Hvordan den kjemiske likevekten i systemet vil skifte. Kjemisk likevektsskifte

Da får vi:

Ved å løse denne ligningen finner vi: x 1 = 3 og x 2 = 1,25. Men x 1 = 3 tilfredsstiller ikke betingelsene for problemet.
Derfor = 1,25 + 1 = 2,25 mol/l.

12.1. I hvilken av de følgende reaksjonene vil en trykkøkning forskyve likevekten til høyre? Begrunn svaret.

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

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

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

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

12.2.Ved en viss temperatur, likevektskonsentrasjonene i systemet

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

Alle kjemiske reaksjoner er i prinsippet reversible.
Dette betyr at både interaksjonen av reagenser og interaksjonen av produkter skjer i reaksjonsblandingen. I denne forstand er skillet mellom reaktanter og produkter betinget. Retningen til en kjemisk reaksjon bestemmes av forholdene for dens oppførsel (temperatur, trykk, konsentrasjon av stoffer).
Mange reaksjoner har én foretrukket retning og for å utføre slike reaksjoner i motsatt retning kreves det ekstreme forhold. I slike reaksjoner skjer nesten fullstendig omdannelse av reaktanter til produkter.

Eksempel. Jern og svovel, når de oppvarmes moderat, reagerer med hverandre for å danne jern(II)sulfid. FeS er stabilt under slike forhold og brytes praktisk talt ikke ned til jern og svovel:

Ved 200 atm og 400 °C nås det maksimale NH3-innholdet i reaksjonsblandingen, lik 36 % (volum). Med en ytterligere økning i temperaturen, på grunn av den økte forekomsten av omvendt reaksjon, reduseres volumfraksjonen av ammoniakk i blandingen.
Forover- og bakreaksjoner skjer samtidig i motsatte retninger.

I alle reversible reaksjoner avtar hastigheten på foroverreaksjonen og hastigheten på den reverserte reaksjonen øker inntil begge hastighetene er like og likevekt er etablert.

I en tilstand av likevekt blir hastighetene for forover- og reversreaksjoner like.

LE CHATELIERS PRINSIPP FORSKYTTING AV KJEMISK LIKEVING.

Plasseringen av kjemisk likevekt avhenger av følgende reaksjonsparametre: temperatur, trykk og konsentrasjon. Påvirkningen som disse faktorene har på en kjemisk reaksjon er underlagt mønsteret som ble uttrykt i generelt syn i 1884 av den franske vitenskapsmannen Le Chatelier. Den moderne formuleringen av Le Chateliers prinsipp er som følger:

1. Effekt av temperatur. I hver reversibel reaksjon tilsvarer en av retningene en eksoterm prosess, og den andre til en endoterm prosess.

2. Effekt av trykk. I alle reaksjoner som involverer gassformige stoffer, ledsaget av volumendring på grunn av endring i stoffmengden under overgangen fra utgangsstoffer til produkter, påvirkes likevektsposisjonen av trykket i systemet.
Påvirkningen av trykk på likevektsposisjonen overholder følgende regler:

Under overgangen fra utgangsstoffer til produkter ble således volumet av gasser halvert. Dette betyr at med økende trykk, skifter likevekten mot dannelsen av NH3, som det fremgår av følgende data for ammoniakksyntesereaksjonen ved 400 0C:

3. Effekt av konsentrasjon. Konsentrasjonens påvirkning på likevektstilstanden er underlagt følgende regler:

Kjemisk likevekt er iboende reversible reaksjoner og er ikke typisk for irreversible kjemiske reaksjoner.

Ofte ved implementering kjemisk prosess, blir de første reaktantene fullstendig omdannet til reaksjonsprodukter. For eksempel:

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

Det er umulig å oppnå metallisk kobber ved å utføre reaksjonen i motsatt retning, fordi gitt reaksjonen er irreversibel. I slike prosesser blir reaktanter fullstendig omdannet til produkter, d.v.s. reaksjonen fortsetter til fullførelse.

