Ķīmiskā līdzsvara stāvoklis ir atkarīgs no vairākiem faktoriem: temperatūras, spiediena, reaģentu koncentrācijas. Ļaujiet mums sīkāk apsvērt šo faktoru ietekmi.

Līdzsvara sistēmas komponentu koncentrācijas izmaiņas nemainīgā temperatūrā nobīda līdzsvaru, tomēr līdzsvara konstantes vērtība nemainās. Ja reakcijai tiek palielināta vielas A (vai B) koncentrācija, tad pieaugs tiešās reakcijas ātrums un palielināsies apgrieztās reakcijas ātrums. sākotnējais brīdis laiks nemainīsies. Līdzsvars tiks izjaukts. Tad sāks samazināties izejvielu koncentrācija un palielināsies reakcijas produktu koncentrācija, un tas turpināsies līdz jauna līdzsvara izveidošanai. Šādos gadījumos mēs sakām, ka līdzsvars tiek novirzīts uz reakcijas produktu veidošanos vai novirzīts pa labi.

Tādā pašā veidā strīdoties, nosakiet paši, kur nobīdīsies līdzsvars, ja palielinās vielas C koncentrācija; samazināt vielas D koncentrāciju.

Mainot komponentu koncentrācijas, iespējams nobīdīt līdzsvaru vēlamajā virzienā, palielinot vai samazinot reakcijas produktu iznākumu; meklējot pilnīgāku izejmateriālu izmantošanu vai, gluži pretēji,

Lai izpildītu otro uzdevumu, atgādinām, ka tiešā reakcija turpināsies, līdz beigsies viens no komponentiem A vai B. No reakcijas vienādojuma redzams, ka reaģenti reaģē ekvimolāros * daudzumos, turklāt to koncentrācijas ir vienādas atbilstoši problēmas stāvoklis. Tāpēc vielas A un B, reaģējot, beigsies vienlaikus. No reakcijas vienādojuma var arī redzēt, ka, pārvēršoties vienam molam vielas A, veidojas divi moli vielas C un viens mols vielas D. Tāpēc vēl daži no tiem tiks pievienoti vielu C un D daudzumam. jau sistēmā. Pēc vienkārša aprēķina mēs iegūstam vēlamo rezultātu:

[A] = [B] = 0 mol/l; [C] = 2 +2 = 4 mol/l; [D] = 2 +1 = 3 mol/l.

Līdzīgu argumentāciju veiciet arī trešajam uzdevumam, atceroties, ka vielas C un D reaģē proporcijā 2:1, un aprēķins jāveic pēc deficīta vielas daudzuma (definējiet šo vielu). Veiciet aprēķinus un iegūstiet rezultātu:

[A] \u003d [B] \u003d 1 + 2/2 \u003d 2 mol / l; [C] = 0 mol/l; [D] = 2-2/2 = 1 mol/l.

Reakcijas A + B C + D līdzsvara konstante ir vienāda ar vienu. Sākotnējā koncentrācija [A]o = 0,02 mol/l. Cik procentu vielas A tiks pārveidotas, ja sākotnējās koncentrācijas [B]o ir vienādas ar 0,02; 0,1; 0,2?

Ar x apzīmē vielas A līdzsvara koncentrāciju un pieraksta līdzsvara konstantes izteiksmi. Vielas B līdzsvara koncentrācija arī būs vienāda ar x. Reakcijas produktu (C un D) koncentrācijas būs vienādas viena ar otru un vienādas ar 0,02x. (Parādiet to, izmantojot reakcijas vienādojumu.)

Uzrakstīsim izteiksmi līdzsvara konstantei.

Kravn. \u003d (0,02 - x) (0,02 - x) / x2 \u003d 1

Atrisinot x vienādojumu, mēs iegūstam rezultātu: x \u003d 0,01. Līdz ar to pirmajā gadījumā puse A vielas (jeb 50%) tika pārveidota.

Otrajā gadījumā līdzsvara konstante būs vienāda ar

Kravn. \u003d (0,02 - x) (0,02 - x) / (0,1 - (0,02 - x)) \u003d 1

Iegūstiet šo izteiksmi pats un, atrisinot vienādojumu, pārbaudiet rezultātu (x = 0,003). Tāpēc reakcijā iekļuva (0,02 - 0,003) mols vielas A, kas ir 83,5%.

Atrisiniet uzdevumu trešajā gadījumā pats, kā arī atrisiniet to pašu uzdevumu, apzīmējot reaģējošās vielas daudzumu kā x.

No iegūtajiem rezultātiem var izdarīt svarīgu secinājumu. Lai palielinātu vielas īpatsvaru, kas reaģē pie nemainīgas līdzsvara konstantes, ir jāpalielina otrā reaģenta daudzums sistēmā. Līdzīga problēma rodas, piemēram, pārstrādājot atkritumus ar ķīmiskiem līdzekļiem.

Paaugstinoties temperatūrai, palielināsies gan tiešās, gan reversās reakcijas ātrums, bet, ja tiešā reakcija ir endotermiska (?Н > 0), tad tiešās reakcijas ātrums palielināsies vairāk nekā apgrieztās reakcijas ātrums, un līdzsvars novirzīsies uz produktu veidošanos vai pa labi. Ar tiešās reakcijas (eksotermiskās reakcijas) negatīvo termisko efektu apgrieztās reakcijas ātrums palielināsies spēcīgāk, un līdzsvars nobīdīsies pa kreisi.

