Stav chemickej rovnováhy závisí od množstva faktorov: teplota, tlak, koncentrácia reaktantov. Pozrime sa podrobnejšie na vplyv týchto faktorov.

Zmena koncentrácie zložiek rovnovážneho systému pri konštantnej teplote posúva rovnováhu, avšak hodnota rovnovážnej konštanty sa nemení. Ak sa koncentrácia látky A (alebo B) pre reakciu zvýši, rýchlosť priamej reakcie sa zvýši a rýchlosť spätnej reakcie sa zvýši. počiatočný momentčas sa nezmení. Rovnováha bude narušená. Potom sa koncentrácia východiskových látok začne znižovať a koncentrácia reakčných produktov sa bude zvyšovať, a to bude pokračovať, až kým sa nevytvorí nová rovnováha. V takýchto prípadoch hovoríme, že rovnováha je posunutá smerom k tvorbe produktov reakcie alebo posunutá doprava.

Rovnakým spôsobom určte, kam sa posunie rovnováha, ak sa zvýši koncentrácia látky C; znížiť koncentráciu látky D.

Zmenou koncentrácií zložiek je možné posunúť rovnováhu v požadovanom smere, zvýšiť alebo znížiť výťažok reakčných produktov; snaha o úplnejšie využitie východiskových materiálov alebo naopak,

Aby sme dokončili druhú úlohu, pripomeňme, že priama reakcia bude prebiehať, kým neskončí jedna zo zložiek A alebo B. Z reakčnej rovnice je zrejmé, že reaktanty reagujú v ekvimolárnych * množstvách, navyše ich koncentrácie sú rovnaké podľa stavu problému. Preto látky A a B, ktoré reagujú, skončia súčasne. Z reakčnej rovnice je tiež vidieť, že pri premene jedného mólu látky A vzniknú dva móly látky C a jeden mól látky D. K množstvu látok C a D ich teda pribudne ešte o niečo viac. už v systéme. Po jednoduchom výpočte dostaneme požadovaný výsledok:

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

Vykonajte podobné zdôvodnenie pre tretiu úlohu, pamätajte na to, že látky C a D reagujú v pomere 2: 1 a výpočet sa musí vykonať podľa množstva látky, ktorej je nedostatok (definujte túto látku). Vykonajte výpočty a získajte výsledok:

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

Rovnovážna konštanta reakcie A + B C + D sa rovná jednej. Počiatočná koncentrácia [A]o = 0,02 mol/l. Koľko percent látky A prejde transformáciou, ak sa počiatočné koncentrácie [B]o rovnajú 0,02; 0,1; 0,2?

Označme x rovnovážnu koncentráciu látky A a zapíšme výraz pre rovnovážnu konštantu. Rovnovážna koncentrácia látky B bude tiež rovná x. Koncentrácie reakčných produktov (C a D) budú navzájom rovnaké a rovné 0,02x. (Ukážte to pomocou reakčnej rovnice.)

Napíšme výraz pre rovnovážnu konštantu.

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

Po vyriešení rovnice pre x dostaneme výsledok: x \u003d 0,01. V dôsledku toho v prvom prípade polovica látky A (alebo 50 %) prešla transformáciou.

V druhom prípade bude rovnovážna konštanta rovná

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

Získajte tento výraz sami a po vyriešení rovnice skontrolujte výsledok (x = 0,003). Do reakcie teda vstúpilo (0,02 - 0,003) mol látky A, čo je 83,5 %.

Vyriešte úlohu pre tretí prípad sami a tiež vyriešte rovnaký problém, pričom množstvo látky, ktoré reagovalo, označte ako x.

Zo získaných výsledkov možno vyvodiť dôležitý záver. Na zvýšenie podielu látky, ktorá reaguje pri konštantnej rovnovážnej konštante, je potrebné zvýšiť množstvo druhého činidla v systéme. Podobný problém vzniká napríklad pri recyklácii odpadu chemickou cestou.

So zvyšujúcou sa teplotou sa rýchlosť priamych aj spätných reakcií zvýši, ale ak je dopredná reakcia endotermická (?Н > 0), rýchlosť priamej reakcie sa zvýši viac ako rýchlosť spätnej reakcie, a rovnováha sa posunie smerom k tvorbe produktov alebo doprava. S negatívnym tepelným účinkom priamej reakcie (exotermická reakcia) sa rýchlosť spätnej reakcie zvýši výraznejšie a rovnováha sa posunie doľava.

Zvážte sami všetky možné prípady posunutia rovnováhy s klesajúcou teplotou.

