιόντων, η διάσπαση των ουσιών.

Χημική ισορροπία και συνθήκες μετατόπισής της

Διάφοροι παράγοντες επηρεάζουν τα χαρακτηριστικά της μπροστινής και της αντίστροφης διαδικασίας. Ένα από αυτά είναι ο χρόνος. Η συγκέντρωση της ουσίας που λαμβάνεται για την αντίδραση μειώνεται σταδιακά και η τελική ένωση αυξάνεται. Η αντίδραση της προς τα εμπρός κατεύθυνσης είναι όλο και πιο αργή, η αντίστροφη διαδικασία κερδίζει ταχύτητα. Σε ένα συγκεκριμένο διάστημα, δύο αντίθετες διεργασίες συμβαίνουν ταυτόχρονα. Η αλληλεπίδραση μεταξύ των ουσιών εμφανίζεται, αλλά οι συγκεντρώσεις δεν αλλάζουν. Ο λόγος είναι η δυναμική χημική ισορροπία που υπάρχει στο σύστημα. Η διατήρηση ή η τροποποίησή του εξαρτάται από:

• συνθήκες θερμοκρασίας?
• συγκεντρώσεις ένωσης;
• πίεση (για αέρια).

Μετατόπιση στη χημική ισορροπία

Το 1884, ο A. L. Le Chatelier, ένας εξαιρετικός επιστήμονας από τη Γαλλία, πρότεινε μια περιγραφή τρόπων για να βγει ένα σύστημα από μια κατάσταση δυναμικής ισορροπίας. Η μέθοδος βασίζεται στην αρχή της δράσης ισοπέδωσης εξωτερικοί παράγοντες. Ο Le Chatelier επέστησε την προσοχή στο γεγονός ότι προκύπτουν διεργασίες στο αντιδρών μίγμα που αντισταθμίζουν την επίδραση των εξωτερικών δυνάμεων. Η αρχή που διατυπώθηκε από έναν Γάλλο ερευνητή δηλώνει ότι μια αλλαγή των συνθηκών σε κατάσταση ισορροπίας ευνοεί την πορεία μιας αντίδρασης που αποδυναμώνει μια εξωτερική επίδραση. Η μετατόπιση ισορροπίας υπακούει σε αυτόν τον κανόνα, παρατηρείται όταν η σύνθεση, οι συνθήκες θερμοκρασίας και η πίεση αλλάζουν. Στη βιομηχανία χρησιμοποιούνται τεχνολογίες που βασίζονται σε ευρήματα επιστημόνων. Πολλές χημικές διεργασίες που θεωρήθηκαν ανέφικτες εκτελούνται χρησιμοποιώντας μεθόδους μετατόπισης της ισορροπίας.

Επιρροή συγκέντρωσης

Μια μετατόπιση στην ισορροπία συμβαίνει εάν ορισμένα συστατικά αφαιρεθούν από τη ζώνη αλληλεπίδρασης ή εισαχθούν πρόσθετα μέρη μιας ουσίας. Η απομάκρυνση των προϊόντων από το μείγμα αντίδρασης συνήθως προκαλεί αύξηση του ρυθμού σχηματισμού τους, ενώ η προσθήκη ουσιών, αντίθετα, οδηγεί στην κυρίαρχη αποσύνθεσή τους. Στη διαδικασία εστεροποίησης, το θειικό οξύ χρησιμοποιείται για αφυδάτωση. Όταν εισάγεται στη σφαίρα αντίδρασης, η απόδοση του οξικού μεθυλεστέρα αυξάνεται: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Εάν προσθέσετε οξυγόνο που αλληλεπιδρά με το διοξείδιο του θείου, τότε η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς το άμεση αντίδραση του σχηματισμού τριοξειδίου του θείου. Το οξυγόνο συνδέεται με μόρια SO 3, η συγκέντρωσή του μειώνεται, κάτι που είναι σύμφωνο με τον κανόνα του Le Chatelier για αναστρέψιμες διεργασίες.

Αλλαγή θερμοκρασίας

Οι διαδικασίες που συνοδεύουν την απορρόφηση ή την απελευθέρωση θερμότητας είναι ενδο- και εξώθερμες. Για να μετατοπιστεί η ισορροπία, χρησιμοποιείται θέρμανση ή αφαίρεση θερμότητας από το αντιδρών μίγμα. Η αύξηση της θερμοκρασίας συνοδεύεται από αύξηση του ρυθμού των ενδόθερμων φαινομένων στα οποία απορροφάται επιπλέον ενέργεια. Η ψύξη οδηγεί στο πλεονέκτημα των εξώθερμων διεργασιών που απελευθερώνουν θερμότητα. Κατά την αλληλεπίδραση του διοξειδίου του άνθρακα με τον άνθρακα, η θέρμανση συνοδεύεται από αύξηση της συγκέντρωσης του μονοξειδίου και η ψύξη οδηγεί στον κυρίαρχο σχηματισμό αιθάλης: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Επιρροή πίεσης

Αλλαγή στην πίεση - σημαντικος ΠΑΡΑΓΟΝΤΑΣγια αντιδρώντα μείγματα, συμπεριλαμβανομένων των αερίων ενώσεων. Θα πρέπει επίσης να δώσετε προσοχή στη διαφορά στους όγκους των αρχικών και προκύπτουσες ουσίες. Η μείωση της πίεσης οδηγεί σε μια κυρίαρχη εμφάνιση φαινομένων στα οποία ο συνολικός όγκος όλων των συστατικών αυξάνεται. Η αύξηση της πίεσης κατευθύνει τη διαδικασία προς την κατεύθυνση της μείωσης του όγκου ολόκληρου του συστήματος. Αυτό το σχέδιο παρατηρείται στην αντίδραση σχηματισμού αμμωνίας: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Μια αλλαγή στην πίεση δεν θα επηρεάσει τη χημική ισορροπία σε εκείνες τις αντιδράσεις που λαμβάνουν χώρα σε σταθερό όγκο.