Apsveriet visus iespējamos līdzsvara maiņas gadījumus ar temperatūras pazemināšanos.

5. attēlā redzams, ka starpība E "a - E" a ir vienāda ar reakcijas?H, kas nozīmē, ka līdzsvara konstantes vērtība ir atkarīga no reakcijas termiskā efekta lieluma, t.i. vai reakcija ir endo vai eksotermiska.

Dažas reakcijas līdzsvara konstante pie 293°K ir 5 10-3, bet pie 1000°K tā ir 2 10-6. Kāda ir šīs reakcijas termiskā efekta pazīme?

No problēmas apstākļiem izriet, ka, paaugstinoties temperatūrai, līdzsvara konstante samazinās. Mēs izmantojam izteiksmi (22) un redzam, kādai jābūt reakcijas DH zīmei, lai konstante samazinātos.

Kequiv. prezentēts eksponenciālā funkcija, kuras vērtība samazinās, samazinoties argumentam, mūsu gadījumā izteiksmes ДH/RT vērtība. Lai argumenta vērtība samazinātos, DH vērtībai jābūt negatīvai. Tāpēc aplūkojamā reakcija ir eksotermiska.

Spiediena izmaiņas ievērojami ietekmē sistēmu stāvokli, kas ietver gāzveida komponentus. Šajā gadījumā saskaņā ar gāzes likumi notiek izmaiņas sistēmas tilpumā, un tas noved pie gāzveida vielu koncentrācijas (vai to daļējā spiediena) izmaiņām. Tātad, palielinoties spiedienam, tilpums samazināsies un palielināsies gāzveida vielu koncentrācija. Koncentrācijas palielināšanās, kā mēs jau zinām, noved pie līdzsvara maiņas uz tāda reaģenta patēriņu, kas ir palielinājis tā koncentrāciju. Šajā gadījumā to var formulēt nedaudz savādāk. ?Palielinoties spiedienam, līdzsvars pāriet uz mazāku gāzveida vielu daudzumu jeb, vienkāršāk sakot, uz gāzveida vielu molekulu skaita samazināšanos. Cieto vielu un šķidrumu koncentrācija nemainās ar spiedienu.

Apsveriet klasisko piemēru amonjaka sintēzei no slāpekļa un ūdeņraža

3H2 + N2 - 2NH3, (DN< 0).

Tā kā sistēma sastāv tikai no gāzveida vielām, un, veidojoties amonjakam, molekulu skaits samazinās, tad, palielinoties spiedienam, līdzsvars nobīdīsies pa labi, uz lielāku amonjaka izvadi. Tāpēc rūpnieciskā amonjaka sintēze tiek veikta paaugstinātā spiedienā.

Iesaki pats temperatūras apstākļi amonjaka sintēze, zinot reakcijas termisko efektu un ievērojot produkta maksimālo iznākumu. Kā šie apstākļi korelē ar procesa kinētiskajiem faktoriem?

Kā spiediena pieaugums ietekmēs šādu reakciju līdzsvaru?

ķīmiskās kinētikas katalizatora inhibitors

CaCO3 (c.) - CaO (c.) + CO2 (g.);

4Fe(c.) + 3O2(g.) - 2Fe2O3(c.).

Pirmajā reakcijā tikai oglekļa dioksīds CO2 ir gāzveida, tāpēc, palielinoties spiedienam, līdzsvars nobīdīsies pa kreisi, gāzveida vielas daudzuma samazināšanās virzienā.

Apsveriet otro gadījumu pats.

Kā jāmaina spiediens šajās reakcijās, lai iegūtu lielāku produktu iznākumu?

Visus līdzsvara sistēmas stāvokļa izmaiņu gadījumus ārējās ietekmēs var vispārināt, formulējot Le Šateljē principu:

Ja līdzsvarā esoša sistēma ir pakļauta ārējā ietekme, tad līdzsvars nobīdās virzienā, kas vājina ārējās ietekmes ietekmi.

Pārbaudiet, vai Le Chatelier princips ir izpildīts visos iepriekš minētajos gadījumos.

Sniedziet savus piemērus līdzsvara maiņām, mainoties ārējiem apstākļiem, un izskaidrojiet tos, pamatojoties uz Le Šateljē principu.

Tātad, mēs esam apsvēruši galvenos jautājumus, kas saistīti ar ķīmisko reakciju norises likumiem. Šo modeļu pārzināšana ļaus jēgpilni ietekmēt noteiktu procesu veikšanas nosacījumus, lai iegūtu optimālu rezultātu.