Obrázok 5 ukazuje, že rozdiel E "a - E" a je rovný ? H reakcie, čo znamená, že hodnota rovnovážnej konštanty závisí od veľkosti tepelného účinku reakcie, t.j. či je reakcia endo alebo exotermická.

Rovnovážna konštanta nejakej reakcie pri 293°K je 5 10-3 a pri 1000° K je 2 10-6. Aký je znak tepelného účinku tejto reakcie?

Z podmienok úlohy vyplýva, že so stúpajúcou teplotou rovnovážna konštanta klesá. Použijeme výraz (22) a uvidíme, aké by malo byť znamienko DH reakcie, aby konštanta klesala.

Kequiv. prezentované exponenciálna funkcia, ktorého hodnota klesá s klesajúcim argumentom, v našom prípade hodnotou výrazu ДH/RT. Aby sa hodnota argumentu znížila, musí byť hodnota DH záporná. Preto je uvažovaná reakcia exotermická.

Zmena tlaku výrazne ovplyvňuje stav systémov, ktoré obsahujú plynné zložky. V tomto prípade v súlade s plynové zákony dochádza k zmene objemu sústavy, a to vedie k zmene koncentrácie plynných látok (resp. ich parciálnych tlakov). Takže so zvyšujúcim sa tlakom sa objem zníži a koncentrácia plynných látok sa zvýši. Zvýšenie koncentrácie vedie, ako už vieme, k posunu rovnováhy smerom k spotrebe činidla, ktoré zvýšilo svoju koncentráciu. V tomto prípade to môže byť formulované trochu inak. ?Pri zvýšení tlaku sa rovnováha posunie smerom k menšiemu množstvu plynných látok, alebo jednoduchšie k zníženiu počtu molekúl plynných látok. Koncentrácia pevných látok a kvapalín sa s tlakom nemení.

Zvážte klasický príklad syntézy amoniaku z dusíka a vodíka

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

Keďže systém pozostáva len z plynných látok a pri tvorbe amoniaku sa počet molekúl zmenšuje, potom so zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posunie doprava, smerom k väčšiemu výdaju amoniaku. Preto sa priemyselná syntéza amoniaku uskutočňuje pri zvýšenom tlaku.

Navrhnite sa teplotné podmienky syntéza amoniaku, pričom je známy tepelný účinok reakcie a podlieha maximálnemu výťažku produktu. Ako tieto podmienky korelujú s kinetickými faktormi procesu?

Ako zvýšenie tlaku ovplyvní rovnováhu nasledujúcich reakcií?

inhibítor katalyzátora chemickej kinetiky

CaC03 (c.) - CaO (c.) + C02 (g.);

4Fe(c.) + 302(g.) - 2Fe203(c.).

V prvej reakcii je plynný iba oxid uhličitý CO2, preto sa so zvyšujúcim sa tlakom bude rovnováha posúvať doľava, smerom k poklesu množstva plynnej látky.

Zvážte druhý prípad sami.

Ako by sa mal zmeniť tlak v týchto reakciách, aby sa dosiahol vyšší výťažok produktov?

Všetky prípady zmeny stavu rovnovážneho systému pod vonkajšími vplyvmi možno zovšeobecniť formulovaním Le Chatelierovho princípu:

Ak je systém v rovnováhe vystavený vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posunie v smere, ktorý oslabí účinok vonkajšieho vplyvu.

Skontrolujte, či je princíp Le Chatelier splnený vo všetkých vyššie uvedených prípadoch.

Uveďte vlastné príklady posunov rovnováhy pri zmene vonkajších podmienok a vysvetlite ich na základe Le Chatelierovho princípu.

Takže sme zvážili hlavné problémy súvisiace so zákonmi priebehu chemických reakcií. Znalosť týchto vzorcov umožní zmysluplne ovplyvňovať podmienky vykonávania určitých procesov s cieľom získať optimálny výsledok.

Otázky na sebaovládanie

• 1. Aké reakcie sa nazývajú reverzibilné?
• 2. Ako a prečo sa v priebehu času menia rýchlosti priamych a spätných reakcií?
• 3. Čo sa nazýva chemická rovnováha?
• 4. Aká hodnota kvantitatívne charakterizuje chemickú rovnováhu?
• 5. Čo určuje hodnotu rovnovážnej konštanty: koncentrácia reagujúcich látok; povaha reaktantov; celkový tlak; teplota; prítomnosť katalyzátora?
• 6. Aké sú charakteristiky skutočnej chemickej rovnováhy?
• 7. Aký je rozdiel medzi falošnou chemickou rovnováhou a skutočnou rovnováhou?
• 8. Uveďte formuláciu Le Chatelierovho princípu.
• 9. Formulujte dôsledky Le Chatelierovho princípu.