Βέλτιστες συνθήκες για την εφαρμογή της χημικής διαδικασίας

Η δημιουργία συνθηκών για τη μετατόπιση της ισορροπίας καθορίζει σε μεγάλο βαθμό την ανάπτυξη του σύγχρονου χημικές τεχνολογίες. Πρακτική χρήση επιστημονική θεωρίασυμβάλλει σε βέλτιστα αποτελέσματα παραγωγής. Πλέον χαρακτηριστικό παράδειγμα- λήψη αμμωνίας: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Η αύξηση της περιεκτικότητας των μορίων N 2 και H 2 στο σύστημα είναι ευνοϊκή για τη σύνθεση σύνθετη ουσίααπό τα απλά. Η αντίδραση συνοδεύεται από απελευθέρωση θερμότητας, επομένως η μείωση της θερμοκρασίας θα προκαλέσει αύξηση της συγκέντρωσης του NH 3. Ο όγκος των αρχικών συστατικών είναι μεγαλύτερος από τον όγκο του προϊόντος στόχου. Μια αύξηση της πίεσης θα προσφέρει αύξηση της απόδοσης της NH 3 .

Υπό συνθήκες παραγωγής, επιλέγεται η βέλτιστη αναλογία όλων των παραμέτρων (θερμοκρασία, συγκέντρωση, πίεση). Επιπλέον, έχει μεγάλης σημασίαςπεριοχή επαφής μεταξύ των αντιδρώντων. Σε στερεά ετερογενή συστήματα, η αύξηση της επιφάνειας οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης. Οι καταλύτες αυξάνουν την ταχύτητα προς τα εμπρός και πίσω αντίδραση. Η χρήση ουσιών με τέτοιες ιδιότητες δεν οδηγεί σε μετατόπιση χημική ισορροπία, αλλά επιταχύνει την έναρξή του.

Εάν το σύστημα βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας, τότε θα παραμείνει σε αυτό όσο οι εξωτερικές συνθήκες παραμένουν σταθερές. Εάν αλλάξουν οι συνθήκες, τότε το σύστημα θα βγει εκτός ισορροπίας - οι ρυθμοί της άμεσης και της αντίστροφης διαδικασίας θα αλλάξουν διαφορετικά - η αντίδραση θα προχωρήσει. Υψηλότερη τιμήέχουν περιπτώσεις ανισορροπίας λόγω αλλαγής της συγκέντρωσης οποιασδήποτε από τις ουσίες που εμπλέκονται στην ισορροπία, την πίεση ή τη θερμοκρασία.

Ας εξετάσουμε κάθε μία από αυτές τις περιπτώσεις.

Ανισορροπία λόγω αλλαγής στη συγκέντρωση οποιασδήποτε από τις ουσίες που εμπλέκονται στην αντίδραση. Αφήστε το υδρογόνο, το υδροιώδιο και οι ατμοί ιωδίου να βρίσκονται σε ισορροπία μεταξύ τους σε μια ορισμένη θερμοκρασία και πίεση. Ας εισάγουμε μια επιπλέον ποσότητα υδρογόνου στο σύστημα. Σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας, μια αύξηση στη συγκέντρωση του υδρογόνου θα συνεπάγεται αύξηση του ρυθμού της μπροστινής αντίδρασης - της αντίδρασης σύνθεσης του HI, ενώ ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης δεν θα αλλάξει. Στην προς τα εμπρός κατεύθυνση, η αντίδραση θα προχωρήσει τώρα πιο γρήγορα από ό,τι στην αντίστροφη. Ως αποτέλεσμα, οι συγκεντρώσεις υδρογόνου και ατμού ιωδίου θα μειωθούν, γεγονός που θα επιφέρει επιβράδυνση στην προς τα εμπρός αντίδραση και η συγκέντρωση του HI θα αυξηθεί, γεγονός που θα προκαλέσει επιτάχυνση της αντίστροφης αντίδρασης. Μετά από κάποιο χρονικό διάστημα, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων θα γίνουν και πάλι ίσοι - θα δημιουργηθεί μια νέα ισορροπία. Αλλά ταυτόχρονα, η συγκέντρωση HI θα είναι τώρα υψηλότερη από ό, τι ήταν πριν από την προσθήκη, και η συγκέντρωση θα είναι χαμηλότερη.

Η διαδικασία μεταβολής των συγκεντρώσεων που προκαλείται από ανισορροπία ονομάζεται μετατόπιση ή μετατόπιση ισορροπίας. Εάν σε αυτή την περίπτωση υπάρχει αύξηση στις συγκεντρώσεις των ουσιών στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης (και, φυσικά, ταυτόχρονα μείωση στις συγκεντρώσεις των ουσιών στα αριστερά), τότε λένε ότι η ισορροπία μετατοπίζεται σε το δεξί, δηλ. προς την κατεύθυνση της ροής της άμεσης αντίδρασης. με αντίστροφη αλλαγή στις συγκεντρώσεις, μιλούν για μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αριστερά - προς την κατεύθυνση της αντίστροφης αντίδρασης. Σε αυτό το παράδειγμα, η ισορροπία έχει μετατοπιστεί προς τα δεξιά. Ταυτόχρονα, η ουσία, η αύξηση της συγκέντρωσης της οποίας προκάλεσε ανισορροπία, εισήλθε σε αντίδραση - η συγκέντρωσή της μειώθηκε.

Έτσι, με την αύξηση της συγκέντρωσης οποιασδήποτε από τις ουσίες που συμμετέχουν στην ισορροπία, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατανάλωση αυτής της ουσίας. όταν η συγκέντρωση οποιασδήποτε από τις ουσίες μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό αυτής της ουσίας.

Ανισορροπία λόγω αλλαγής της πίεσης (με μείωση ή αύξηση του όγκου του συστήματος). Όταν στην αντίδραση εμπλέκονται αέρια, η ισορροπία μπορεί να διαταραχθεί από μια αλλαγή στον όγκο του συστήματος.

Εξετάστε την επίδραση της πίεσης στην αντίδραση μεταξύ μονοξειδίου του αζώτου και οξυγόνου:

Αφήστε το μείγμα των αερίων και να είναι σε χημική ισορροπία σε μια ορισμένη θερμοκρασία και πίεση. Χωρίς να αλλάξουμε τη θερμοκρασία, αυξάνουμε την πίεση ώστε ο όγκος του συστήματος να μειωθεί κατά 2 φορές. Την πρώτη στιγμή μερικές πιέσειςκαι οι συγκεντρώσεις όλων των αερίων θα διπλασιαστούν, αλλά η αναλογία μεταξύ των ρυθμών των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων θα αλλάξει - η ισορροπία θα διαταραχθεί.