Jautājumi paškontrolei

• 1. Kādas reakcijas sauc par atgriezeniskām?
• 2. Kā un kāpēc laika gaitā mainās tiešo un apgriezto reakciju ātrums?
• 3. Ko sauc par ķīmisko līdzsvaru?
• 4. Kāda vērtība kvantitatīvi raksturo ķīmisko līdzsvaru?
• 5. Kas nosaka līdzsvara konstantes vērtību: reaģējošo vielu koncentrācija; reaģentu raksturs; kopējais spiediens; temperatūra; katalizatora klātbūtne?
• 6. Kādas ir patiesā ķīmiskā līdzsvara īpašības?
• 7. Kāda ir atšķirība starp viltus ķīmisko līdzsvaru un patieso līdzsvaru?
• 8. Dodiet Le Šateljē principa formulējumu.
• 9. Formulējiet Le Šateljē principa sekas.

Sistēmas parametru, tostarp sākotnējo vielu un reakcijas produktu, izpēte ļauj noskaidrot, kādi faktori novirza ķīmisko līdzsvaru un noved pie vēlamajām izmaiņām. Balstoties uz Le Šateljē, Brauna un citu zinātnieku secinājumiem par atgriezenisku reakciju veikšanas metodēm, ir balstītas rūpnieciskās tehnoloģijas, kas ļauj veikt procesus, kas iepriekš šķita neiespējami, un gūt ekonomisku labumu.

Ķīmisko procesu dažādība

Saskaņā ar termiskā efekta īpašībām daudzas reakcijas tiek klasificētas kā eksotermiskas vai endotermiskas. Pirmie ir saistīti ar siltuma veidošanos, piemēram, oglekļa oksidēšanu, koncentrētas sērskābes hidratāciju. Otrs izmaiņu veids ir saistīts ar siltumenerģijas absorbciju. Endotermisko reakciju piemēri: kalcija karbonāta sadalīšanās, veidojoties dzēstiem kaļķiem un oglekļa dioksīdam, ūdeņraža un oglekļa veidošanās metāna termiskās sadalīšanās laikā. Ekso- un endotermisko procesu vienādojumos nepieciešams norādīt termisko efektu. Elektronu pārdale starp reaģējošo vielu atomiem notiek redoksreakcijās. Pēc reaģentu un produktu īpašībām izšķir četrus ķīmisko procesu veidus:

Lai raksturotu procesus, svarīga ir reaģējošo savienojumu mijiedarbības pilnīgums. Šī iezīme ir pamatā reakciju sadalījumam atgriezeniskā un neatgriezeniskā.

Reakciju atgriezeniskums

Atgriezeniski procesi veido lielāko daļu ķīmisko parādību. Galaproduktu veidošanās no reaģentiem ir tieša reakcija. Pretēji sākotnējās vielas iegūst no to sadalīšanās vai sintēzes produktiem. Reaģējošajā maisījumā rodas ķīmiskais līdzsvars, kurā tiek iegūts tik daudz savienojumu, cik sākotnējās molekulas sadalās. Atgriezeniskajos procesos zīmes "=" vietā starp reaģentiem un produktiem izmanto simbolus "↔" vai "⇌". Bultas var būt nevienāda garuma, kas ir saistīts ar vienas reakcijas dominēšanu. Ķīmiskos vienādojumos var norādīt vielu summāros raksturlielumus (g - gāzes, w - šķidrumi, m - cietas vielas). Liela praktiska nozīme ir zinātniski pamatotām metodēm, kā ietekmēt atgriezeniskos procesus. Tādējādi amonjaka ražošana kļuva izdevīga pēc apstākļu radīšanas, kas novirza līdzsvaru uz mērķa produkta veidošanos: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Neatgriezeniskas parādības izraisa nešķīstoša vai vāji šķīstoša savienojuma parādīšanos, gāzes veidošanos, kas atstāj reakcijas sfēru. Šie procesi ietver jonu apmaiņu, vielu sadalīšanos.

Ķīmiskais līdzsvars un nosacījumi tā pārvietošanai

Vairāki faktori ietekmē tiešo un reverso procesu raksturlielumus. Viens no tiem ir laiks. Reakcijā ņemtās vielas koncentrācija pakāpeniski samazinās, un gala savienojums palielinās. Uz priekšu virziena reakcija notiek arvien lēnāk, apgrieztais process uzņem ātrumu. Noteiktā intervālā divi pretēji procesi notiek sinhroni. Mijiedarbība starp vielām notiek, bet koncentrācija nemainās. Iemesls ir sistēmā izveidotais dinamiskais ķīmiskais līdzsvars. Tās saglabāšana vai modificēšana ir atkarīga no:

• temperatūras apstākļi;
• savienojumu koncentrācijas;
• spiediens (gāzēm).

Ķīmiskā līdzsvara maiņa

1884. gadā izcilais zinātnieks no Francijas A. L. Le Šateljē piedāvāja aprakstu par veidiem, kā izvest sistēmu no dinamiska līdzsvara stāvokļa. Metodes pamatā ir ārējo faktoru darbības izlīdzināšanas princips. Le Chatelier vērsa uzmanību uz to, ka reaģējošā maisījumā rodas procesi, kas kompensē svešu spēku ietekmi. Franču pētnieka formulētais princips nosaka, ka apstākļu maiņa līdzsvara stāvoklī veicina reakcijas gaitu, kas vājina svešu ietekmi. Līdzsvara nobīde pakļaujas šim noteikumam, to ievēro, mainoties sastāvam, temperatūras apstākļiem un spiedienam. Rūpniecībā tiek izmantotas uz zinātnieku atziņām balstītas tehnoloģijas. Daudzi ķīmiskie procesi, kas tika uzskatīti par praktiski nepraktiskiem, tiek veikti, pateicoties līdzsvara novirzīšanas metodēm.

