Състоянието на равновесие за обратима реакция може да продължи неопределено дълго време (без външна намеса). Но ако върху такава система се приложи външно въздействие (за промяна на температурата, налягането или концентрацията на крайните или изходните вещества), тогава състоянието на равновесие ще бъде нарушено. Скоростта на една от реакциите ще стане по-голяма от скоростта на другата. С течение на времето системата отново ще влезе в равновесно състояние, но новите равновесни концентрации на първоначалните и крайните вещества ще се различават от първоначалните. В този случай се говори за изместване на химичното равновесие в една или друга посока.

Ако в резултат на външно въздействие скоростта на правата реакция стане по-голяма от скоростта на обратната реакция, това означава, че химичното равновесие се е изместило надясно. Ако, напротив, скоростта на обратната реакция се увеличи, това означава, че химичното равновесие се е изместило наляво.

Когато равновесието се измести надясно, равновесните концентрации на изходните вещества намаляват, а равновесните концентрации на крайните вещества се увеличават в сравнение с първоначалните равновесни концентрации. Съответно, добивът на реакционни продукти също се увеличава.

Изместването на химичното равновесие наляво води до увеличаване на равновесните концентрации на изходните вещества и намаляване на равновесните концентрации на крайните продукти, чийто добив в този случай ще намалее.

Посоката на изместване на химичното равновесие се определя с помощта на принципа на Льо Шателие: „Ако се упражнява външен ефект върху система, която е в състояние на химично равновесие (промяна на температурата, налягането, концентрацията на едно или повече вещества, участващи в реакцията), ), то това ще доведе до увеличаване на скоростта на тази реакция, чийто ход ще компенсира (намали) въздействието.

Например, с увеличаване на концентрацията на изходните вещества скоростта на директната реакция се увеличава и равновесието се измества надясно. С намаляване на концентрацията на изходните вещества, напротив, скоростта на обратната реакция се увеличава и химичното равновесие се измества наляво.

При повишаване на температурата (т.е. при нагряване на системата) равновесието се измества към протичане на ендотермична реакция, а при понижаване (т.е. при охлаждане на системата) се измества към възникване на екзотермична реакция. (Ако правата реакция е екзотермична, тогава обратната реакция задължително ще бъде ендотермична и обратно).

Трябва да се подчертае, че повишаването на температурата, като правило, увеличава скоростта както на правата, така и на обратната реакция, но скоростта на ендотермичната реакция се увеличава в по-голяма степен от скоростта на екзотермичната реакция. Съответно, когато системата се охлажда, скоростите на правата и обратната реакция намаляват, но също не в същата степен: за екзотермична реакция тя е много по-малка, отколкото за ендотермична.

Промяната в налягането засяга промяната в химичното равновесие само ако са изпълнени две условия:

необходимо е поне едно от веществата, участващи в реакцията, да е в газообразно състояние, например:

CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - промяната в налягането влияе върху изместването на равновесието.

CH 3 COOH (l.) + C 2 H 5 OH (l.) CH 3 COOS 2 H 5 (l.) + H 2 O (l.) - промяната в налягането не влияе на промяната в химичното равновесие, т.к. нито едно от изходните или крайните вещества не е в газообразно състояние;

ако няколко вещества са в газообразно състояние, е необходимо броят на газовите молекули от лявата страна на уравнението за такава реакция да не е равен на броя на газовите молекули от дясната страна на уравнението, например:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - промяната на налягането влияе върху изместването на равновесието

I 2 (g) + Н 2 (g) 2НI (g) - промяната на налягането не влияе на изместването на равновесието

Когато тези две условия са изпълнени, повишаването на налягането води до изместване на равновесието към реакцията, протичането на която намалява броя на газовите молекули в системата. В нашия пример (каталитично изгаряне на SO 2) това ще бъде директна реакция.

Намаляването на налягането, напротив, измества равновесието в посока на реакцията, протичаща с образуването Повече ▼газови молекули. В нашия пример това ще бъде обратната реакция.

Увеличаването на налягането води до намаляване на обема на системата, а оттам и до увеличаване на моларните концентрации на газообразните вещества. В резултат скоростта на правата и обратната реакция се увеличава, но не в същата степен. Намаляването на едно и също налягане по подобен начин води до намаляване на скоростите на правата и обратната реакция. Но в същото време скоростта на реакцията, към която се измества равновесието, намалява в по-малка степен.

Катализаторът не влияе на изместването на равновесието, т.к той ускорява (или забавя) еднакво както предната, така и обратната реакция. В негово присъствие химичното равновесие се установява само по-бързо (или по-бавно).