Men hoveddelen av kjemiske reaksjoner reversible, dvs. sannsynligvis parallell reaksjon i direkte og snu retninger. Med andre ord blir reaktantene bare delvis omdannet til produkter og reaksjonssystem vil bestå av både reaktanter og produkter. System inn i dette tilfellet er i en tilstand kjemisk likevekt.

I reversible prosesser har i utgangspunktet den direkte reaksjonen maksimal hastighet, som gradvis avtar på grunn av en reduksjon i antall reagenser. Den omvendte reaksjonen, tvert imot, har i utgangspunktet en minimumshastighet, som øker når produktene akkumuleres. Til slutt kommer et øyeblikk når hastighetene til begge reaksjonene blir like - systemet når en tilstand av likevekt. Når en tilstand av likevekt oppstår, forblir konsentrasjonene av komponentene uendret, men den kjemiske reaksjonen stopper ikke. At. – dette er en dynamisk (bevegelig) tilstand. For klarhet, her er følgende figur:

La oss si at det er en viss reversibel kjemisk reaksjon:

a A + b B = c C + d D

deretter, basert på loven aktive masser, la oss skrive uttrykk for direkteυ 1 og omvendtυ 2 reaksjoner:

v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b

υ2 = k 2 ·[C] c ·[D] d

i stand til kjemisk likevekt, ratene for forover- og reversreaksjoner er like, dvs.:

k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d

vi får

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

Hvor K =k 1 / k 2 – likevektskonstant.

For hvem som helst reversibel prosess, under gitte forhold k er en konstant verdi. Det er ikke avhengig av konsentrasjonene av stoffer, fordi Når mengden av ett av stoffene endres, endres også mengden av andre komponenter.

Når betingelsene for en kjemisk prosess endres, kan likevekten skifte.

Faktorer som påvirker endringen i likevekt:

• endringer i konsentrasjoner av reagenser eller produkter,
• trykkendring,
• temperaturendringer,
• tilsetning av en katalysator til reaksjonsmediet.

Le Chateliers prinsipp

Alle de ovennevnte faktorene påvirker skiftet i kjemisk likevekt, som adlyder Le Chateliers prinsipp: Hvis du endrer en av betingelsene som systemet er i en likevektstilstand under - konsentrasjon, trykk eller temperatur - så vil likevekten skifte i retning av reaksjonen som motvirker denne endringen. De. likevekt har en tendens til å skifte i en retning som fører til en reduksjon i påvirkningen av påvirkningen som førte til et brudd på likevektstilstanden.

Så la oss vurdere separat påvirkningen av hver av faktorene deres på likevektstilstanden.

Innflytelse endringer i konsentrasjoner av reaktanter eller produkter la oss vise med et eksempel Haber prosess:

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

Hvis for eksempel nitrogen tilsettes et likevektssystem bestående av N 2 (g), H 2 (g) og NH 3 (g), så bør likevekten skifte i en retning som vil bidra til en reduksjon i mengden av hydrogen mot sin opprinnelige verdi, de. i retning av dannelsen av ytterligere ammoniakk (til høyre). Samtidig vil mengden hydrogen minke. Når hydrogen tilføres systemet vil likevekten også skifte mot dannelse av en ny mengde ammoniakk (til høyre). Mens innføring av ammoniakk i likevektssystemet, iht Le Chateliers prinsipp , vil føre til et skifte i likevekt mot prosessen som er gunstig for dannelsen av utgangsstoffer (til venstre), dvs. Ammoniakkkonsentrasjonen bør reduseres ved å spalte noe av den til nitrogen og hydrogen.

En reduksjon i konsentrasjonen av en av komponentene vil skifte likevektstilstanden til systemet mot dannelsen av denne komponenten.

Innflytelse trykkendringer er fornuftig hvis gassformige komponenter deltar i prosessen som studeres og det er en endring i det totale antallet molekyler. Hvis totalt antall molekyler forblir i systemet fast, deretter endringen i trykket ingen effekt på sin balanse, for eksempel:

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

Hvis det totale trykket i et likevektssystem økes ved å redusere volumet, vil likevekten skifte mot synkende volum. De. mot å redusere antallet gass i systemet. Som reaksjon:

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

fra 4 gassmolekyler (1 N 2 (g) og 3 H 2 (g)) dannes 2 gassmolekyler (2 NH 3 (g)), dvs. trykket i systemet synker. Som et resultat vil en trykkøkning bidra til dannelsen av en ekstra mengde ammoniakk, dvs. likevekten vil skifte mot dannelsen (til høyre).