Štúdium parametrov systému vrátane východiskových látok a reakčných produktov nám umožňuje zistiť, aké faktory posúvajú chemickú rovnováhu a vedú k požadovaným zmenám. Na základe záverov Le Chateliera, Browna a ďalších vedcov o metódach vykonávania reverzibilných reakcií sú založené priemyselné technológie, ktoré umožňujú vykonávať procesy, ktoré sa predtým zdali nemožné, a získať ekonomické výhody.

Rôzne chemické procesy

Podľa charakteristík tepelného účinku sa mnohé reakcie klasifikujú ako exotermické alebo endotermické. Prvé z nich sú spojené s tvorbou tepla, napríklad oxidáciou uhlíka, hydratáciou koncentrovanej kyseliny sírovej. Druhý typ zmien je spojený s absorpciou tepelnej energie. Príklady endotermických reakcií: rozklad uhličitanu vápenatého za vzniku haseného vápna a oxidu uhličitého, tvorba vodíka a uhlíka pri tepelnom rozklade metánu. V rovniciach exo- a endotermických procesov je potrebné uviesť tepelný efekt. K redistribúcii elektrónov medzi atómami reagujúcich látok dochádza pri redoxných reakciách. Podľa charakteristík reaktantov a produktov sa rozlišujú štyri typy chemických procesov:

Na charakterizáciu procesov je dôležitá úplnosť interakcie reagujúcich zlúčenín. Táto vlastnosť je základom rozdelenia reakcií na reverzibilné a nezvratné.

Reverzibilita reakcií

Reverzibilné procesy tvoria väčšinu chemických javov. Tvorba konečných produktov z reaktantov je priama reakcia. V opačnom prípade sa východiskové látky získavajú z produktov ich rozkladu alebo syntézy. V reakčnej zmesi vzniká chemická rovnováha, pri ktorej sa získa toľko zlúčenín, koľko sa rozloží počiatočné molekuly. Pri reverzibilných procesoch sa namiesto znamienka „=“ medzi reaktantmi a produktmi používajú symboly „↔“ alebo „⇌“. Šípky môžu byť nerovnako dlhé, čo súvisí s dominanciou jednej z reakcií. V chemických rovniciach možno uviesť súhrnné charakteristiky látok (g - plyny, w - kvapaliny, m - tuhé látky). Veľký praktický význam majú vedecky podložené metódy ovplyvňovania reverzibilných procesov. Výroba amoniaku sa tak stala rentabilnou po vytvorení podmienok, ktoré posúvajú rovnováhu smerom k tvorbe cieľového produktu: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Nezvratné javy vedú k vzniku nerozpustnej alebo mierne rozpustnej zlúčeniny, k tvorbe plynu, ktorý opúšťa reakčnú sféru. Tieto procesy zahŕňajú výmenu iónov, rozklad látok.

Chemická rovnováha a podmienky jej vytesnenia

Charakteristiky dopredných a spätných procesov ovplyvňuje niekoľko faktorov. Jedným z nich je čas. Koncentrácia látky použitej na reakciu sa postupne znižuje a konečná zlúčenina sa zvyšuje. Reakcia dopredného smeru je čoraz pomalšia, spätný proces naberá na rýchlosti. V určitom intervale prebiehajú synchrónne dva opačné procesy. K interakcii medzi látkami dochádza, ale koncentrácie sa nemenia. Dôvodom je dynamická chemická rovnováha nastolená v systéme. Jeho zachovanie alebo úprava závisí od:

• teplotné podmienky;
• koncentrácie zlúčenín;
• tlak (pre plyny).

Posun v chemickej rovnováhe

V roku 1884 A. L. Le Chatelier, vynikajúci vedec z Francúzska, navrhol popis spôsobov, ako dostať systém zo stavu dynamickej rovnováhy. Metóda je založená na princípe vyrovnávania pôsobenia vonkajších faktorov. Le Chatelier upozornil na skutočnosť, že v reakčnej zmesi vznikajú procesy, ktoré kompenzujú vplyv vonkajších síl. Princíp formulovaný francúzskym výskumníkom hovorí, že zmena podmienok v rovnovážnom stave podporuje priebeh reakcie, ktorá oslabuje vonkajší vplyv. Rovnovážny posun dodržiava toto pravidlo, pozoruje sa pri zmene zloženia, teplotných podmienok a tlaku. Technológie založené na poznatkoch vedcov sa využívajú v priemysle. Veľa chemické procesy, ktoré sa považovali za prakticky neuskutočniteľné, sa uskutočňujú vďaka metódam posúvania rovnováhy.