Πράγματι, πριν αυξηθεί η πίεση, οι συγκεντρώσεις του αερίου είχαν τιμές ισορροπίας και, και οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων ήταν οι ίδιοι και προσδιορίστηκαν από τις εξισώσεις:

Την πρώτη στιγμή μετά τη συμπίεση, οι συγκεντρώσεις των αερίων θα διπλασιαστούν σε σύγκριση με τις αρχικές τους τιμές και θα είναι ίσες με , και, αντίστοιχα. Σε αυτή την περίπτωση, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων θα καθοριστούν από τις εξισώσεις:

Έτσι, ως αποτέλεσμα της αύξησης της πίεσης, ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης αυξήθηκε κατά 8 φορές και η αντίστροφη - μόνο κατά 4 φορές. Η ισορροπία στο σύστημα θα διαταραχθεί - η άμεση αντίδραση θα επικρατήσει έναντι της αντίστροφης. Αφού οι ταχύτητες γίνουν ίσες, η ισορροπία θα επανέλθει, αλλά η ποσότητα στο σύστημα θα αυξηθεί, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά.

Είναι εύκολο να δει κανείς ότι η άνιση μεταβολή στους ρυθμούς των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων οφείλεται στο γεγονός ότι στα αριστερά και στα σωστά μέρηη εξίσωση της υπό εξέταση αντίδρασης, ο αριθμός των μορίων αερίου είναι διαφορετικός: ένα μόριο οξυγόνου και δύο μόρια μονοξειδίου του αζώτου (μόνο τρία μόρια αερίων) μετατρέπονται σε δύο μόρια αερίου - διοξείδιο του αζώτου. Η πίεση ενός αερίου είναι το αποτέλεσμα της πρόσκρουσης των μορίων του στα τοιχώματα του δοχείου. άλλα ίσους όρουςη πίεση του αερίου είναι μεγαλύτερη, τόσο περισσότερα μόρια περικλείονται μέσα δεδομένου όγκουαέριο. Επομένως, μια αντίδραση που προχωρά με αύξηση του αριθμού των μορίων αερίου οδηγεί σε αύξηση της πίεσης και μια αντίδραση που προχωρά με μείωση του αριθμού των μορίων αερίου οδηγεί σε μείωση της.

Έχοντας αυτό υπόψη, το συμπέρασμα σχετικά με την επίδραση της πίεσης στη χημική ισορροπία μπορεί να διατυπωθεί ως εξής:

Με την αύξηση της πίεσης με τη συμπίεση του συστήματος, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μείωση του αριθμού των μορίων αερίου, δηλαδή προς μείωση της πίεσης· με μείωση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς αύξηση του αριθμού των μορίων αερίου, δηλαδή προς αύξηση της πίεσης.

Στην περίπτωση που η αντίδραση εξελιχθεί χωρίς να αλλάξει ο αριθμός των μορίων αερίου, η ισορροπία δεν διαταράσσεται από τη συμπίεση ή τη διαστολή του συστήματος. Για παράδειγμα, στο σύστημα

η ισορροπία δεν διαταράσσεται από μια αλλαγή στον όγκο. Η έξοδος HI είναι ανεξάρτητη από την πίεση.

Ανισορροπία λόγω αλλαγής θερμοκρασίας. Η ισορροπία της συντριπτικής πλειοψηφίας των χημικών αντιδράσεων μεταβάλλεται με τη θερμοκρασία. Ο παράγοντας που καθορίζει την κατεύθυνση της μετατόπισης ισορροπίας είναι το σημάδι της θερμικής επίδρασης της αντίδρασης. Μπορεί να φανεί ότι όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της ενδόθερμης αντίδρασης και όταν μειώνεται, μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της εξώθερμης αντίδρασης.

Έτσι, η σύνθεση της αμμωνίας είναι μια εξώθερμη αντίδραση

Επομένως, με την αύξηση της θερμοκρασίας, η ισορροπία στο σύστημα μετατοπίζεται προς τα αριστερά - προς την αποσύνθεση της αμμωνίας, αφού αυτή η διαδικασία προχωρά με την απορρόφηση θερμότητας.

Αντίθετα, η σύνθεση του μονοξειδίου του αζώτου (II) είναι μια ενδόθερμη αντίδραση:

Επομένως, όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία στο σύστημα μετατοπίζεται προς τα δεξιά - προς την κατεύθυνση του σχηματισμού.

Οι κανονικότητες που εκδηλώνονται στα εξεταζόμενα παραδείγματα παραβίασης της χημικής ισορροπίας είναι ειδικές περιπτώσεις γενική αρχή, που καθορίζει την επιρροή διάφορους παράγοντεςσε ισορροπημένα συστήματα. Αυτή η αρχή, γνωστή ως αρχή του Le Chatelier, μπορεί να διατυπωθεί ως εξής όταν εφαρμόζεται σε χημικές ισορροπίες:

Εάν ασκηθεί οποιαδήποτε επίδραση σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε ισορροπία, τότε ως αποτέλεσμα των διεργασιών που συμβαίνουν σε αυτό, η ισορροπία θα μετατοπιστεί σε τέτοια κατεύθυνση που η επίδραση θα μειωθεί.

Πράγματι, όταν μία από τις ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση εισάγεται στο σύστημα, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατανάλωση αυτής της ουσίας. «Όταν η πίεση αυξάνεται, μετατοπίζεται έτσι ώστε η πίεση στο σύστημα να μειώνεται· όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια ενδόθερμη αντίδραση - η θερμοκρασία στο σύστημα πέφτει.

Η αρχή του Le Chatelier δεν ισχύει μόνο για τις χημικές, αλλά και για διάφορες φυσικοχημικές ισορροπίες. Η αλλαγή ισορροπίας κατά την αλλαγή των συνθηκών τέτοιων διεργασιών όπως ο βρασμός, η κρυστάλλωση, η διάλυση συμβαίνει σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier.

Εάν εξωτερικές συνθήκες χημική διαδικασίαδεν αλλάζουν, τότε η κατάσταση της χημικής ισορροπίας μπορεί να διατηρηθεί για αυθαίρετα μεγάλο χρονικό διάστημα. Αλλάζοντας τις συνθήκες αντίδρασης (θερμοκρασία, πίεση, συγκέντρωση), μπορεί κανείς να επιτύχει μετατόπιση ή μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς την απαιτούμενη κατεύθυνση.