Koncentrācijas ietekme

Līdzsvara maiņa notiek, ja no mijiedarbības zonas tiek izņemti daži komponenti vai tiek ievadītas papildu vielas daļas. Produktu noņemšana no reakcijas maisījuma parasti palielina to veidošanās ātrumu, savukārt vielu pievienošana, gluži pretēji, izraisa to pārsvaru sadalīšanos. Esterifikācijas procesā sērskābi izmanto dehidratācijai. Kad to ievada reakcijas sfērā, palielinās metilacetāta iznākums: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Ja pievieno skābekli, kas mijiedarbojas ar sēra dioksīdu, ķīmiskais līdzsvars nobīdās uz tieša sēra trioksīda veidošanās reakcija. Skābeklis saistās ar SO 3 molekulām, tā koncentrācija samazinās, kas atbilst Le Šateljē likumam par atgriezeniskiem procesiem.

Temperatūras maiņa

Procesi, kas notiek ar siltuma absorbciju vai izdalīšanos, ir endo- un eksotermiski. Lai mainītu līdzsvaru, tiek izmantota sildīšana vai siltuma noņemšana no reaģējošā maisījuma. Temperatūras paaugstināšanās ir saistīta ar endotermisko parādību ātruma palielināšanos, kurās tiek absorbēta papildu enerģija. Dzesēšana rada priekšrocības eksotermiskiem procesiem, kas izdala siltumu. Oglekļa dioksīda mijiedarbības laikā ar akmeņoglēm karsēšanu pavada monoksīda koncentrācijas palielināšanās, un dzesēšana izraisa dominējošu kvēpu veidošanos: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Spiediena ietekme

Spiediena izmaiņas ir svarīgs faktors, lai reaģētu uz maisījumiem, kas ietver gāzveida savienojumus. Jums vajadzētu pievērst uzmanību arī sākotnējās un iegūtās vielas tilpuma atšķirībām. Spiediena pazemināšanās izraisa dominējošu parādību rašanos, kurās palielinās visu komponentu kopējais tilpums. Spiediena pieaugums virza procesu visas sistēmas tilpuma samazināšanas virzienā. Šis modelis tiek novērots amonjaka veidošanās reakcijā: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Spiediena izmaiņas neietekmēs ķīmisko līdzsvaru tajās reakcijās, kas notiek nemainīgā tilpumā.

Optimāli apstākļi ķīmiskā procesa īstenošanai

Līdzsvara maiņas apstākļu radīšana lielā mērā nosaka mūsdienu ķīmisko tehnoloģiju attīstību. Zinātniskās teorijas praktiskā izmantošana veicina optimālu ražošanas rezultātu iegūšanu. Visspilgtākais piemērs ir amonjaka ražošana: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). N 2 un H 2 molekulu satura palielināšanās sistēmā ir labvēlīga sarežģītas vielas sintēzei no vienkāršām. Reakciju pavada siltuma izdalīšanās, tāpēc temperatūras pazemināšanās izraisīs NH3 koncentrācijas palielināšanos. Sākotnējo komponentu apjoms ir lielāks par mērķa produkta tilpumu. Spiediena paaugstināšanās nodrošinās NH 3 iznākuma pieaugumu.

Ražošanas apstākļos tiek izvēlēta optimālā visu parametru attiecība (temperatūra, koncentrācija, spiediens). Turklāt tam ir liela nozīme saskares zona starp reaģentiem. Cietās neviendabīgās sistēmās virsmas laukuma palielināšanās izraisa reakcijas ātruma palielināšanos. Katalizatori palielina tiešo un apgriezto reakciju ātrumu. Vielu ar šādām īpašībām izmantošana neizraisa ķīmiskā līdzsvara maiņu, bet paātrina tā iestāšanos.

Uzdevums

Norādiet, kā tas ietekmēs:

a) spiediena palielināšanās;

b) temperatūras paaugstināšanās;

c) skābekļa koncentrācijas palielināšana, lai līdzsvarotu sistēmu:

2CO(G) + O 2 (G) ↔ 2CO 2 (G)+Q

Risinājums:

a) Spiediena izmaiņas maina reakciju līdzsvaru, kurā iesaistītas gāzveida vielas (d). Nosakīsim gāzveida vielu tilpumus pirms un pēc reakcijas ar stehiometriskajiem koeficientiem:

Saskaņā ar Le Šateljē principu, ar pieaugošu spiedienu , līdzsvars mainās uz izglītībui vielas, kas aizņem mazāk par b b ēd, tāpēc līdzsvars nobīdīsies pa labi, t.i. uz CO 2 veidošanos, uz tiešo reakciju (→) .

b) Saskaņā ar Le Šateljē principu, kad temperatūra paaugstinās, līdzsvars mainās uz endotermisku reakciju (- J ), t.i. reversās reakcijas virzienā - CO 2 sadalīšanās reakcija (←) , jo Enerģijas nezūdamības likums:

Q - 2 CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g) + Q

V) Palielinoties skābekļa koncentrācijai sistēmas līdzsvars mainās ceļā uz CO 2 iegūšanu (→) joreaģentu (šķidru vai gāzveida) koncentrācijas pieaugums pāriet uz produktiem, t.i. uz tiešu reakciju.