Vplyv koncentrácie

K posunu v rovnováhe dôjde, ak sa z interakčnej zóny odstránia určité zložky alebo sa zavedú ďalšie časti látky. Odstraňovanie produktov z reakčnej zmesi zvyčajne spôsobuje zvýšenie rýchlosti ich tvorby, pričom pridávanie látok naopak vedie k ich prevládajúcemu rozkladu. V procese esterifikácie sa kyselina sírová používa na dehydratáciu. Keď sa zavádza do reakčnej sféry, výťažok metylacetátu sa zvyšuje: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Ak pridáte kyslík, ktorý interaguje s oxidom siričitým, potom sa chemická rovnováha posunie smerom k priama reakcia tvorby oxidu sírového. Kyslík sa viaže na molekuly SO 3, jeho koncentrácia klesá, čo je v súlade s Le Chatelierovým pravidlom pre reverzibilné procesy.

Zmena teploty

Procesy, ktoré súvisia s absorpciou alebo uvoľňovaním tepla, sú endo- a exotermické. Na posunutie rovnováhy sa používa zahrievanie alebo odvádzanie tepla z reakčnej zmesi. Zvýšenie teploty je sprevádzané zvýšením rýchlosti endotermických javov, pri ktorých sa absorbuje dodatočná energia. Chladenie vedie k výhode exotermických procesov, ktoré uvoľňujú teplo. Pri interakcii oxidu uhličitého s uhlím je zahrievanie sprevádzané zvýšením koncentrácie monoxidu a ochladzovanie vedie k prevládajúcej tvorbe sadzí: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Vplyv tlaku

Zmena tlaku je dôležitým faktorom pre reakčné zmesi, ktoré obsahujú plynné zlúčeniny. Pozor si treba dať aj na rozdiel v objemoch počiatočných a výsledných látok. Pokles tlaku vedie k prevládajúcemu výskytu javov, pri ktorých sa zvyšuje celkový objem všetkých zložiek. Nárast tlaku nasmeruje proces v smere zmenšovania objemu celého systému. Tento vzor sa pozoruje pri reakcii tvorby amoniaku: 0,5N2 (g) + 1,5H2 (g) ⇌NH3 (g). Zmena tlaku neovplyvní chemickú rovnováhu v tých reakciách, ktoré prebiehajú pri konštantnom objeme.

Optimálne podmienky na realizáciu chemického procesu

Vytváranie podmienok na posúvanie rovnováhy do značnej miery determinuje rozvoj moderných chemických technológií. Praktické využitie vedeckej teórie prispieva k získaniu optimálnych výrobných výsledkov. Najvýraznejším príkladom je výroba amoniaku: 0,5N 2 (g) + 1,5 H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Zvýšenie obsahu molekúl N 2 a H 2 v systéme je priaznivé pre syntézu komplexnej látky z jednoduchých. Reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním tepla, takže zníženie teploty spôsobí zvýšenie koncentrácie NH3. Objem počiatočných zložiek je väčší ako objem cieľového produktu. Zvýšenie tlaku poskytne zvýšenie výťažku NH3.

Vo výrobných podmienkach sa zvolí optimálny pomer všetkých parametrov (teplota, koncentrácia, tlak). Okrem toho má veľký význam oblasť kontaktu medzi reaktantmi. V pevných heterogénnych systémoch vedie zväčšenie povrchu k zvýšeniu rýchlosti reakcie. Katalyzátory zvyšujú rýchlosť priamych a spätných reakcií. Použitie látok s takýmito vlastnosťami nevedie k posunu chemickej rovnováhy, ale urýchľuje jej nástup.

Úloha

Uveďte, ako to ovplyvní:

a) zvýšenie tlaku;

b) zvýšenie teploty;

c) zvýšenie koncentrácie kyslíka na vyváženie systému:

2CO(G) + O2 (G) ↔ 2CO 2 (G) + Q

Riešenie:

a) Zmena tlaku posúva rovnováhu reakcií s plynnými látkami (d). Stanovme objemy plynných látok pred a po reakcii stechiometrickými koeficientmi:

Podľa Le Chatelierovho princípu so zvyšujúcim sa tlakom , rovnováha sa posúva smerom k vzdelaniui látky zaberajúce menej o b b jesť, preto sa rovnováha posunie doprava, t.j. smerom k tvorbe CO 2, k priamej reakcii (→) .

b) Podľa Le Chatelierovho princípu keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii (- Q ), t.j. v smere reverznej reakcie - rozkladnej reakcie CO2 (←) , pretože zákon zachovania energie:

Q - 2 CO (g) + O2 (g) ↔ 2 CO2 (g) + Q

V) So zvyšujúcou sa koncentráciou kyslíka rovnováha systému sa posúva k získaniu CO2 (→) pretožezvýšenie koncentrácie reaktantov (kvapalných alebo plynných) sa posúva smerom k produktom, t.j. smerom k priamej reakcii.