Η μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά οδηγεί σε αύξηση της συγκέντρωσης των ουσιών των οποίων οι τύποι βρίσκονται στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης. Η μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αριστερά θα οδηγήσει σε αύξηση της συγκέντρωσης των ουσιών των οποίων οι τύποι βρίσκονται στα αριστερά. Σε αυτή την περίπτωση, το σύστημα θα μετακινηθεί σε μια νέα κατάσταση ισορροπίας, που χαρακτηρίζεται από άλλες τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας των συμμετεχόντων στην αντίδραση.

Η αλλαγή της χημικής ισορροπίας που προκαλείται από τις μεταβαλλόμενες συνθήκες υπακούει στον κανόνα που διατυπώθηκε το 1884 από τον Γάλλο φυσικό A. Le Chatelier (αρχή του Le Chatelier).

Η αρχή του Le Chatelier:εάν ένα σύστημα σε κατάσταση χημικής ισορροπίας επηρεάζεται με οποιονδήποτε τρόπο, για παράδειγμα, αλλάζοντας τη θερμοκρασία, την πίεση ή τις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση της αντίδρασης που εξασθενεί το αποτέλεσμα .

Επίδραση της μεταβολής της συγκέντρωσης στη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας.

Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier μια αύξηση στη συγκέντρωση οποιουδήποτε από τους συμμετέχοντες στην αντίδραση προκαλεί μια μετατόπιση της ισορροπίας προς την αντίδραση που οδηγεί σε μείωση της συγκέντρωσης αυτής της ουσίας.

Η επίδραση της συγκέντρωσης στην κατάσταση ισορροπίας υπακούει στους ακόλουθους κανόνες:

Με την αύξηση της συγκέντρωσης μιας από τις πρώτες ουσίες, ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης αυξάνεται και η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση του σχηματισμού προϊόντων αντίδρασης και αντίστροφα.

Με την αύξηση της συγκέντρωσης ενός από τα προϊόντα αντίδρασης, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται, γεγονός που οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την κατεύθυνση του σχηματισμού των αρχικών ουσιών και αντίστροφα.

Για παράδειγμα, εάν σε ένα σύστημα ισορροπίας:

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

αυξήστε τη συγκέντρωση SO 2 ή NO 2, τότε, σύμφωνα με το νόμο ενεργούντες μάζες, ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης θα αυξηθεί. Αυτό θα μετατοπίσει την ισορροπία προς τα δεξιά, γεγονός που θα προκαλέσει την κατανάλωση των πρώτων υλών και μια αύξηση στη συγκέντρωση των προϊόντων της αντίδρασης. Μια νέα κατάσταση ισορροπίας θα δημιουργηθεί με νέες συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών ουσιών και προϊόντων αντίδρασης. Όταν η συγκέντρωση, για παράδειγμα, ενός από τα προϊόντα της αντίδρασης μειωθεί, το σύστημα θα αντιδράσει με τέτοιο τρόπο ώστε να αυξηθεί η συγκέντρωση του προϊόντος. Το πλεονέκτημα θα δοθεί στην άμεση αντίδραση, οδηγώντας σε αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων αντίδρασης.

Επίδραση της μεταβολής της πίεσης στη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας.

Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier μια αύξηση της πίεσης οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς το σχηματισμό μικρότερης ποσότητας αέριων σωματιδίων, δηλ. προς μικρότερο όγκο.

Για παράδειγμα, σε μια αναστρέψιμη αντίδραση:

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

από 2 mol NO 2 σχηματίζονται 2 mol NO και 1 mol O 2. Οι στοιχειομετρικοί συντελεστές μπροστά από τους τύπους των αερίων ουσιών δείχνουν ότι η ροή μιας άμεσης αντίδρασης οδηγεί σε αύξηση του αριθμού των γραμμομορίων αερίων και η ροή μιας αντίστροφης αντίδρασης, αντίθετα, μειώνει τον αριθμό των γραμμομορίων μιας αέρια ουσία. Αν δοθεί τέτοιο σύστημα εξωτερική επιρροήαυξάνοντας, για παράδειγμα, την πίεση, το σύστημα θα αντιδράσει με τέτοιο τρόπο ώστε να εξασθενήσει αυτό το φαινόμενο. Η πίεση μπορεί να μειωθεί εάν η ισορροπία αυτής της αντίδρασης μετατοπιστεί προς λιγότεροι mole μιας αέριας ουσίας και επομένως μικρότερο όγκο.

Αντίθετα, μια αύξηση της πίεσης σε αυτό το σύστημα συνδέεται με μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά - προς την αποσύνθεση του NO 2, η οποία αυξάνει την ποσότητα της αέριας ύλης.

Εάν ο αριθμός των γραμμομορίων αερίων ουσιών παραμένει σταθερός πριν και μετά την αντίδραση, δηλ. ο όγκος του συστήματος δεν αλλάζει κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, τότε μια αλλαγή στην πίεση αλλάζει εξίσου τους ρυθμούς των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων και δεν επηρεάζει την κατάσταση της χημικής ισορροπίας.

Για παράδειγμα, στο react:

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

σύνολοτο mol των αερίων ουσιών πριν και μετά την αντίδραση παραμένει σταθερό και η πίεση στο σύστημα δεν αλλάζει. Η ισορροπία σε αυτό το σύστημα δεν αλλάζει με την πίεση.

Επίδραση της μεταβολής της θερμοκρασίας στη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας.

Σε κάθε αναστρέψιμη αντίδραση, μια από τις κατευθύνσεις αντιστοιχεί σε μια εξώθερμη διαδικασία και η άλλη σε μια ενδόθερμη. Έτσι, στην αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας, η προς τα εμπρός αντίδραση είναι εξώθερμη και η αντίστροφη είναι ενδόθερμη.

N 2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-ΔΗ).

Όταν αλλάζει η θερμοκρασία, αλλάζουν οι ρυθμοί τόσο της μπροστινής όσο και της αντίστροφης αντίδρασης, ωστόσο, η αλλαγή στους ρυθμούς δεν συμβαίνει στον ίδιο βαθμό. Σύμφωνα με την εξίσωση Arrhenius στο περισσότερομια ενδόθερμη αντίδραση που ανταποκρίνεται στις αλλαγές θερμοκρασίας μεγάλη αξίαενέργεια ενεργοποίησης.

