Kako će se pomaknuti kemijska ravnoteža u sustavu. Kemijska ravnoteža

Tada dobivamo:

Rješavanjem ove jednadžbe nalazimo: x 1 = 3 i x 2 = 1,25. Ali x 1 = 3 ne zadovoljava uvjete zadatka.
Prema tome, = 1,25 + 1 = 2,25 mol/l.

12.1. U kojoj će od sljedećih reakcija povećanje tlaka pomaknuti ravnotežu udesno? Obrazloži odgovor.

1) 2 NH 3 (g) 3 H2 (g) + N 2 (d)

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

3) 2HBr (g) H2 (g) + Br 2 (w)

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

12.2.Pri određenoj temperaturi ravnotežne koncentracije u sustavu

2HBr (g) H2 (g) + Br 2 (d)

Sve su kemijske reakcije, u načelu, reverzibilne.
To znači da se u reakcijskoj smjesi događa i interakcija reagensa i interakcija produkata. U tom smislu, razlika između reaktanata i proizvoda je uvjetna. Smjer kemijske reakcije određen je uvjetima njezina odvijanja (temperatura, tlak, koncentracija tvari).
Mnoge reakcije imaju jedan preferencijalni smjer, a za izvođenje takvih reakcija u suprotnom smjeru potrebno je ekstremnim uvjetima. U takvim reakcijama dolazi do gotovo potpune pretvorbe reaktanata u produkte.

Primjer. Željezo i sumpor, kada se umjereno zagrijavaju, međusobno reagiraju i tvore željezo (II) sulfid; FeS je stabilan u takvim uvjetima i praktički se ne raspada na željezo i sumpor:

Pri 200 atm i 400 0C postiže se maksimalni sadržaj NH3 u reakcijskoj smjesi, jednak 36% (po volumenu). Daljnjim porastom temperature, zbog pojačanog javljanja reverzne reakcije, smanjuje se volumni udio amonijaka u smjesi.
Prednja i obrnuta reakcija odvijaju se istovremeno u suprotnim smjerovima.

U svim reverzibilnim reakcijama, brzina prednje reakcije opada, a brzina obrnute reakcije raste sve dok obje brzine ne budu jednake i dok se ne uspostavi ravnoteža.

U stanju ravnoteže brzine naprijed i obratne reakcije postaju jednake.

LE CHATELIEROV PRINCIP KEMIJSKE RAVNOTEŽE.

Položaj kemijske ravnoteže ovisi o sljedećim parametrima reakcije: temperaturi, tlaku i koncentraciji. Utjecaj koji ti čimbenici imaju na kemijsku reakciju podložan je uzorku koji je izražen u opći pogled 1884. francuski znanstvenik Le Chatelier. Moderna formulacija Le Chatelierovog principa je sljedeća:

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

2. Učinak pritiska. U svim reakcijama u kojima sudjeluju plinovite tvari, praćene promjenom volumena zbog promjene količine tvari tijekom prijelaza iz polaznih tvari u produkte, na položaj ravnoteže utječe tlak u sustavu.
Utjecaj tlaka na položaj ravnoteže slijedi sljedeća pravila:

Dakle, tijekom prijelaza od polaznih tvari do proizvoda, volumen plinova se prepolovio. To znači da se s povećanjem tlaka ravnoteža pomiče prema stvaranju NH3, što dokazuju sljedeći podaci za reakciju sinteze amonijaka pri 400 0C:

3. Učinak koncentracije. Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže podložan je sljedećim pravilima:

Kemijska ravnoteža je svojstvena reverzibilan reakcije i nije tipično za nepovratan kemijske reakcije.

Često, prilikom implementacije kemijski proces, početni reaktanti se potpuno pretvaraju u produkte reakcije. Na primjer:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Nemoguće je dobiti metalni bakar provođenjem reakcije u suprotnom smjeru, jer dano reakcija je nepovratna. U takvim procesima reaktanti se potpuno pretvaraju u produkte, tj. reakcija teče do kraja.