Okrem toho:

Príklad 1 Koľkokrát sa zmení rýchlosť dopredných a spätných reakcií v systéme:

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

ak sa objem zmesi plynov strojnásobí? Ktorým smerom sa posunie rovnováha systému?

Riešenie. Označme koncentrácie reagujúcich látok: [SO 2 ]= a , [O 2 ] = b , [ SO 3 ] = s. Podľa zákona pôsobenia rýchlostných másv dopredné a spätné reakcie pred zmenou hlasitosti:

v atď = Ka 2 b

v arr = TO 1 s 2 .

Po trojnásobnom znížení objemu homogénneho systému sa koncentrácia každej z reaktantov zvýši trojnásobne: [SO 2 ] = 3 A , [O 2 ] = 3 b ; [ SO 3 ] = 3 s . Pri nových koncentráciách rýchlostiv ’ reakcia dopredu a dozadu:

v ’ atď = TO (3 A ) 2 (3 b ) = 27 Ka 2 b

v ’ arr = TO 1 (3 s ) 2 = 9 TO 1 s 2

Odtiaľ:

V dôsledku toho sa rýchlosť priamej reakcie zvýšila 27-krát a naopak - iba deväťkrát. Rovnováha systému sa posunula smerom k vzdelávaniuSO 3 .

Príklad 2 Vypočítajte, koľkokrát sa rýchlosť reakcie prebiehajúcej v plynnej fáze zvýši so zvýšením teploty z 30 na 70 O C, ak je teplotný koeficient reakcie 2.

Riešenie. Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty je určená empirickým Van't Hoffovým pravidlom podľa vzorca:

Preto rýchlosť reakcieν T 2 pri teplote 70 O S vyššou rýchlosťou reakcieν T 1 pri teplote 30 O C 16-krát.

Príklad 3 Rovnovážna konštanta homogénneho systému:

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

na 850 O C sa rovná 1. Vypočítajte koncentrácie všetkých látok v rovnováhe, ak sú počiatočné koncentrácie: [CO] ref \u003d 3 mol / l, [N 2 O] ref = 2 mol/l.

Riešenie. V rovnováhe sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké a pomer konštánt týchto rýchlostí je konštantný a nazýva sa rovnovážna konštanta daného systému:

v pr = TO 1 [SEN 2 O]

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

V stave problému sú uvedené počiatočné koncentrácie, zatiaľ čo vo výrazeTO R zahŕňa iba rovnovážne koncentrácie všetkých látok v systéme. Predpokladajme, že v momente rovnováhy koncentrácie [СО 2 ] R = X mol/l. Podľa rovnice sústavy bude v tomto prípade aj počet vytvorených mólov vodíkaX mol/l. Pre rovnaký počet mólov (X mol/l) CO a H 2 O vynaložené na vzdelanieX mólov CO 2 a H 2 . Preto sú rovnovážne koncentrácie všetkých štyroch látok:

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

[CO] R = (3 – X ) mol/l;

[N 2 O] R = (2 – X ) mol/l.

Keď poznáme rovnovážnu konštantu, nájdeme hodnotuX a potom počiatočné koncentrácie všetkých látok:

Požadované rovnovážne koncentrácie sú teda:

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

Príklad 4 Pri určitej teplote sú v systéme rovnovážne koncentrácie

2CO (g) + O2 (g) ↔ 2C02 (g) boli: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Určte rovnovážnu konštantu pri tejto teplote a počiatočné koncentrácie CO a O 2 , ak počiatočná zmes neobsahovala CO 2 .

Riešenie:

1). Keďže rovnovážne koncentrácie sú dané v stave problému, rovnovážna konštanta je 2:

2). Ak východisková zmes neobsahovala CO 2, tak v momente chemickej rovnováhy vzniklo v systéme 0,16 mol CO 2 .