Επομένως, για να εκτιμηθεί η επίδραση της θερμοκρασίας στην κατεύθυνση της μετατόπισης στη χημική ισορροπία, είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε τη θερμική επίδραση της διαδικασίας. Μπορεί να προσδιοριστεί πειραματικά, για παράδειγμα, χρησιμοποιώντας ένα θερμιδόμετρο, ή να υπολογιστεί με βάση το νόμο του G. Hess. πρέπει να σημειωθεί ότι μια μεταβολή της θερμοκρασίας οδηγεί σε μεταβολή της τιμής της σταθεράς της χημικής ισορροπίας (K p).

Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier Η αύξηση της θερμοκρασίας μετατοπίζει την ισορροπία προς μια ενδόθερμη αντίδραση. Καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της εξώθερμης αντίδρασης.

Με αυτόν τον τρόπο, άνοδος θερμοκρασίαςστην αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας θα οδηγήσει σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την ενδόθερμηαντιδράσεις, δηλ. αριστερά. Το πλεονέκτημα επιτυγχάνεται με την αντίστροφη αντίδραση που προχωρά με την απορρόφηση θερμότητας.

Η κατάσταση στην οποία οι ρυθμοί της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης είναι ίσοι ονομάζεται χημική ισορροπία. Αναστρέψιμη εξίσωση αντίδρασης σε γενική εικόνα:

Ταχύτητα μπροστινής αντίδρασης v 1 =κ 1 [A] m [B] n, ταχύτητα αντίστροφης αντίδρασης v 2 =κ 2 [C] p [D] q , όπου στο αγκύλεςείναι συγκεντρώσεις ισορροπίας. Εξ ορισμού, σε χημική ισορροπία v 1 =v 2, από όπου

K c \u003d k 1 / k 2 \u003d [C] p [D] q / [A] m [B] n,

όπου Kc είναι η σταθερά χημικής ισορροπίας εκφρασμένη σε μοριακές συγκεντρώσεις. Η παραπάνω μαθηματική έκφραση ονομάζεται συχνά νόμος της δράσης μάζας για μια αναστρέψιμη χημική αντίδραση: η αναλογία του προϊόντος των συγκεντρώσεων ισορροπίας των προϊόντων της αντίδρασης προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων ισορροπίας των πρώτων υλών.

Η θέση της χημικής ισορροπίας εξαρτάται από τις ακόλουθες παραμέτρουςαντιδράσεις: θερμοκρασία, πίεση και συγκέντρωση. Η επίδραση που έχουν αυτοί οι παράγοντες σε μια χημική αντίδραση υπόκειται σε ένα πρότυπο που εκφράστηκε με γενικούς όρους το 1884 από τον Γάλλο επιστήμονα Le Chatelier. Η σύγχρονη διατύπωση της αρχής του Le Chatelier είναι η εξής:

Εάν ασκηθεί εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας, τότε το σύστημα θα μετακινηθεί σε άλλη κατάσταση με τέτοιο τρόπο ώστε να μειωθεί η επίδραση της εξωτερικής επιρροής.

Παράγοντες που επηρεάζουν τη χημική ισορροπία.

1. Επίδραση θερμοκρασίας. Σε κάθε αναστρέψιμη αντίδραση, μια από τις κατευθύνσεις αντιστοιχεί σε μια εξώθερμη διαδικασία και η άλλη σε μια ενδόθερμη.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της ενδόθερμης αντίδρασης και καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, προς την κατεύθυνση της εξώθερμης αντίδρασης.

2. Επιρροή πίεσης. Σε όλες τις αντιδράσεις που περιλαμβάνουν αέριες ουσίες, που συνοδεύονται από αλλαγή όγκου λόγω αλλαγής της ποσότητας της ουσίας κατά τη μετάβαση από τις αρχικές ουσίες στα προϊόντα, η θέση ισορροπίας επηρεάζεται από την πίεση στο σύστημα.
Η επίδραση της πίεσης στη θέση ισορροπίας υπακούει στους ακόλουθους κανόνες:

Με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση του σχηματισμού ουσιών (αρχικών ή προϊόντων) με μικρότερο όγκο.

3. Επιρροή συγκέντρωσης. Η επίδραση της συγκέντρωσης στην κατάσταση ισορροπίας υπακούει στους ακόλουθους κανόνες:

Με την αύξηση της συγκέντρωσης μιας από τις πρώτες ουσίες, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση του σχηματισμού προϊόντων αντίδρασης.
με την αύξηση της συγκέντρωσης ενός από τα προϊόντα της αντίδρασης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση του σχηματισμού των αρχικών ουσιών.

Ερωτήσεις για αυτοέλεγχο:

1. Ποιος είναι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης και από ποιους παράγοντες εξαρτάται; Από ποιους παράγοντες εξαρτάται η σταθερά του ρυθμού;

2. Γράψτε μια εξίσωση για το ρυθμό αντίδρασης του σχηματισμού νερού από υδρογόνο και οξυγόνο και δείξτε πώς αλλάζει ο ρυθμός εάν η συγκέντρωση του υδρογόνου τριπλασιαστεί.

3. Πώς αλλάζει ο ρυθμός αντίδρασης με την πάροδο του χρόνου; Ποιες αντιδράσεις ονομάζονται αναστρέψιμες; Ποια είναι η κατάσταση της χημικής ισορροπίας; Τι ονομάζεται σταθερά ισορροπίας, από ποιους παράγοντες εξαρτάται;

4. Ποιες εξωτερικές επιρροές μπορούν να διαταράξουν τη χημική ισορροπία; Προς ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η ισορροπία καθώς αλλάζει η θερμοκρασία; Πίεση?

5. Πώς μπορεί μια αναστρέψιμη αντίδραση να μετατοπιστεί σε μια συγκεκριμένη κατεύθυνση και να ολοκληρωθεί;

Διάλεξη Νο. 12 (πρόβλημα)

Λύσεις

Στόχος:Να δώσετε ποιοτικά συμπεράσματα για τη διαλυτότητα των ουσιών και μια ποσοτική εκτίμηση της διαλυτότητας.

Λέξεις-κλειδιά:Λύσεις - ομοιογενείς και ετερογενείς, αληθινές και κολλοειδείς. διαλυτότητα ουσιών. συγκέντρωση διαλυμάτων? διαλύματα μη ηλεκτροϋλών. νόμους του Raoult και του van't Hoff.