Papildus:

1. piemērs Cik reizes sistēmā mainīsies tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums:

2 SO 2 (d) +O 2 (d) = 2SO 3 (G)

ja gāzu maisījuma tilpumu trīskāršo? Kādā virzienā mainīsies sistēmas līdzsvars?

Risinājums. Apzīmēsim reaģējošo vielu koncentrācijas: [SO 2 ]= a , [PAR 2 ] = b , [ SO 3 ] = Ar. Saskaņā ar ātruma masu darbības likumuv uz priekšu un atpakaļ vērstās reakcijas pirms tilpuma maiņas:

v utt = Ka 2 b

v arr = UZ 1 Ar 2 .

Pēc viendabīgas sistēmas tilpuma samazināšanas trīs reizes, katra reaģenta koncentrācija palielināsies trīs reizes: [SO 2 ] = 3 A , [PAR 2 ] = 3 b ; [ SO 3 ] = 3 Ar . Pie jaunām ātruma koncentrācijāmv ’ reakcija uz priekšu un atpakaļ:

v ’ utt = UZ (3 A ) 2 (3 b ) = 27 Ka 2 b

v ’ arr = UZ 1 (3 Ar ) 2 = 9 UZ 1 Ar 2

No šejienes:

Līdz ar to tiešās reakcijas ātrums palielinājās 27 reizes, bet pretējās - tikai deviņas reizes. Sistēmas līdzsvars ir novirzījies uz izglītībuSO 3 .

2. piemērs Aprēķiniet, cik reizes palielināsies reakcijas ātrums, kas notiek gāzes fāzē, temperatūrai paaugstinoties no 30 līdz 70 O C, ja reakcijas temperatūras koeficients ir 2.

Risinājums. Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no temperatūras nosaka Van Hofa empīriskais noteikums pēc formulas:

Tāpēc reakcijas ātrumsν T 2 70 grādu temperatūrā O Ar lielāku reakcijas ātrumuν T 1 30 grādu temperatūrā O C 16 reizes.

3. piemērs Viendabīgas sistēmas līdzsvara konstante:

CO(g) + H 2 O(g) = CO 2 (d) + H 2 (G)

pie 850 O C ir vienāds ar 1. Aprēķiniet visu vielu koncentrācijas līdzsvara stāvoklī, ja sākotnējās koncentrācijas ir: [CO] ref \u003d 3 mol/l, [N 2 PAR] ref = 2 mol/l.

Risinājums. Līdzsvara stāvoklī tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums ir vienāds, un šo ātrumu konstantu attiecība ir nemainīga un tiek saukta par dotās sistēmas līdzsvara konstanti:

v pr = UZ 1 [SAPNIS 2 PAR]

v arr = K 2 [CO 2 ][H 2 ]

Problēmas stāvoklī ir dotas sākotnējās koncentrācijas, savukārt izteiksmēUZ R ietver tikai visu sistēmā esošo vielu līdzsvara koncentrācijas. Pieņemsim, ka līdz koncentrācijas līdzsvara brīdim [СО 2 ] R = X mol/l. Atbilstoši sistēmas vienādojumam šajā gadījumā būs arī izveidoto ūdeņraža molu skaitsX mol/l. Par tādu pašu dzimumzīmju skaitu (X mol/l) CO un H 2 O iztērēts izglītībaiX moli CO 2 un H 2 . Tāpēc visu četru vielu līdzsvara koncentrācijas ir:

[CO 2 ] R = [N 2 ] R = X mol/l;

[CO] R = (3 – X ) mol/l;

[N 2 PAR] R = (2 – X ) mol/l.

Zinot līdzsvara konstanti, mēs atrodam vērtībuX , un pēc tam visu vielu sākotnējās koncentrācijas:

Tādējādi vēlamās līdzsvara koncentrācijas ir:

[CO 2 ] R = 1,2 mol/l;

[N 2 ] R = 1,2 mol/l;

[CO] R \u003d 3 - 1,2 \u003d 1,8 mol / l;

[N 2 PAR] R \u003d 2 - 1,2 \u003d 0,8 mol / l.

4. piemērs Noteiktā temperatūrā līdzsvara koncentrācijas sistēmā

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g) bija: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Nosaka līdzsvara konstanti šajā temperatūrā un CO un O 2 sākotnējās koncentrācijas, ja sākotnējais maisījums nesaturēja CO 2 .

Risinājums:

1). Tā kā problēmas stāvoklī ir dotas līdzsvara koncentrācijas, līdzsvara konstante ir 2:

2). Ja sākotnējais maisījums nesaturēja CO 2, tad ķīmiskā līdzsvara brīdī sistēmā izveidojās 0,16 mol CO 2.