Podľa UHR:

2CO (g) + O2 (g) ↔ 2CO2 (g)

Na tvorbu 0,16 mol CO2 sa spotrebovalo:

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

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

teda

υ počiatočné = υ zreagované + υ rovnováha

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

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

Látka			CO2
C originál	0,36
C reagoval	0,16	0,08	0,16
C rovnováha		0,32	0,16

Príklad 5Určte rovnovážnu koncentráciu HI v systéme

H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g),

ak je pri určitej teplote rovnovážna konštanta 4 a počiatočné koncentrácie H2, I2 a HI sú 1, 2 a 0 mol/l, v tomto poradí.

Riešenie. Nech x mol/l AHOJ

Látka	H2	ja 2
z originálu , mol/l
s proreactom. , mol/l	x/2	x/2
c rovnaké. , mol/l	1x/2	PCl 5 (d) = RS l 3 (d) + S l 2(G); Δ H= + 92,59 kJ. Ako zmeniť: a) teplotu; b) tlak; c) koncentrácia za účelom posunutia rovnováhy smerom k priamej reakcii - rozkladuPCl 5 ? Riešenie. Posun alebo posun v chemickej rovnováhe je zmena v rovnovážnych koncentráciách reaktantov v dôsledku zmeny jednej z reakčných podmienok. Smer, ktorým sa rovnováha posunula, sa určuje podľa Le Chatelierovho princípu: a) od rozkladnej reakciePCl 5 endotermický (Δ H > 0) potom, aby sa rovnováha posunula smerom k priamej reakcii, je potrebné zvýšiť teplotu; b) keďže v tomto systéme rozšírenie PCl 5 vedie k zväčšeniu objemu (z jednej molekuly plynu sa vytvoria dve molekuly plynu), potom na posunutie rovnováhy smerom k priamej reakcii je potrebné znížiť tlak; c) posunutie rovnováhy v naznačenom smere možno dosiahnuť ako zvýšenie koncentrácie RSl 5 a zníženie koncentrácie PCl 3 alebo Cl 2 .

Chemické reakcie sú reverzibilné a nezvratné.

nezvratné reakcie sa nazývajú také reakcie, ktoré idú len jedným (dopredu →) smerom:

tie. ak je nejaká reakcia A + B = C + D nevratná, znamená to, že k spätnej reakcii C + D = A + B nedochádza.

Reverzibilné reakcie - toto sú reakcie, ktoré idú vpred aj v opačnom smere (⇄):

t.j. ak je napríklad určitá reakcia A + B = C + D reverzibilná, znamená to, že obe reakcie A + B → C + D (priama) aj reakcia C + D → A + B (obrátené) prebiehajú súčasne. ).

V skutočnosti, pretože prebiehajú priame aj reverzné reakcie, činidlá (východiskové látky) v prípade reverzibilných reakcií môžeme nazvať ako látky na ľavej strane rovnice, tak látky na pravej strane rovnice. To isté platí pre produkty.

Pre akúkoľvek reverzibilnú reakciu je možné, že rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké. Takýto stav sa nazýva rovnovážny stav.

V rovnovážnom stave sú koncentrácie všetkých reaktantov a všetkých produktov nezmenené. Koncentrácie produktov a reaktantov v rovnováhe sa nazývajú rovnovážne koncentrácie.

Posun v chemickej rovnováhe pod vplyvom rôznych faktorov

V dôsledku takých vonkajších vplyvov na systém, ako je zmena teploty, tlaku alebo koncentrácie východiskových látok alebo produktov, môže byť narušená rovnováha systému. Po zániku tohto vonkajšieho vplyvu však systém po určitom čase prejde do nového rovnovážneho stavu. Takýto prechod systému z jedného rovnovážneho stavu do druhého rovnovážneho stavu sa nazýva posun (posun) chemickej rovnováhy .

Aby bolo možné určiť, ako sa chemická rovnováha posúva pri konkrétnom type expozície, je vhodné použiť Le Chatelierov princíp:

Ak na systém v rovnovážnom stave pôsobí akýkoľvek vonkajší vplyv, potom sa smer posunu chemickej rovnováhy zhoduje so smerom reakcie, ktorá oslabuje účinok nárazu.

Vplyv teploty na rovnovážny stav

Keď sa teplota zmení, rovnováha akejkoľvek chemickej reakcie sa posunie. Je to spôsobené tým, že každá reakcia má tepelný účinok. V tomto prípade sú tepelné účinky doprednej a spätnej reakcie vždy priamo opačné. Tie. ak je dopredná reakcia exotermická a prebieha s tepelným účinkom rovným +Q, potom spätná reakcia je vždy endotermická a má tepelný účinok rovný -Q.