Ако системата е засегната от няколко фактора едновременно, тогава всеки от тях действа независимо от другите. Например при синтеза на амоняк

N 2 (газ) + 3H 2 (газ) 2NH 3 (газ)

реакцията се извършва при нагряване и в присъствието на катализатор, за да се увеличи скоростта й. Но в същото време ефектът от температурата води до факта, че равновесието на реакцията се измества наляво, към обратната ендотермична реакция. Това води до намаляване на отделянето на NH3. За да се компенсира този нежелан ефект на температурата и да се увеличи добивът на амоняк, едновременно с това се повишава налягането в системата, което измества реакционното равновесие надясно, т.е. към образуването на по-малък брой газови молекули.

В същото време емпирично се избират най-оптималните условия за протичане на реакцията (температура, налягане), при които тя да протича с достатъчно висока скорост и да дава икономически изгоден добив на краен продукт.

Принципът Le Chatelier се използва по подобен начин в химическата промишленост при производството на Голям бройразлични вещества с голямо значение за националната икономика.

Принципът на Le Chatelier е приложим не само за обратими химични реакции, но и за различни други равновесни процеси: физически, физикохимични, биологични.

Тялото на възрастен се характеризира с относително постоянство на много параметри, включително различни биохимични показатели, включително концентрацията на биологично активни вещества. Такова състояние обаче не може да се нарече равновесие, т.к не се отнася за отворени системи.

Човешкото тяло, както всяка жива система, непрекъснато обменя различни вещества с околната среда: консумира храна и освобождава продуктите от тяхното окисляване и разпадане. Следователно тялото се характеризира стабилно състояние, дефинирано като постоянство на неговите параметри при постоянна скорост на обмен на материя и енергия с околната среда. В първото приближение стационарното състояние може да се разглежда като поредица от равновесни състояния, свързани помежду си с процеси на релаксация. В състояние на равновесие концентрациите на веществата, участващи в реакцията, се поддържат чрез попълване на първоначалните продукти отвън и отстраняване на крайните продукти навън. Промяната на тяхното съдържание в организма не води, за разлика от затворените системи, до ново термодинамично равновесие. Системата се връща в първоначалното си състояние. По този начин се поддържа относително динамично постоянство на състава и свойствата на вътрешната среда на тялото, което определя стабилността на неговите физиологични функции. Това свойство на живата система се нарича по различен начин хомеостаза.

В хода на живота на организъм в стационарно състояние, за разлика от затворена равновесна система, има увеличение на ентропията. Заедно с това обаче протича и обратният процес - намаляване на ентропията поради консумацията на хранителни вещества с ниска ентропийна стойност от околната среда (например високомолекулни съединения - протеини, полизахариди, въглехидрати и др.) и освобождаване на продукти от гниене в околната среда. Според позицията на И. Р. Пригожин общото производство на ентропия за организъм в стационарно състояние се стреми към минимум.

Голям принос за развитието на неравновесната термодинамика има И. Р. Пригожи, Лауреат Нобелова награда 1977 г., който заявява, че „във всяка неравновесна система има локални области, които са в равновесно състояние. В класическата термодинамика равновесието се отнася за цялата система, а в неравновесната - само за отделните й части.

Установено е, че ентропията в такива системи се увеличава в периода на ембриогенезата, по време на процесите на регенерация и растеж на злокачествени новообразувания.

Ако външни условия химичен процесне се променят, тогава състоянието на химичното равновесие може да се поддържа произволно дълго време. Чрез промяна на реакционните условия (температура, налягане, концентрация) може да се постигне изместване или изместване на химичното равновесие в необходимата посока.

Изместването на равновесието надясно води до увеличаване на концентрацията на вещества, чиито формули са в дясната страна на уравнението. Преместването на равновесието вляво ще доведе до увеличаване на концентрацията на вещества, чиито формули са вляво. В този случай системата ще премине към ново състояние на равновесие, характеризиращо се с други стойности на равновесните концентрации на участниците в реакцията.

Изместването на химичното равновесие, причинено от променящите се условия, се подчинява на правилото, формулирано през 1884 г. от френския физик А. Льо Шателие (принцип на Льо Шателие).

Принципът на Льо Шателие:ако система в състояние на химично равновесие бъде повлияна по някакъв начин, например чрез промяна на температурата, налягането или концентрациите на реагентите, тогава равновесието ще се измести в посока на реакцията, която отслабва ефекта .

Влияние на промяната на концентрацията върху изместването на химичното равновесие.

Според принципа на Льо Шателие увеличаването на концентрацията на някой от участниците в реакцията води до изместване на равновесието към реакцията, което води до намаляване на концентрацията на това вещество.