Ali najveći dio kemijskih reakcija reverzibilan, tj. vjerojatno paralelna reakcija u izravnom i obrnuti smjerovi. Drugim riječima, reaktanti se samo djelomično pretvaraju u produkte i reakcijski sustav sastojat će se i od reaktanata i od proizvoda. Sustav u u ovom slučaju nalazi se u stanju kemijska ravnoteža.

U reverzibilnim procesima, u početku izravna reakcija ima maksimalna brzina, koji se postupno smanjuje zbog smanjenja broja reagensa. Reverzna reakcija, naprotiv, u početku ima minimalnu brzinu, koja se povećava kako se proizvodi nakupljaju. Naposljetku, dolazi trenutak kada se brzine obje reakcije izjednače - sustav dostiže stanje ravnoteže. Kada dođe do stanja ravnoteže, koncentracije komponenata ostaju nepromijenjene, ali kemijska reakcija ne prestaje. Da. – ovo je dinamično (pokretno) stanje. Radi jasnoće, evo sljedeće slike:

Recimo da postoji određeni reverzibilna kemijska reakcija:

a A + b B = c C + d D

zatim, na temelju zakona aktivne mase, napišimo izraze za ravnoυ 1 i obrnutiυ 2 reakcije:

v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b

υ2 = k 2 ·[C] c ·[D] d

Sposoban kemijska ravnoteža, brzine prednje i obrnute reakcije su jednake, tj.

k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d

dobivamo

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

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

Za bilo koga reverzibilan proces, pod datim uvjetima k je konstantna vrijednost. Ne ovisi o koncentracijama tvari, jer Kada se promijeni količina jedne od tvari, mijenjaju se i količine ostalih komponenti.

Kada se uvjeti kemijskog procesa promijene, ravnoteža se može pomaknuti.

Čimbenici koji utječu na promjenu ravnoteže:

• promjene u koncentracijama reagensa ili proizvoda,
• promjena tlaka,
• promjena temperature,
• dodavanjem katalizatora reakcijskom mediju.

Le Chatelierov princip

Svi gore navedeni čimbenici utječu na promjenu kemijske ravnoteže, koja se pokorava Le Chatelierov princip: Ako promijenite jedan od uvjeta pod kojima je sustav u stanju ravnoteže - koncentraciju, tlak ili temperaturu - tada će se ravnoteža pomaknuti u smjeru reakcije koja se suprotstavlja toj promjeni. Oni. ravnoteža ima tendenciju pomaka u smjeru koji dovodi do smanjenja utjecaja utjecaja koji je doveo do povrede stanja ravnoteže.

Dakle, razmotrimo zasebno utjecaj svakog od njihovih čimbenika na stanje ravnoteže.

Utjecaj promjene u koncentracijama reaktanata ili proizvoda pokažimo na primjeru Haberov proces:

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)

Ako se, na primjer, dušik doda ravnotežnom sustavu koji se sastoji od N 2 (g), H 2 (g) i NH 3 (g), tada bi se ravnoteža trebala pomaknuti u smjeru koji bi doprinio smanjenju količine vodika prema izvornoj vrijednosti, one. u smjeru stvaranja dodatnog amonijaka (desno). Istodobno će doći do smanjenja količine vodika. Kada se u sustav doda vodik, ravnoteža će se također pomaknuti prema stvaranju nove količine amonijaka (udesno). Dok je uvođenje amonijaka u ravnotežni sustav, prema Le Chatelierov princip , izazvat će pomak u ravnoteži prema procesu koji je povoljan za nastanak polaznih tvari (ulijevo), tj. Koncentracija amonijaka trebala bi se smanjiti razgradnjom dijela na dušik i vodik.

Smanjenje koncentracije jedne od komponenti pomaknut će stanje ravnoteže sustava prema stvaranju te komponente.