Ak teda v súlade s Le Chatelierovým princípom zvýšime teplotu nejakého systému, ktorý je v rovnovážnom stave, tak sa rovnováha posunie smerom k reakcii, pri ktorej teplota klesá, t.j. smerom k endotermickej reakcii. A podobne, ak znížime teplotu systému v rovnovážnom stave, rovnováha sa posunie smerom k reakcii, v dôsledku čoho sa teplota zvýši, t.j. smerom k exotermickej reakcii.

Zvážte napríklad nasledujúcu reverzibilnú reakciu a uveďte, kde sa jej rovnováha posunie pri poklese teploty:

Ako môžete vidieť z vyššie uvedenej rovnice, dopredná reakcia je exotermická, t.j. v dôsledku jeho prúdenia sa uvoľňuje teplo. Preto bude spätná reakcia endotermická, to znamená, že prebieha absorpciou tepla. Podľa podmienky sa teplota zníži, preto sa rovnováha posunie doprava, t.j. smerom k priamej reakcii.

Vplyv koncentrácie na chemickú rovnováhu

Zvýšenie koncentrácie činidiel v súlade s Le Chatelierovým princípom by malo viesť k posunu rovnováhy smerom k reakcii, pri ktorej sa činidlá spotrebúvajú, t.j. smerom k priamej reakcii.

Naopak, ak sa koncentrácia reaktantov zníži, potom sa rovnováha posunie smerom k reakcii, ktorej výsledkom je tvorba reaktantov, t.j. strana reverznej reakcie (←).

Podobným spôsobom pôsobí aj zmena koncentrácie reakčných produktov. Ak zvýšite koncentráciu produktov, rovnováha sa posunie smerom k reakcii, v dôsledku čoho sa produkty spotrebúvajú, t.j. smerom k obrátenej reakcii (←). Ak sa naopak koncentrácia produktov zníži, potom sa rovnováha posunie smerom k priamej reakcii (→), aby sa koncentrácia produktov zvýšila.

Vplyv tlaku na chemickú rovnováhu

Na rozdiel od teploty a koncentrácie zmena tlaku neovplyvňuje rovnovážny stav každej reakcie. Aby zmena tlaku viedla k posunu chemickej rovnováhy, musia byť súčty koeficientov pred plynnými látkami na ľavej a pravej strane rovnice rozdielne.

Tie. z dvoch reakcii:

zmena tlaku môže ovplyvniť rovnovážny stav len v prípade druhej reakcie. Keďže súčet koeficientov pred vzorcami plynných látok v prípade prvej rovnice vľavo a vpravo je rovnaký (rovná sa 2), a v prípade druhej rovnice je rozdielny (4 na vľavo a 2 vpravo).

Z toho najmä vyplýva, že ak medzi reaktantmi aj produktmi nie sú žiadne plynné látky, tak zmena tlaku nijako neovplyvní aktuálny rovnovážny stav. Napríklad tlak neovplyvní rovnovážny stav reakcie:

Ak je množstvo plynných látok rozdielne vľavo a vpravo, potom zvýšenie tlaku povedie k posunu rovnováhy smerom k reakcii, počas ktorej sa objem plynov zmenšuje, a k poklesu tlaku v smere reakcie, v dôsledku čoho sa zväčšuje objem plynov.

Vplyv katalyzátora na chemickú rovnováhu

Pretože katalyzátor rovnako urýchľuje priame aj spätné reakcie, jeho prítomnosť alebo neprítomnosť neovplyvňuje do rovnovážneho stavu.

Jediné, čo môže katalyzátor ovplyvniť, je rýchlosť prechodu systému z nerovnovážneho stavu do rovnovážneho stavu.

Vplyv všetkých vyššie uvedených faktorov na chemickú rovnováhu je zhrnutý nižšie v cheat sheete, ktorý si najskôr môžete pozrieť pri plnení balančných úloh. Nebude ho však môcť použiť pri skúške, preto by sa po analýze niekoľkých príkladov s jej pomocou mala naučiť a vycvičiť, aby riešila úlohy na vyváženie, už do nej nenahliadať:

Označenia: T - teplota, p - tlak, s – koncentrácia, – zvýšenie, ↓ – zníženie

Katalyzátor

T	T - posun rovnováhy smerom k endotermickej reakcii
	↓T - rovnováha sa posúva smerom k exotermickej reakcii
p	p - rovnováha sa posúva smerom k reakcii s menším súčtom koeficientov pred plynnými látkami
	↓s - rovnováha sa posúva smerom k reakcii s väčším súčtom koeficientov pred plynnými látkami
c	c (činidlo) - rovnováha sa posúva smerom k priamej reakcii (doprava)
	↓c (činidlo) - rovnováha sa posúva smerom k reverznej reakcii (doľava)
	c (produkt) - rovnováha sa posúva v smere reverznej reakcie (doľava)
	↓c (produkt) - rovnováha sa posúva smerom k priamej reakcii (doprava)
Neovplyvňuje rovnováhu!