Σχέδιο.

1. Ταξινόμηση λύσεων.

2. Συγκέντρωση διαλυμάτων.

3. Διαλύματα μη ηλεκτρολυτών. Οι νόμοι του Ραούλ.

Ταξινόμηση λύσεων

Τα διαλύματα είναι ομοιογενή (μονοφασικά) συστήματα μεταβλητής σύστασης, που αποτελούνται από δύο ή περισσότερες ουσίες (συστατικά).

Η φύση κατάσταση συνάθροισηςΤα διαλύματα μπορεί να είναι αέρια, υγρά και στερεά. Συνήθως, ένα συστατικό που υπό δεδομένες συνθήκες βρίσκεται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης με το προκύπτον διάλυμα θεωρείται διαλύτης, τα υπόλοιπα συστατικά του διαλύματος είναι διαλυμένες ουσίες. Στην περίπτωση της ίδιας αθροιστικής κατάστασης των συστατικών, ο διαλύτης είναι το συστατικό που επικρατεί στο διάλυμα.

Ανάλογα με το μέγεθος των σωματιδίων, τα διαλύματα χωρίζονται σε αληθινά και κολλοειδή. Σε αληθινά διαλύματα (συχνά αναφέρονται απλώς ως διαλύματα), η διαλυμένη ουσία διασπείρεται σε ένα άτομο ή μοριακό επίπεδο, τα σωματίδια διαλυμένης ουσίας δεν είναι ορατά ούτε οπτικά ούτε στο μικροσκόπιο, κινούνται ελεύθερα στο διαλυτικό μέσο. Οι αληθινές λύσεις είναι θερμοδυναμικά σταθερά συστήματα, απείρως σταθερά στο χρόνο.

κινητήριες δυνάμειςσχηματισμός διαλυμάτων είναι παράγοντες εντροπίας και ενθαλπίας. Κατά τη διάλυση αερίων σε ένα υγρό, η εντροπία πάντα μειώνεται ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Όσο ισχυρότερη είναι η αλληλεπίδραση μεταξύ της διαλυμένης ουσίας και του διαλύτη, τόσο μεγαλύτερος είναι ο ρόλος του παράγοντα ενθαλπίας στο σχηματισμό διαλυμάτων. Το πρόσημο της μεταβολής της ενθαλπίας της διάλυσης καθορίζεται από το πρόσημο του αθροίσματος όλων των θερμικών επιδράσεων των διεργασιών που συνοδεύουν τη διάλυση, εκ των οποίων η κύρια συμβολή γίνεται με την καταστροφή κρυσταλλικού πλέγματοςσε ελεύθερα ιόντα (ΔH > 0) και αλληλεπίδραση σχηματιζόμενων ιόντων με μόρια διαλύτη (διαλυτοποίηση, ΔΗ< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно αδιάλυτες ουσίεςόχι) πάντα ΔG = ΔH – T ΔS< 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для υγρά διαλύματα(λιώνει) η διαδικασία διάλυσης είναι αυθόρμητη (ΔG< 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Η συγκέντρωση ενός κορεσμένου διαλύματος προσδιορίζεται από τη διαλυτότητα της ουσίας σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Τα διαλύματα με μικρότερη συγκέντρωση ονομάζονται ακόρεστα.

Διαλυτότητα για διάφορες ουσίεςποικίλλει σημαντικά και εξαρτάται από τη φύση τους, την αλληλεπίδραση των σωματιδίων της διαλυμένης ουσίας μεταξύ τους και με τα μόρια του διαλύτη, καθώς και από τις εξωτερικές συνθήκες (πίεση, θερμοκρασία κ.λπ.)

Στη χημική πρακτική, τα διαλύματα που παρασκευάζονται με βάση έναν υγρό διαλύτη είναι πιο σημαντικά. Είναι υγρά μείγματα στη χημεία που ονομάζονται απλά διαλύματα. Ο πιο ευρέως χρησιμοποιούμενος ανόργανος διαλύτης είναι το νερό. Τα διαλύματα με άλλους διαλύτες ονομάζονται μη υδατικά.

Τα διαλύματα είναι εξαιρετικά μεγάλης πρακτικής σημασίας· σε αυτά λαμβάνουν χώρα πολλές χημικές αντιδράσεις, συμπεριλαμβανομένων εκείνων που διέπουν το μεταβολισμό σε ζωντανούς οργανισμούς.

Συγκέντρωση διαλύματος

Σημαντικό χαρακτηριστικόδιαλύματα είναι η συγκέντρωσή τους, η οποία εκφράζει τη σχετική ποσότητα των συστατικών στο διάλυμα. Υπάρχουν συγκεντρώσεις μάζας και όγκου, διαστάσεων και αδιάστατων.

Προς την αδιάστατοοι συγκεντρώσεις (μερίδια) περιλαμβάνουν τις ακόλουθες συγκεντρώσεις:

Κλάσμα μάζας διαλυμένης ουσίας W(Β) εκφρασμένο ως κλάσμα μονάδας ή ως ποσοστό:

όπου m(B) και m(A) είναι η μάζα της διαλυμένης ουσίας Β και η μάζα του διαλύτη Α.

Το κλάσμα όγκου μιας διαλυμένης ουσίας σ(Β) εκφράζεται σε κλάσματα ενός ποσοστού μονάδας ή όγκου:

όπου V i είναι ο όγκος του συστατικού του διαλύματος, V(B) ο όγκος της διαλυμένης ουσίας Β. Τα ποσοστά όγκου ονομάζονται μοίρες *) .

*) Μερικές φορές η συγκέντρωση όγκου εκφράζεται σε χιλιοστά (ppm, ‰) ή σε μέρη ανά εκατομμύριο (ppm), ppm.

Το μοριακό κλάσμα μιας διαλυμένης ουσίας χ(Β) εκφράζεται με τη σχέση

Το άθροισμα των μοριακών κλασμάτων των k συστατικών του διαλύματος χ i ισούται με ένα

Προς την διαστατικόςοι συγκεντρώσεις περιλαμβάνουν τις ακόλουθες συγκεντρώσεις:

Η μοριακότητα της διαλυμένης ουσίας C m (B) προσδιορίζεται από την ποσότητα της ουσίας n(B) σε 1 kg (1000 g) του διαλύτη, η μονάδα είναι mol/kg.