Влиянието на концентрацията върху състоянието на равновесие се подчинява на следните правила:

С увеличаване на концентрацията на едно от изходните вещества скоростта на директната реакция се увеличава и равновесието се измества в посока на образуване на реакционни продукти и обратно;

С увеличаване на концентрацията на един от реакционните продукти скоростта на обратната реакция се увеличава, което води до изместване на равновесието в посока на образуване на изходните вещества и обратно.

Например, ако в равновесна система:

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

увеличете концентрацията на SO 2 или NO 2, тогава, в съответствие със закона за масовото действие, скоростта на директната реакция ще се увеличи. Това ще измести равновесието надясно, което ще доведе до изразходване на изходните материали и увеличаване на концентрацията на реакционните продукти. Ще се установи ново равновесно състояние с нови равновесни концентрации на изходните вещества и реакционни продукти. Когато концентрацията например на един от реакционните продукти намалее, системата ще реагира по такъв начин, че да увеличи концентрацията на продукта. Предимството ще бъде дадено на директната реакция, водеща до повишаване на концентрацията на реакционните продукти.

Влияние на промяната на налягането върху изместването на химичното равновесие.

Според принципа на Льо Шателие повишаването на налягането води до изместване на равновесието към образуване на по-малко количество газообразни частици, т.е. към по-малък обем.

Например в обратима реакция:

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

от 2 mol NO 2 се образуват 2 mol NO и 1 mol O 2 . Стехиометрични коефициенти преди формули газообразни веществапоказват, че предната реакция води до увеличаване на броя на моловете газове, а обратната реакция, напротив, намалява броя на моловете газообразно вещество. Ако върху такава система се окаже външно въздействие, например чрез увеличаване на налягането, тогава системата ще реагира по такъв начин, че да отслаби това въздействие. Налягането може да намалее, ако равновесието на тази реакция се измести към по-малък брой молове газообразно вещество и следователно към по-малък обем.

Напротив, повишаването на налягането в тази система е свързано с изместване на равновесието надясно - към разлагането на NO 2, което увеличава количеството на газообразното вещество.

Ако броят на моловете газообразни вещества остане постоянен преди и след реакцията, т.е. обемът на системата не се променя по време на реакцията, тогава промяната в налягането променя еднакво скоростите на правата и обратната реакция и не влияе на състоянието на химичното равновесие.

Например в реакция:

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

обща сумамолът на газообразните вещества преди и след реакцията остава постоянен и налягането в системата не се променя. Равновесието в тази система не се променя с налягане.

Влияние на промяната на температурата върху изместването на химичното равновесие.

Във всяка обратима реакция едното от направленията съответства на екзотермичен процес, а другото на ендотермичен. Така че в реакцията на синтез на амоняк, правата реакция е екзотермична, а обратната реакция е ендотермична.

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-ΔH).

Когато температурата се промени, скоростите както на правата, така и на обратната реакция се променят, но промяната в скоростите не се случва в същата степен. В съответствие с уравнението на Арениус ендотермичната реакция, характеризираща се с голяма стойност на енергията на активиране, реагира в по-голяма степен на промяна на температурата.

Следователно, за да се оцени влиянието на температурата върху посоката на изместване на химичното равновесие, е необходимо да се знае топлинният ефект на процеса. Може да се определи експериментално, например с помощта на калориметър, или да се изчисли въз основа на закона на Г. Хес. трябва да бъде отбелязано че промяната на температурата води до промяна в стойността на константата на химичното равновесие (K p).

Според принципа на Льо Шателие Повишаването на температурата измества равновесието към ендотермична реакция. При понижаване на температурата равновесието се измества в посока на екзотермичната реакция.

По този начин, покачване на температуратав реакцията на синтез на амоняк ще доведе до промяна в равновесието към ендотермичнияреакции, т.е. наляво. Предимството се получава от обратната реакция, протичаща с поглъщане на топлина.

Ако системата е в състояние на равновесие, тогава тя ще остане в него, докато външните условия остават постоянни. Ако условията се променят, тогава системата ще излезе от равновесие - скоростите на директния и обратния процес ще се променят по различен начин - реакцията ще продължи. Най-висока стойностима случаи на дисбаланс поради промяна в концентрацията на някое от веществата, участващи в равновесието, налягането или температурата.

Нека разгледаме всеки от тези случаи.

Дисбаланс, дължащ се на промяна в концентрацията на някое от веществата, участващи в реакцията. Нека водородът, йодоводородът и йодните пари са в равновесие помежду си при определена температура и налягане. Нека въведем допълнително количество водород в системата. Според закона за масовото действие, увеличаването на концентрацията на водород ще доведе до увеличаване на скоростта на предната реакция - синтеза на HI, докато скоростта на обратната реакция няма да се промени. В предна посока реакцията вече ще протича по-бързо, отколкото в обратна посока. В резултат на това концентрациите на водород и йодни пари ще намалеят, което ще забави правата реакция, докато концентрацията на HI ще се увеличи, което ще ускори обратната реакция. След известно време скоростите на правата и обратната реакция отново ще се изравнят - ще се установи ново равновесие. Но в същото време концентрацията на HI сега ще бъде по-висока, отколкото беше преди добавянето, и концентрацията ще бъде по-ниска.