Saskaņā ar UHR:

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g)

Izlietoto 0,16 molu CO 2 veidošanās:

υ reaģējis (CO) \u003d υ (CO 2) \u003d 0,16 mol

υ reaģējis (O 2) \u003d 1/2υ (CO 2) \u003d 0,08 mol

Tāpēc

υ sākotnējais = υ reaģējis + υ līdzsvars

υ sākotnējais (CO) \u003d 0,16 + 0,2 \u003d 0,36 mol

υ sākotnējais (O 2) \u003d 0,08 + 0,32 \u003d 0,4 mol

Viela			CO2
C oriģināls	0,36
C reaģēja	0,16	0,08	0,16
C līdzsvars		0,32	0,16

5. piemērsNosakiet HI līdzsvara koncentrāciju sistēmā

H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g),

ja kādā temperatūrā līdzsvara konstante ir 4 un H 2 , I 2 un HI sākotnējās koncentrācijas ir attiecīgi 1, 2 un 0 mol/l.

Risinājums. Lai x mol/l SVEIKI

Viela	H2	es 2
no oriģināla , mol/l
ar proreact. , mol/l	x/2	x/2
c vienāds. , mol/l	1x/2	PCl 5 (d) = RS l 3 (d) + AR l 2(G); Δ H= + 92,59 kJ. Kā mainīt: a) temperatūru; b) spiediens; c) koncentrācija, lai novirzītu līdzsvaru uz tiešu reakciju - sadalīšanosPCl 5 ? Risinājums. Ķīmiskā līdzsvara nobīde vai nobīde ir reaģentu līdzsvara koncentrācijas izmaiņas, kas rodas, mainoties vienam no reakcijas apstākļiem. Virzienu, kurā līdzsvars ir nobīdījies, nosaka pēc Lešateljē principa: a) kopš sadalīšanās reakcijasPCl 5 endotermisks (Δ H > 0) tad, lai nobīdītu līdzsvaru uz tiešu reakciju, nepieciešams paaugstināt temperatūru; b) tā kā šajā sistēmā PCl izplešanās 5 noved pie tilpuma palielināšanās (no vienas gāzes molekulas veidojas divas gāzveida molekulas), tad, lai novirzītu līdzsvaru uz tiešu reakciju, ir jāsamazina spiediens; c) līdzsvara novirzīšanu norādītajā virzienā var panākt kā RS koncentrācijas pieaugumul 5 , un PCl koncentrācijas samazināšanās 3 vai Cl 2 .

Ķīmiskās reakcijas ir atgriezeniskas un neatgriezeniskas.

neatgriezeniskas reakcijas sauc tādas reakcijas, kas iet tikai vienā (uz priekšu →) virzienā:

tie. ja kāda reakcija A + B = C + D ir neatgriezeniska, tas nozīmē, ka apgrieztā reakcija C + D = A + B nenotiek.

Atgriezeniskas reakcijas - tās ir reakcijas, kas notiek gan uz priekšu, gan pretējā virzienā (⇄):

i., piemēram, ja noteikta reakcija A + B = C + D ir atgriezeniska, tas nozīmē, ka gan reakcija A + B → C + D (tiešā), gan reakcija C + D → A + B (reversā) notiek vienlaikus ).

Patiesībā, jo notiek gan tiešās, gan reversās reakcijas, reaģentus (sākumvielas) atgriezenisku reakciju gadījumā var saukt gan vienādojuma kreisajā pusē, gan vielām vienādojuma labajā pusē. Tas pats attiecas uz produktiem.

Jebkurai atgriezeniskai reakcijai ir iespējams, ka tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums ir vienāds. Tādu stāvokli sauc līdzsvara stāvoklis.

Līdzsvara stāvoklī gan visu reaģentu, gan visu produktu koncentrācijas nemainās. Produktu un reaģentu koncentrācijas līdzsvara stāvoklī sauc līdzsvara koncentrācijas.

Ķīmiskā līdzsvara maiņa dažādu faktoru ietekmē

Tādas ārējās ietekmes uz sistēmu dēļ kā temperatūras, spiediena vai izejvielu vai produktu koncentrācijas izmaiņas var tikt traucēts sistēmas līdzsvars. Tomēr pēc šīs ārējās ietekmes pārtraukšanas sistēma pēc kāda laika pāries uz jaunu līdzsvara stāvokli. Tādu sistēmas pāreju no viena līdzsvara stāvokļa uz citu līdzsvara stāvokli sauc ķīmiskā līdzsvara nobīde (nobīde). .

Lai varētu noteikt, kā ķīmiskais līdzsvars mainās ar noteiktu iedarbības veidu, ir ērti izmantot Le Šateljē principu:

Ja uz sistēmu līdzsvara stāvoklī iedarbojas kāda ārēja ietekme, tad ķīmiskā līdzsvara maiņas virziens sakritīs ar reakcijas virzienu, kas vājina trieciena ietekmi.

Temperatūras ietekme uz līdzsvara stāvokli

Mainoties temperatūrai, mainās jebkuras ķīmiskās reakcijas līdzsvars. Tas ir saistīts ar faktu, ka jebkurai reakcijai ir termisks efekts. Šajā gadījumā tiešās un apgrieztās reakcijas termiskie efekti vienmēr ir tieši pretēji. Tie. ja tiešā reakcija ir eksotermiska un notiek ar termisko efektu, kas vienāds ar +Q, tad reversā reakcija vienmēr ir endotermiska un tās termiskais efekts ir vienāds ar -Q.