Hvis temperaturen i systemet er konstant, vil ikke en endring i systemets totale trykk føre til en endring i likevektskonstanten TIL.

Temperaturendring systemet påvirker ikke bare forskyvningen av dets likevekt, men også likevektskonstanten TIL. Hvis tilleggsvarme tilføres et likevektssystem ved konstant trykk, vil likevekten skifte mot absorpsjon av varme. Tenk på:

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

Så, som du kan se, fortsetter den direkte reaksjonen med frigjøring av varme, og den omvendte reaksjonen med absorpsjon. Når temperaturen øker, skifter likevekten til denne reaksjonen mot nedbrytningsreaksjonen av ammoniakk (til venstre), fordi det vises og svekker den ytre påvirkningen - en økning i temperaturen. Tvert imot fører avkjøling til et skifte i likevekt i retning av ammoniakksyntese (til høyre), fordi reaksjonen er eksoterm og motstår avkjøling.

En økning i temperatur favoriserer således et skifte kjemisk likevekt mot den endoterme reaksjonen, og temperaturfallet mot den eksoterme prosessen . Likevektskonstanter alle eksoterme prosesser avtar med økende temperatur, og endoterme prosesser øker.

Etter å ha nådd en tilstand av kjemisk likevekt, vil systemet forbli i den til ytre forhold endres. Dette vil føre til endringer i systemparametere, dvs. til et skifte i kjemisk likevekt mot en av reaksjonene. Til kvalitativ definisjon Retningen for likevektsskifte i en kjemisk reaksjon bestemmes av Le Chatelier-Brown-prinsippet:

Hvis det utøves en ytre påvirkning på et system i likevekt, dvs. endre forholdene som systemet var i likevekt under, så vil prosesser som MINsker påvirkningen begynne å skje i systemet i en raskere hastighet.

Tilstanden til kjemisk likevekt er mest påvirket av konsentrasjon, trykk og temperatur.

Som det fremgår av uttrykket for reaksjonshastighetskonstanten, fører en økning i konsentrasjonene av utgangsstoffene N og M til en økning i hastigheten på den direkte reaksjonen. Likevekten sies å ha skiftet mot foroverreaksjonen. Tvert imot, en økning i konsentrasjonen av produkter forskyver likevekten mot den omvendte reaksjonen.

Når det totale trykket i en likevektsblanding endres, endres partialtrykket til alle deltakerne i reaksjonen i samme nummer en gang. Hvis antall mol gasser ikke endres i en reaksjon, som for eksempel i reaksjonen H2 + Cl2 - 2 HCl, forblir sammensetningen av blandingen likevekt og likevekten skifter ikke. Hvis antall mol gasser i reaksjonen endres, vil sammensetningen av blandingen av gasser som et resultat av trykkendringen bli ikke-likevekt, og en av reaksjonene vil begynne å fortsette med høyere hastighet. Retningen til likevektsskiftet avhenger i dette tilfellet av om antall mol gasser har økt eller redusert.

Tenk for eksempel på reaksjonen

N2 + 3 H2 - 2 NH3

Alle deltakere i denne reaksjonen er gasser. La det totale trykket i likevektsblandingen økes (blandingen komprimert). Likevekten vil bli forstyrret, det må begynne prosesser i systemet som vil føre til et trykkfall. Men trykket er proporsjonalt med antall påvirkninger av molekyler på veggene, dvs. antall molekyler. Fra reaksjonsligningen er det klart at som et resultat av foroverreaksjonen synker antallet gassmolekyler fra 4 mol til 2 mol, og som et resultat av omvendt reaksjon øker det tilsvarende. Derfor vil det oppstå en reduksjon i totaltrykket dersom likevekten skifter i retning av den foroverreaksjonen. Når det totale trykket i dette systemet synker, vil likevekten skifte i retning av omvendt reaksjon, noe som fører til en økning i antall gassmolekyler, d.v.s. til økt trykk.