Utjecaj promjene tlaka ima smisla ako u procesu koji se proučava sudjeluju plinovite komponente i dolazi do promjene ukupnog broja molekula. Ako ukupni broj molekule ostaju u sustavu trajnog, zatim promjena tlaka ne utječe na njegovu ravnotežu, na primjer:

I 2 (g) + H 2 (g) = 2HI (g)

Ako se ukupni tlak ravnotežnog sustava povećava smanjenjem njegovog volumena, tada će se ravnoteža pomaknuti prema smanjenju volumena. Oni. prema smanjenju broja plin u sustavu. U reakciji:

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)

od 4 molekule plina (1 N 2 (g) i 3 H 2 (g)) nastaju 2 molekule plina (2 NH 3 (g)), t.j. tlak u sustavu se smanjuje. Kao rezultat toga, povećanje tlaka će pridonijeti stvaranju dodatne količine amonijaka, tj. ravnoteža će se pomaknuti prema njegovom formiranju (udesno).

Ako je temperatura sustava konstantna, tada promjena ukupnog tlaka sustava neće dovesti do promjene konstante ravnoteže DO.

Promjena temperature sustav utječe ne samo na pomak njegove ravnoteže, već i na konstantu ravnoteže DO. Ako se ravnotežnom sustavu pri konstantnom tlaku doda dodatna toplina, tada će se ravnoteža pomaknuti prema apsorpciji topline. Smatrati:

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g) + 22 kcal

Dakle, kao što vidite, izravna reakcija odvija se oslobađanjem topline, a obrnuta reakcija apsorpcijom. Kako temperatura raste, ravnoteža ove reakcije pomiče se prema reakciji razgradnje amonijaka (lijevo), jer javlja se i slabi vanjski utjecaj – porast temperature. Naprotiv, hlađenje dovodi do pomaka ravnoteže u smjeru sinteze amonijaka (udesno), jer reakcija je egzotermna i otporna je na hlađenje.

Dakle, povećanje temperature pogoduje pomaku kemijska ravnoteža prema endotermnoj reakciji, a pad temperature prema egzotermnom procesu . Konstante ravnoteže svi egzotermni procesi opadaju s porastom temperature, a endotermni rastu.

Postigavši ​​stanje kemijske ravnoteže, sustav će u njemu ostati sve dok se vanjski uvjeti ne promijene. To će dovesti do promjena u parametrima sustava, tj. do pomaka kemijske ravnoteže prema jednoj od reakcija. Za kvalitativna definicija Smjer pomaka ravnoteže u kemijskoj reakciji određen je Le Chatelier-Brownovim načelom:

Ako se vanjski utjecaj vrši na sustav u ravnoteži, tj. promijeniti uvjete pod kojima je sustav bio u ravnoteži, tada će se u sustavu bržim tempom početi odvijati procesi koji SMANJUJU utjecaj.

Na stanje kemijske ravnoteže najviše utječu koncentracija, tlak i temperatura.

Kao što se može vidjeti iz izraza za konstantu brzine reakcije, povećanje koncentracije polaznih tvari N i M dovodi do povećanja brzine izravne reakcije. Kaže se da se ravnoteža pomaknula prema naprijed reakciji. Naprotiv, povećanje koncentracije produkata pomiče ravnotežu prema obrnutoj reakciji.

Kada se promijeni ukupni tlak u ravnotežnoj smjesi, mijenjaju se parcijalni tlakovi svih sudionika u reakciji isti broj jednom. Ako se u reakciji ne mijenja broj molova plinova, kao npr. u reakciji H2 + Cl2 - 2 HCl, tada sastav smjese ostaje ravnotežan i ravnoteža se ne pomiče. Ako se promijeni broj molova plinova u reakciji, tada će sastav mješavine plinova kao rezultat promjene tlaka postati neravnotežan i jedna od reakcija će se početi odvijati većom brzinom. Smjer pomaka ravnoteže u ovom slučaju ovisi o tome je li se broj molova plinova povećao ili smanjio.