Tātad, saskaņā ar Le Šateljē principu, ja mēs paaugstinām temperatūru kādai sistēmai, kas atrodas līdzsvara stāvoklī, tad līdzsvars nobīdīsies uz reakciju, kuras laikā temperatūra pazeminās, t.i. uz endotermisku reakciju. Un līdzīgi, ja līdzsvara stāvoklī pazemināsim sistēmas temperatūru, līdzsvars nobīdīsies reakcijas virzienā, kā rezultātā paaugstināsies temperatūra, t.i. eksotermiskas reakcijas virzienā.

Piemēram, apsveriet šādu atgriezenisku reakciju un norādiet, kur tās līdzsvars mainīsies, temperatūrai pazeminoties:

Kā redzat no iepriekš minētā vienādojuma, reakcija uz priekšu ir eksotermiska, t.i. tās plūsmas rezultātā izdalās siltums. Tāpēc apgrieztā reakcija būs endotermiska, tas ir, tā turpinās ar siltuma absorbciju. Atbilstoši nosacījumam temperatūra tiek pazemināta, līdz ar to līdzsvars nobīdīsies pa labi, t.i. uz tiešu reakciju.

Koncentrācijas ietekme uz ķīmisko līdzsvaru

Reaģentu koncentrācijas palielināšanai saskaņā ar Le Šateljē principu vajadzētu izraisīt līdzsvara nobīdi uz reakciju, kurā tiek patērēti reaģenti, t.i. uz tiešu reakciju.

Un otrādi, ja reaģentu koncentrācija tiek pazemināta, tad līdzsvars nobīdīsies uz reakciju, kuras rezultātā veidojas reaģenti, t.i. apgrieztās reakcijas puse (←).

Līdzīgi ietekmē arī reakcijas produktu koncentrācijas izmaiņas. Palielinot produktu koncentrāciju, līdzsvars nobīdīsies uz reakciju, kuras rezultātā produkti tiek patērēti, t.i. virzienā uz pretējo reakciju (←). Ja, gluži pretēji, produktu koncentrācija tiek pazemināta, tad līdzsvars nobīdīsies uz tiešo reakciju (→), lai produktu koncentrācija palielinātos.

Spiediena ietekme uz ķīmisko līdzsvaru

Atšķirībā no temperatūras un koncentrācijas, spiediena izmaiņas neietekmē katras reakcijas līdzsvara stāvokli. Lai spiediena izmaiņas izraisītu ķīmiskā līdzsvara maiņu, vienādojuma kreisajā un labajā pusē esošo gāzveida vielu priekšā esošo koeficientu summām jābūt atšķirīgām.

Tie. no divām reakcijām:

spiediena izmaiņas var ietekmēt līdzsvara stāvokli tikai otrās reakcijas gadījumā. Tā kā koeficientu summa gāzveida vielu formulu priekšā pirmā vienādojuma gadījumā pa kreisi un pa labi ir vienāda (vienāda ar 2), bet otrā vienādojuma gadījumā tā ir atšķirīga (4 uz pa kreisi un 2 labajā pusē).

No tā jo īpaši izriet, ka, ja gan starp reaģentiem, gan produktiem nav gāzveida vielu, tad spiediena izmaiņas nekādā veidā neietekmēs pašreizējo līdzsvara stāvokli. Piemēram, spiediens neietekmēs reakcijas līdzsvara stāvokli:

Ja gāzveida vielu daudzums kreisajā un labajā pusē ir atšķirīgs, tad spiediena palielināšanās izraisīs līdzsvara nobīdi reakcijas virzienā, kuras laikā samazinās gāzu tilpums un spiediena samazināšanās virzienā. reakcija, kuras rezultātā palielinās gāzu tilpums.

Katalizatora ietekme uz ķīmisko līdzsvaru

Tā kā katalizators vienādi paātrina gan tiešās, gan apgrieztās reakcijas, tā esamību vai neesamību neietekmē līdzsvara stāvoklim.

Vienīgais, ko var ietekmēt katalizators, ir sistēmas pārejas ātrums no nelīdzsvara stāvokļa uz līdzsvara stāvokli.

Visu iepriekšminēto faktoru ietekme uz ķīmisko līdzsvaru ir apkopota zemāk krāpnieciskajā lapā, kurā vispirms varat ieskatīties, veicot līdzsvara uzdevumus. Taču viņa nevarēs to izmantot eksāmenā, tāpēc, analizējot vairākus piemērus ar viņas palīdzību, viņa jāiemāca un jāmāca risināt līdzsvara uzdevumus, vairs neielūkojoties viņā:

Apzīmējumi: T - temperatūra, lpp - spiediens, Ar – koncentrācija, – pieaugums, ↓ – samazinājums

Katalizators

T	T - līdzsvars mainās uz endotermisku reakciju
	↓T - līdzsvars pāriet uz eksotermisku reakciju
lpp	lpp - līdzsvars pāriet uz reakciju ar mazāku koeficientu summu gāzveida vielu priekšā
	↓ lpp - līdzsvars novirzās uz reakciju ar lielāku koeficientu summu gāzveida vielu priekšā
c	c (reaģents) - līdzsvars novirzās uz tiešo reakciju (pa labi)
	↓c (reaģents) - līdzsvars novirzās uz reverso reakciju (pa kreisi)
	c (produkts) - līdzsvars mainās apgrieztās reakcijas virzienā (pa kreisi)
	↓c (produkts) - līdzsvars novirzās uz tiešo reakciju (pa labi)
Neietekmē līdzsvaru!