V súlade s Le Chatelierov princíp Ak na systém, ktorý je v rovnovážnom stave, pôsobí vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posunie v smere reakcie, ktorá tento vplyv oslabí.

Napríklad

3H2 + N22NH3 - DH.

1. Vplyv koncentrácie. Ak sa zvýši koncentrácia východiskových látok, potom sa rovnováha posunie smerom k tvorbe produktov a naopak.

Ak sa znížia koncentrácie východiskových látok N 2 a H 2, povedie to k posunu rovnováhy sprava doľava, v dôsledku čoho sa opäť zvýšia koncentrácie N 2 a H 2 v dôsledku rozkladu amoniaku.

2. Vplyv tlaku. V tomto prípade sa berú do úvahy iba plynní účastníci reakcie. So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva smerom k systému pozostávajúceho z menšieho počtu mólov plynných látok.

Zvýšenie tlaku v systéme povedie k posunu rovnováhy zľava doprava, pretože na ľavej strane celkový počet mól plynov 4 a vpravo 2.

3. Vplyv teploty. Závisí od tepelného účinku reakcie.

Chemické rovnice, v ktorých je naznačený tepelný účinok reakcií, sa nazývajú termochemické rovnice. V termochemických rovniciach chemických reakcií sa tepelný efekt udáva pomocou veličiny DH, ktorá je tzv zmena entalpie(tepelný obsah) reakcie. Entalpia je miera energie akumulovanej látkou počas jej tvorby.

–DH, uvoľňuje sa teplo, t.j. reakcia je exotermická;

CZT, teplo sa absorbuje, t.j. reakcia je endotermická;

Priama reakcia je exotermická, t.j. ako teplota stúpa, rovnováha sa bude posúvať sprava doľava smerom k endotermickej reakcii.

4. Vplyv katalyzátora. Katalyzátory rovnako urýchľujú doprednú aj spätnú reakciu, a preto neposúvajú chemickú rovnováhu, ale iba prispievajú k rýchlejšiemu dosiahnutiu rovnovážneho stavu.

Cvičenie. Plynová sústava A + B C - CZT. Aký vplyv bude mať rovnovážna koncentrácia látky C na:

a) zvýšenie tlaku. Na ľavej strane sú 2 móly látok. V pravom 1 mol, t.j. rovnováha sa posúva zľava doprava smerom k tvorbe látky C, zvyšuje sa koncentrácia C. (®)

b) zvýšenie koncentrácie látky A. Rovnováha sa posúva zľava doprava smerom k tvorbe látky C, zvyšuje sa koncentrácia C. (®).

c) zvýšenie teploty. Priama exo, reverzná - endotermická. Vyváženie sa posunie sprava doľava ().

Cvičenie. Ako zvýšenie tlaku ovplyvní rovnováhu systému?

Fe3O4 (tv) + CO (g) 3FeO + CO2 (g)

Rovnováha v systéme sa nezmení.

Cvičenie. Ako by sa mala zmeniť teplota, tlak a koncentrácia, aby sa rovnováha posunula v smere priamej reakcie?

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) + 92,59 kJ

a) reakcia je endotermická, treba zvýšiť teplotu.

b) tlak sa musí znížiť

c) buď zvýšiť koncentráciu PCl5 alebo znížiť koncentráciu PCl3 a Cl2.

Cvičenie. 2S02 (g) + 02 (g) Û 2S03 (g). Aký vplyv bude mať rovnovážny stav?

a) zvýšenie tlaku;

Pri postupe priamej reakcie množstvo plynných látok v systéme klesá (z 2 mol plynného SO 2 a 1 mol plynného O 2 vzniká kvapalný SO 3). Zvýšenie tlaku posunie rovnováhu smerom k tvorbe menšieho množstva plynných látok, teda SO 3. (®).

b) zníženie koncentrácie oxidu sírového (VI)?

Pokles koncentrácie S03 (odstránenie produktu z reakčného systému) spôsobí posun v rovnováhe smerom k tvorbe S03. (®).

Cvičenie. A + B Û 2C -

Aký vplyv budú mať na rovnovážny stav.