I generell sak når det totale trykket øker, skifter likevekten mot en reaksjon som fører til en nedgang i antall molekyler av gassformige stoffer, og når trykket synker, mot en reaksjon hvor antall gassmolekyler øker.

For å bestemme retningen på likevektsskiftet når temperaturen i systemet endres, er det nødvendig å kjenne den termiske effekten av reaksjonen, dvs. Er denne reaksjonen eksoterm eller endoterm? Det må huskes at under en eksoterm reaksjon frigjøres varme og temperaturen stiger. Når en endoterm reaksjon oppstår, synker temperaturen på grunn av absorpsjon av varme. Følgelig, når temperaturen øker, skifter likevekten alltid mot den endoterme reaksjonen, og når den avtar, mot den eksoterme reaksjonen. For eksempel i et system hvor det oppstår en reversibel reaksjon

1. Blant alle kjente reaksjoner skilles det mellom reversible og irreversible reaksjoner. Når man studerer ionebytterreaksjoner, ble forholdene under hvilke de fortsetter til fullføring oppført. ().

Det er også kjente reaksjoner som under gitte forhold ikke fortsetter til fullføring. Så, for eksempel, når svoveldioksid er oppløst i vann, skjer reaksjonen: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Men det viser seg at i vandig løsning Bare en viss mengde svovelsyrling kan dannes. Dette forklares med at svovelsyre er skjør, og det oppstår en omvendt reaksjon, dvs. dekomponering til svoveloksid og vann. Følgelig blir ikke denne reaksjonen fullført fordi to reaksjoner skjer samtidig - rett(mellom svoveloksid og vann) og omvendt(dekomponering av svovelsyrling). S02+H2O↔ H2SO3.

Kjemiske reaksjoner som skjer under gitte forhold i innbyrdes motsatte retninger kalles reversible.

2. Siden hastigheten på kjemiske reaksjoner avhenger av konsentrasjonen av reaktantene, vil først hastigheten på den direkte reaksjonen( υ pr) bør være maksimum og hastighet revers reaksjon ( υ arr.) er lik null. Konsentrasjonen av reaktanter avtar over tid, og konsentrasjonen av reaksjonsprodukter øker. Derfor avtar hastigheten på foroverreaksjonen og hastigheten på den omvendte reaksjonen øker. På et visst tidspunkt blir frekvensen av forover- og reversreaksjoner like:

I alle reversible reaksjoner avtar hastigheten på foroverreaksjonen, hastigheten på den omvendte reaksjonen øker til begge hastighetene blir like og en likevektstilstand er etablert:

υ pr =υ arr.

Tilstanden til systemet der hastigheten på foroverreaksjonen er lik hastigheten på den omvendte reaksjonen kalles kjemisk likevekt.

I en tilstand av kjemisk likevekt forblir det kvantitative forholdet mellom reaktantene og reaksjonsproduktene konstant: hvor mange molekyler av reaksjonsproduktet dannes per tidsenhet, så mange av dem brytes ned. Imidlertid opprettholdes tilstanden for kjemisk likevekt så lenge reaksjonsforholdene forblir uendrede: konsentrasjon, temperatur og trykk.

Tilstanden for kjemisk likevekt er beskrevet kvantitativt lov om masseaksjon.

Ved likevekt er forholdet mellom produktet av konsentrasjoner av reaksjonsprodukter (i potenser av deres koeffisienter) og produktet av konsentrasjoner av reaktanter (også i potenser av deres koeffisienter) en konstant verdi, uavhengig av de opprinnelige konsentrasjonene av stoffer i reaksjonen blanding.

Dette konstant ringte likevektskonstant - k

Så for reaksjonen: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ likevektskonstanten uttrykkes som følger:

υ 1 =υ 2

v 1 (direkte reaksjon) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , hvor– molare likevektskonsentrasjoner, = mol/l

υ 2 (tilbakeslag) = 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 – likevektskonstant.