Saskaņā ar Le Šateljē princips Ja uz sistēmu, kas atrodas līdzsvara stāvoklī, tiek iedarbināta ārēja ietekme, tad līdzsvars mainīsies reakcijas virzienā, kas vājina šo ietekmi.

Piemēram

3H 2 + N 2 2NH 3 - DH.

1. Koncentrācijas ietekme. Ja tiek palielināta izejvielu koncentrācija, tad līdzsvars novirzīsies uz produktu veidošanos un otrādi.

Ja tiek samazinātas N 2 un H 2 izejvielu koncentrācijas, tas novedīs pie līdzsvara nobīdes no labās puses uz kreiso pusi, kā rezultātā N 2 un H 2 koncentrācija atkal palielināsies amonjaka sadalīšanās dēļ.

2. Spiediena ietekme.Šajā gadījumā tiek ņemti vērā tikai gāzveida reakcijas dalībnieki. Palielinoties spiedienam, līdzsvars pāriet uz sistēmu, kas sastāv no mazāka gāzveida vielu molu skaita.

Sistēmas spiediena palielināšanās izraisīs līdzsvara maiņu no kreisās puses uz labo, jo kreisajā pusē kopējais skaits gāzu mols 4 un labajā pusē 2.

3. Temperatūras ietekme. Atkarīgs no reakcijas termiskā efekta.

Tiek saukti ķīmiskie vienādojumi, kuros norādīts reakciju siltuma efekts termoķīmiskie vienādojumi. Ķīmisko reakciju termoķīmiskajos vienādojumos termisko efektu norāda, izmantojot lielumu DH, ko sauc entalpijas izmaiņas(siltuma saturs). Entalpija ir enerģijas mērs, ko viela uzkrāj tās veidošanās laikā.

–DH, izdalās siltums, t.i. reakcija ir eksotermiska;

DH, siltums tiek absorbēts, t.i. reakcija ir endotermiska;

Tiešā reakcija ir eksotermiska, t.i. temperatūrai paaugstinoties, līdzsvars pāriet no labās puses uz kreiso, uz endotermisku reakciju.

4. Katalizatora ietekme. Katalizatori vienādi paātrina gan tiešās, gan apgrieztās reakcijas, un tāpēc nemaina ķīmisko līdzsvaru, bet tikai veicina ātrāku līdzsvara stāvokļa sasniegšanu.

Vingrinājums. Gāzes sistēma A + B C - DH. Kā vielas C līdzsvara koncentrācija atstās uz:

a) spiediena palielināšanās. Kreisajā pusē ir 2 moli vielu. Labajā 1 mols, t.i. līdzsvars pāriet no kreisās puses uz labo uz vielas C veidošanos, C koncentrācija palielinās. (®)

b) vielas A koncentrācijas paaugstināšanās. Līdzsvars nobīdās no kreisās puses uz labo virzienā uz vielas C veidošanos, C koncentrācija palielinās.(®).

c) temperatūras paaugstināšanās. Tiešais ekso, reversais - endotermisks. Līdzsvars mainīsies no labās puses uz kreiso ().

Vingrinājums. Kā spiediena pieaugums ietekmēs sistēmas līdzsvaru?

Fe 3 O 4 (tv) + CO (g) 3FeO + CO 2 (g)

Līdzsvars sistēmā nemainīsies.

Vingrinājums. Kā jāmaina temperatūra, spiediens un koncentrācija, lai novirzītu līdzsvaru tiešās reakcijas virzienā?

PCl 5(g) PCl 3(g) + Cl 2(g) + 92,59 kJ

a) reakcija ir endotermiska, temperatūra jāpaaugstina.

b) spiediens ir jāsamazina

c) vai nu palielināt PCl 5 koncentrāciju vai samazināt PCl 3 un Cl 2 koncentrāciju.

Vingrinājums. 2SO 2 (g) + O 2 (g) Û 2SO 3 (g). Kādu ietekmi atstās līdzsvara stāvoklis?

a) spiediena palielināšanās;

Turpinoties tiešai reakcijai, gāzveida vielu daudzums sistēmā samazinās (no 2 mol SO 2 gāzes un 1 mola O 2 gāzes veidojas šķidrs SO 3). Spiediena palielināšanās novirzīs līdzsvaru uz mazāku gāzveida vielu, t.i., SO 3, veidošanos. (®).

b) sēra oksīda (VI) koncentrācijas samazināšanās?

SO 3 koncentrācijas samazināšanās (produkta izvadīšana no reakcijas sistēmas) izraisīs līdzsvara nobīdi uz SO 3 veidošanos. (®).

Vingrinājums. A + B Û 2C -

Kādu ietekmi tie atstās uz līdzsvara stāvokli.