Μοριακή συγκέντρωσηουσία Β σε διάλυμα ντο(Β) - η περιεκτικότητα της ποσότητας της διαλυμένης ουσίας Β ανά μονάδα όγκου του διαλύματος, mol/m 3, ή συχνότερα mol/λίτρο:

όπου είναι το μ(Β). μοριακή μάζα B, V – όγκος διαλύματος.

Μοριακά ισοδύναμα συγκέντρωσης της ουσίας Β ντοΤο Ε (Β) (κανονικότητα - απαρχαιωμένο.) καθορίζεται από τον αριθμό των ισοδυνάμων μιας διαλυμένης ουσίας ανά μονάδα όγκου του διαλύματος, mol / λίτρο:

όπου n E (B) είναι η ποσότητα των ισοδυνάμων ουσίας, μ E είναι η μοριακή μάζα του ισοδυνάμου.

Ο τίτλος ενός διαλύματος της ουσίας Β( ΤΒ) προσδιορίζεται από τη μάζα της διαλυμένης ουσίας σε g που περιέχεται σε 1 ml του διαλύματος:

g/ml ή g/ml.

συγκεντρώσεις μάζας ( κλάσμα μάζας, ποσοστό, molal) δεν εξαρτώνται από τη θερμοκρασία. Οι ογκομετρικές συγκεντρώσεις αναφέρονται σε μια συγκεκριμένη θερμοκρασία.

Όλες οι ουσίες είναι ικανές για διαλυτότητα σε κάποιο βαθμό και χαρακτηρίζονται από διαλυτότητα. Ορισμένες ουσίες είναι απείρως διαλυτές μεταξύ τους (νερό-ακετόνη, βενζόλιο-τολουόλιο, υγρό νάτριο-κάλιο). Οι περισσότερες ενώσεις είναι ελάχιστα διαλυτές (νερό-βενζόλιο, νερό-βουτυλική αλκοόλη, νερό-επιτραπέζιο αλάτι) και πολλές είναι ελαφρώς διαλυτές ή πρακτικά αδιάλυτες (νερό-BaSO 4, νερό-βενζίνη).

Η διαλυτότητα μιας ουσίας υπό δεδομένες συνθήκες είναι η συγκέντρωσή της σε κορεσμένο διάλυμα. Σε ένα τέτοιο διάλυμα, επιτυγχάνεται ισορροπία μεταξύ της διαλυμένης ουσίας και του διαλύματος. Ελλείψει ισορροπίας, το διάλυμα παραμένει σταθερό εάν η συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας είναι μικρότερη από τη διαλυτότητά της (ακόρεστο διάλυμα) ή ασταθές εάν το διάλυμα περιέχει ουσίες μεγαλύτερες από τη διαλυτότητά του (υπερκορεσμένο διάλυμα).

1. Μεταξύ όλων των γνωστών αντιδράσεων, διακρίνονται οι αναστρέψιμες και οι μη αναστρέψιμες αντιδράσεις. Κατά τη μελέτη των αντιδράσεων ανταλλαγής ιόντων, αναφέρθηκαν οι συνθήκες υπό τις οποίες προχωρούν στην ολοκλήρωσή τους. ().

Υπάρχουν επίσης γνωστές αντιδράσεις που δεν ολοκληρώνονται υπό δεδομένες συνθήκες. Έτσι, για παράδειγμα, όταν το διοξείδιο του θείου διαλύεται στο νερό, συμβαίνει η αντίδραση: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Αλλά αποδεικνύεται ότι σε υδατικό διάλυμαμόνο μια ορισμένη ποσότητα θειικού οξέος μπορεί να σχηματιστεί. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το θειικό οξύ είναι εύθραυστο και συμβαίνει η αντίστροφη αντίδραση, δηλ. αποσύνθεση σε οξείδιο του θείου και νερό. Επομένως, αυτή η αντίδραση δεν πάει στο τέλος γιατί δύο αντιδράσεις συμβαίνουν ταυτόχρονα - ευθεία(μεταξύ οξειδίου του θείου και νερού) και ΑΝΤΙΣΤΡΟΦΗ(αποσύνθεση θειικού οξέος). SO 2 + H 2 O↔H2SO3.

Οι χημικές αντιδράσεις που διεξάγονται υπό δεδομένες συνθήκες σε αμοιβαία αντίθετες κατευθύνσεις ονομάζονται αναστρέψιμες.

2. Επειδή ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων εξαρτάται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων, τότε αρχικά ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης ( υ pr) πρέπει να είναι μέγιστο, και την ταχύτητααντίδραση πίσω ( υ arr) ισούται με μηδέν. Η συγκέντρωση των αντιδρώντων μειώνεται με την πάροδο του χρόνου και η συγκέντρωση των προϊόντων της αντίδρασης αυξάνεται. Επομένως, ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης μειώνεται και ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται. Σε ένα ορισμένο χρονικό σημείο, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων γίνονται ίσοι:

Σε όλα αναστρέψιμες αντιδράσειςο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης μειώνεται, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται έως ότου και οι δύο ρυθμοί γίνουν ίσοι και επιτευχθεί ισορροπία:

υ pr =υ αρ

Η κατάσταση ενός συστήματος στο οποίο ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης ονομάζεται χημική ισορροπία.

Σε κατάσταση χημικής ισορροπίας, η ποσοτική αναλογία μεταξύ των αντιδρώντων ουσιών και των προϊόντων της αντίδρασης παραμένει σταθερή: πόσα μόρια του προϊόντος της αντίδρασης σχηματίζονται ανά μονάδα χρόνου, τόσο πολλά από αυτά αποσυντίθενται. Ωστόσο, η κατάσταση της χημικής ισορροπίας διατηρείται όσο οι συνθήκες αντίδρασης παραμένουν αμετάβλητες: συγκέντρωση, θερμοκρασία και πίεση.

Ποσοτικά, περιγράφεται η κατάσταση της χημικής ισορροπίας ο νόμος της μαζικής δράσης.

Σε κατάσταση ισορροπίας, ο λόγος του γινομένου των συγκεντρώσεων των προϊόντων αντίδρασης (σε ισχύ των συντελεστών τους) προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων (επίσης στις δυνάμεις των συντελεστών τους) είναι μια σταθερή τιμή, ανεξάρτητη από τις αρχικές συγκεντρώσεις των ουσιών στο μείγμα της αντίδρασης.