Kjemisk likevekt avhenger av konsentrasjon, trykk, temperatur.

Prinsippbestemmer retningen for likevektsblanding:

Hvis en ytre påvirkning utøves på et system som er i likevekt, vil likevekten i systemet skifte i motsatt retning av denne påvirkningen.

1) Effekt av konsentrasjon – hvis konsentrasjonen av utgangsstoffene økes, skifter likevekten mot dannelse av reaksjonsprodukter.

For eksempelKp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

Ved tilsetning til reaksjonsblandingen f.eks nitrogen, dvs. konsentrasjonen av reagenset øker, nevneren i uttrykket for K øker, men siden K er en konstant, så for å oppfylle denne betingelsen må også telleren øke. Dermed øker mengden reaksjonsprodukt i reaksjonsblandingen. I dette tilfellet snakker de om et skifte i kjemisk likevekt til høyre, mot produktet.

Dermed forskyves en økning i konsentrasjonen av reaktanter (flytende eller gassformige) mot produktene, dvs. mot direkte reaksjon. En økning i konsentrasjonen av produkter (flytende eller gassformige) forskyver likevekten mot reaktantene, dvs. mot motsatt reaksjon.

Masseforandring fast endrer ikke likevektsposisjonen.

2) Effekt av temperatur – en temperaturøkning forskyver likevekten mot en endoterm reaksjon.

EN)N 2 (G) + 3H 2 (G) ↔ 2N.H. 3 (G) + 92,4 kJ (eksotermisk - varmeavgivelse)

Når temperaturen øker, vil likevekten skifte mot ammoniakknedbrytningsreaksjonen (←)

b)N 2 (G) +O 2 (G) ↔ 2INGEN(G) – 180,8 kJ (endotermisk - varmeabsorpsjon)

Når temperaturen øker, vil likevekten skifte mot formasjonsreaksjonen INGEN (→)

3) Påvirkning av trykk (kun for gassformige stoffer) – med økende trykk, skifter likevekten mot formasjonenI stoffer som opptar mindre o jeg spiser.

N 2 (G) + 3H 2 (G) ↔ 2N.H. 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – N.H. 3

Med økende trykk ( P): før reaksjon4 V gassformige stoffer → etter reaksjonen2 Vgassformige stoffer, derfor skifter likevekten til høyre ( → )

Når trykket øker, for eksempel 2 ganger, reduseres volumet av gasser med samme mengde, og derfor vil konsentrasjonen av alle gassformige stoffer øke med 2 ganger. Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

I dette tilfellet vil telleren for uttrykket for K øke med 4 ganger, og nevneren er 16 ganger, dvs. likestilling vil bli krenket. For å gjenopprette det, må konsentrasjonen øke ammoniakkog konsentrasjonene synker nitrogenOgvanntype. Balansen vil skifte til høyre.

Så, når trykket øker, skifter likevekten mot en reduksjon i volum, og når trykket avtar, mot en økning i volum.

En trykkendring har praktisk talt ingen effekt på volumet av faste og flytende stoffer, dvs. endrer ikke konsentrasjonen deres. Følgelig er likevekten av reaksjoner der gasser ikke deltar praktisk talt uavhengig av trykk.

! Forløpet av en kjemisk reaksjon påvirkes av stoffer - katalysatorer. Men når du bruker en katalysator, reduseres aktiveringsenergien til både forover- og bakreaksjonene med samme mengde og derfor balansen forskyves ikke.

Løs problemer:

nr. 1. Startkonsentrasjoner av CO og O 2 i den reversible reaksjonen

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Tilsvarer henholdsvis 6 og 4 mol/l. Regn ut likevektskonstanten hvis konsentrasjonen av CO 2 i likevektsmomentet er 2 mol/l.

nr. 2. Reaksjonen fortsetter i henhold til ligningen

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

Angi hvor likevekten vil skifte hvis

a) øke trykket

b) øke temperaturen

c) øke oksygenkonsentrasjonen

d) introduksjon av en katalysator?