Razmotrimo, na primjer, reakciju

N2 + 3 H2 - 2 NH3

Svi sudionici ove reakcije su plinovi. Neka se poveća ukupni tlak u ravnotežnoj smjesi (komprimirana smjesa). Ravnoteža će biti poremećena, u sustavu moraju započeti procesi koji će dovesti do smanjenja tlaka. Ali tlak je proporcionalan broju udaraca molekula o stijenke, tj. broj molekula. Iz jednadžbe reakcije jasno je da se kao rezultat reakcije naprijed broj molekula plina smanjuje s 4 mola na 2 mola, a kao rezultat obrnute reakcije u skladu s tim raste. Stoga će doći do smanjenja ukupnog tlaka ako se ravnoteža pomakne u smjeru reakcije naprijed. Kada se ukupni tlak u ovom sustavu smanji, ravnoteža će se pomaknuti u smjeru obrnute reakcije, što dovodi do povećanja broja molekula plina, tj. do povećanja pritiska.

U opći slučaj pri porastu ukupnog tlaka ravnoteža se pomiče prema reakciji koja dovodi do smanjenja broja molekula plinovitih tvari, a pri smanjenju tlaka prema reakciji u kojoj se povećava broj molekula plina.

Za određivanje smjera pomaka ravnoteže pri promjeni temperature sustava potrebno je poznavati toplinski učinak reakcije, tj. Je li ova reakcija egzotermna ili endotermna? Mora se imati na umu da se tijekom egzotermne reakcije oslobađa toplina i temperatura raste. Kada dođe do endotermne reakcije, temperatura pada zbog apsorpcije topline. Posljedično, kada temperatura raste, ravnoteža se uvijek pomiče prema endotermnoj reakciji, a kada se snižava, prema egzotermnoj reakciji. Na primjer, u sustavu gdje dolazi do reverzibilne reakcije

1. Među svim poznatim reakcijama razlikuju se reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Pri proučavanju reakcija ionske izmjene navedeni su uvjeti pod kojima one teku do kraja. ().

Također su poznate reakcije koje se u danim uvjetima ne odvijaju do kraja. Tako, na primjer, kada se sumporni dioksid otopi u vodi, dolazi do reakcije: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Ali ispada da u Vodena otopina Može nastati samo određena količina sumporaste kiseline. To se objašnjava činjenicom da je sumporna kiselina krhka i dolazi do reverzne reakcije, tj. razgradnjom na sumporni oksid i vodu. Posljedično, ova reakcija ne ide do kraja jer se dvije reakcije odvijaju istovremeno - ravno(između sumpornog oksida i vode) i obrnuti(razgradnja sumporaste kiseline). SO2 +H20↔ H 2 SO 3 .

Kemijske reakcije koje se pod određenim uvjetima odvijaju u međusobno suprotnim smjerovima nazivamo reverzibilnim.

2. Budući da brzina kemijske reakcije ovisi o koncentraciji reaktanata, tada je najprije brzina izravne reakcije ( υ pr) mora biti maksimum i brzina obrnuta reakcija ( υ arr.) jednaka je nuli. Koncentracija reaktanata se s vremenom smanjuje, a koncentracija produkata reakcije raste. Stoga se brzina prednje reakcije smanjuje, a brzina obrnute reakcije raste. U određenoj vremenskoj točki, brzine naprijed i obratne reakcije postaju jednake:

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

υ pr =υ arr.

Stanje sustava u kojem je brzina prednje reakcije jednaka brzini obrnute reakcije naziva se kemijska ravnoteža.

U stanju kemijske ravnoteže kvantitativni omjer između reaktanata i produkata reakcije ostaje konstantan: koliko molekula produkta reakcije nastane u jedinici vremena, toliko ih se i razgradi. Međutim, stanje kemijske ravnoteže održava se sve dok su uvjeti reakcije nepromijenjeni: koncentracija, temperatura i tlak.

Stanje kemijske ravnoteže opisuje se kvantitativno zakon djelovanja mase.

U ravnoteži, omjer umnoška koncentracija produkata reakcije (u potencijama njihovih koeficijenata) i umnoška koncentracija reaktanata (također u potencijama njihovih koeficijenata) konstantna je vrijednost, neovisna o početnim koncentracijama tvari u reakciji. smjesa.