Αυτό συνεχήςπου ονομάζεται σταθερά ισορροπίας - κ

Άρα για την αντίδραση: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (D) + 92,4 kJ, η σταθερά ισορροπίας εκφράζεται ως εξής:

υ 1 =υ 2

υ 1 (άμεση αντίδραση) = κ 1 [ Ν 2 ][ H 2 ] 3, όπου– μοριακές συγκεντρώσεις ισορροπίας, = mol/l

υ 2 (αντίστροφη αντίδραση) = κ 2 [ NH 3 ] 2

κ 1 [ Ν 2 ][ H 2 ] 3 = κ 2 [ NH 3 ] 2

Kp = κ 1 / κ 2 = [ NH 3 ] 2 / [ Ν 2 ][ H 2 ] 3 – σταθερά ισορροπίας.

Η χημική ισορροπία εξαρτάται από τη συγκέντρωση, την πίεση, τη θερμοκρασία.

Αρχήκαθορίζει την κατεύθυνση της ανάμιξης ισορροπίας:

Εάν ασκήθηκε εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε ισορροπία, τότε η ισορροπία στο σύστημα θα μετατοπιστεί προς την αντίθετη κατεύθυνση από αυτήν την επιρροή.

1) Επιρροή συγκέντρωσης - εάν η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών είναι αυξημένη, τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης.

Για παράδειγμα,Kp = κ 1 / κ 2 = [ NH 3 ] 2 / [ Ν 2 ][ H 2 ] 3

Όταν προστίθεται στο μίγμα της αντίδρασης, για παράδειγμα άζωτο, δηλ. η συγκέντρωση του αντιδραστηρίου αυξάνεται, ο παρονομαστής στην έκφραση για το Κ αυξάνεται, αλλά επειδή το K είναι σταθερά, ο αριθμητής πρέπει επίσης να αυξηθεί για να εκπληρωθεί αυτή η συνθήκη. Έτσι, η ποσότητα του προϊόντος της αντίδρασης αυξάνεται στο μίγμα της αντίδρασης. Σε αυτή την περίπτωση, μιλάμε για μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς τα δεξιά, προς το προϊόν.

Έτσι, μια αύξηση στη συγκέντρωση των αντιδραστηρίων (υγρού ή αερίου) μετατοπίζεται προς προϊόντα, δηλ. προς μια άμεση αντίδραση. Η αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων (υγρού ή αερίου) μετατοπίζει την ισορροπία προς τα αντιδρώντα, δηλ. προς την πίσω αντίδραση.

Μαζική αλλαγή στερεόςδεν αλλάζει τη θέση ισορροπίας.

2) Επίδραση θερμοκρασίας Η αύξηση της θερμοκρασίας μετατοπίζει την ισορροπία προς μια ενδόθερμη αντίδραση.

ένα)Ν 2 (Δ) + 3H 2 (Ζ) ↔ 2NH 3 (D) + 92,4 kJ (εξώθερμη - παραγωγή θερμότητας)

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση της αποσύνθεσης της αμμωνίας (←)

σι)Ν 2 (Δ) +Ο 2 (Ζ) ↔ 2ΟΧΙ(G) - 180,8 kJ (ενδόθερμη - απορρόφηση θερμότητας)

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση της αντίδρασης σχηματισμού ΟΧΙ (→)

3) Επίδραση της πίεσης (μόνο για αέριες ουσίες) - με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμόi ουσίες που καταλαμβάνουν λιγότεροΡυθμός.

Ν 2 (Δ) + 3H 2 (Ζ) ↔ 2NH 3 (ΣΟΛ)

1 V - Ν 2

3 V - H 2

2 V – NH 3

Όταν η πίεση αυξάνεται ( Π): πριν την αντίδραση4 V αέριες ουσίες → μετά την αντίδραση2 Vαέριες ουσίες, επομένως, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά ( → )

Με αύξηση της πίεσης, για παράδειγμα, κατά 2 φορές, ο όγκος των αερίων μειώνεται κατά τον ίδιο αριθμό φορές, και επομένως, οι συγκεντρώσεις όλων των αερίων ουσιών θα αυξηθούν κατά 2 φορές. Kp = κ 1 / κ 2 = [ NH 3 ] 2 / [ Ν 2 ][ H 2 ] 3

Σε αυτήν την περίπτωση, ο αριθμητής της παράστασης για το K θα αυξηθεί κατά 4 φορές και ο παρονομαστής είναι 16 φορές, δηλ. η ισότητα θα σπάσει. Για να αποκατασταθεί, πρέπει να αυξηθεί η συγκέντρωση αμμωνίακαι μειώνουν τη συγκέντρωση άζωτοκαινερόείδος. Η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά.

Έτσι, όταν η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια μείωση του όγκου και όταν η πίεση μειώνεται, μετατοπίζεται προς μια αύξηση του όγκου.

Μια αλλαγή στην πίεση δεν έχει πρακτικά καμία επίδραση στον όγκο του στερεού και υγρές ουσίες, δηλ. δεν αλλάζει τη συγκέντρωσή τους. Κατά συνέπεια, η ισορροπία των αντιδράσεων στις οποίες δεν συμμετέχουν αέρια είναι πρακτικά ανεξάρτητη από την πίεση.

! Ουσίες που επηρεάζουν την πορεία μιας χημικής αντίδρασης καταλύτες.Αλλά όταν χρησιμοποιείται ένας καταλύτης, η ενέργεια ενεργοποίησης τόσο της μπροστινής όσο και της αντίστροφης αντίδρασης μειώνεται κατά το ίδιο ποσό, και επομένως η ισορροπία δεν αλλάζει.

Λύνω προβλήματα:

Νο 1. Αρχικές συγκεντρώσεις CO και O 2 στην αναστρέψιμη αντίδραση

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g)

Ίσο με 6 και 4 mol/L, αντίστοιχα. Να υπολογίσετε τη σταθερά ισορροπίας αν η συγκέντρωση του CO 2 τη στιγμή της ισορροπίας είναι 2 mol/L.

Νο 2. Η αντίδραση προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση

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

Υποδείξτε πού θα μετατοπιστεί η ισορροπία αν

α) αύξηση της πίεσης

β) να αυξήσει τη θερμοκρασία

γ) αύξηση της συγκέντρωσης του οξυγόνου

δ) την εισαγωγή καταλύτη;