Ovaj konstantno nazvao konstanta ravnoteže - k

Dakle za reakciju: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ konstanta ravnoteže izražava se kako slijedi:

υ 1 =υ 2

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

υ 2 (povratak) = k 2 [ N.H. 3 ] 2

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

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

Kemijska ravnoteža ovisi o koncentraciji, tlaku, temperaturi.

Načeloodređuje smjer ravnotežnog miješanja:

Ako se vanjski utjecaj izvrši na sustav koji je u ravnoteži, tada će se ravnoteža u sustavu pomaknuti u smjeru suprotnom od tog utjecaja.

1) Učinak koncentracije – ako se poveća koncentracija polaznih tvari, ravnoteža se pomiče prema stvaranju produkata reakcije.

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

Kada se doda u reakcijsku smjesu, na primjer dušik, tj. koncentracija reagensa raste, nazivnik u izrazu za K raste, ali budući da je K konstanta, onda da bi se ispunio ovaj uvjet brojnik također mora rasti. Stoga se povećava količina produkta reakcije u reakcijskoj smjesi. U ovom slučaju govore o pomaku kemijske ravnoteže udesno, prema proizvodu.

Dakle, povećanje koncentracije reaktanata (tekućih ili plinovitih) pomiče se prema produktima, tj. prema izravnoj reakciji. Povećanje koncentracije produkata (tekućih ili plinovitih) pomiče ravnotežu prema reaktantima, tj. prema suprotnoj reakciji.

Masovna promjena čvrsta ne mijenja položaj ravnoteže.

2) Učinak temperature – porast temperature pomiče ravnotežu prema endotermnoj reakciji.

A)N 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G) + 92,4 kJ (egzotermno - oslobađanje topline)

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

b)N 2 (G) +O 2 (D) ↔ 2NE(G) – 180,8 kJ (endotermno - apsorpcija topline)

Kako temperatura raste, ravnoteža će se pomaknuti prema reakciji stvaranja NE (→)

3) Utjecaj tlaka (samo za plinovite tvari) – s povećanjem tlaka ravnoteža se pomiče prema formacijiI tvari koje zauzimaju manje o ja jedem.

N 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – N.H. 3

S povećanjem pritiska ( P): prije reakcije4 V plinovite tvari → nakon reakcije2 Vplinovitih tvari, dakle, ravnoteža se pomiče udesno ( → )

Kad se tlak poveća npr. 2 puta, za toliko se smanji i volumen plinova, pa će se stoga koncentracije svih plinovitih tvari povećati 2 puta. Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

U tom će se slučaju brojnik izraza za K povećati za 4 puta, a nazivnik je 16 puta, tj. ravnopravnost će biti povrijeđena. Da bi se obnovio, koncentracija se mora povećati amonijaka koncentracije se smanjuju dušikIvodaljubazan. Ravnoteža će se pomaknuti udesno.

Dakle, kada se tlak poveća, ravnoteža se pomiče prema smanjenju volumena, a kada se tlak smanji prema povećanju volumena.

Promjena tlaka praktički ne utječe na volumen krutih i tekućih tvari, tj. ne mijenja njihovu koncentraciju. Posljedično, ravnoteža reakcija u kojima plinovi ne sudjeluju praktički je neovisna o tlaku.

! Na tijek kemijske reakcije utječu tvari - katalizatori. Ali kada se koristi katalizator, energija aktivacije i prednje i obrnute reakcije smanjuje se za isti iznos i stoga ravnoteža se ne pomiče.

Riješiti probleme:

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

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Jednako 6 odnosno 4 mol/l. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je koncentracija CO 2 u trenutku ravnoteže 2 mol/l.

broj 2. Reakcija se odvija prema jednadžbi

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

Navedite gdje će se pomaknuti ravnoteža ako

a) povećati pritisak

b) povećati temperaturu

c) povećati koncentraciju kisika

d) uvođenje katalizatora?