Процесът на промяна на концентрациите, причинен от дисбаланс, се нарича изместване или изместване на равновесието. Ако в този случай има увеличение на концентрациите на веществата от дясната страна на уравнението (и, разбира се, в същото време намаляване на концентрациите на веществата отляво), тогава те казват, че равновесието се измества към вдясно, т.е. по посока на потока на директната реакция; при обратна промяна на концентрациите говорят за изместване на равновесието наляво - по посока на обратната реакция. В този пример равновесието се е изместило надясно. В същото време веществото, чието повишаване на концентрацията предизвиква дисбаланс, влиза в реакция - концентрацията му намалява.

По този начин, с увеличаване на концентрацията на някое от веществата, участващи в равновесието, равновесието се измества към потреблението на това вещество; когато концентрацията на някое от веществата намалява, равновесието се измества към образуването на това вещество.

Дисбаланс поради промяна в налягането (чрез намаляване или увеличаване на обема на системата). Когато в реакцията участват газове, равновесието може да бъде нарушено от промяна в обема на системата.

Помислете за ефекта на налягането върху реакцията между азотен оксид и кислород:

Нека сместа от газове и е в химическо равновесие при определена температура и налягане. Без да променяме температурата, увеличаваме налягането, така че обемът на системата да намалява 2 пъти. В първия момент парциални наляганияи концентрациите на всички газове ще се удвоят, но съотношението между скоростите на правата и обратната реакция ще се промени - ще се наруши равновесието.

Наистина, преди да се увеличи налягането, газовите концентрации имаха равновесни стойности и , а скоростите на правата и обратната реакция бяха еднакви и се определяха от уравненията:

В първия момент след компресията концентрациите на газовете ще се удвоят в сравнение с първоначалните си стойности и ще бъдат равни съответно на , и . В този случай скоростите на правата и обратната реакция ще се определят от уравненията:

Така, в резултат на увеличаване на налягането, скоростта на правата реакция се увеличава 8 пъти, а обратната - само 4 пъти. Равновесието в системата ще се наруши - пряката реакция ще преобладава над обратната. След като скоростите се изравнят, равновесието ще се установи отново, но количеството в системата ще се увеличи, равновесието ще се измести надясно.

Лесно се вижда, че неравномерното изменение на скоростите на правата и обратната реакция се дължи на факта, че вляво и в десни частиуравнението на разглежданата реакция е различно в броя на газовите молекули: една молекула кислород и две молекули азотен оксид (само три молекули газове) се превръщат в две молекули газ - азотен диоксид. Налягането на газа е резултат от удара на неговите молекули върху стените на съда; ceteris paribus, налягането на газа е толкова по-високо, колкото повече молекули се съдържат в даден обем газ. Следователно реакция, протичаща с увеличаване на броя на газовите молекули, води до повишаване на налягането, а реакция, протичаща с намаляване на броя на газовите молекули, води до неговото намаляване.

Като се има предвид това, заключението за ефекта на налягането върху химичното равновесие може да се формулира, както следва:

С увеличаване на налягането чрез компресиране на системата равновесието се измества към намаляване на броя на газовите молекули, т.е. към намаляване на налягането; с намаляване на налягането равновесието се измества към увеличаване на броя на газовите молекули, т.е към повишаване на налягането.

В случай, че реакцията протича без промяна на броя на газовите молекули, равновесието не се нарушава от компресията или разширяването на системата. Например в системата

балансът не се нарушава от промяна в обема; HI продукцията не зависи от налягането.

Нарушаване на равновесието поради промяна на температурата. Равновесието на по-голямата част от химичните реакции се измества с температурата. Факторът, който определя посоката на изместване на равновесието, е знакът на топлинния ефект на реакцията. Може да се покаже, че при повишаване на температурата равновесието се измества в посока на ендотермичната реакция, а при понижаване на температурата се измества в посока на екзотермична реакция.

По този начин синтезът на амоняк е екзотермична реакция

Следователно, с повишаване на температурата, равновесието в системата се измества наляво - към разлагането на амоняка, тъй като този процес протича с поглъщане на топлина.

Обратно, синтезът на азотен оксид (II) е ендотермична реакция:

Следователно, когато температурата се повиши, равновесието в системата се измества надясно - по посока на образуването.

Закономерностите, които се проявяват в разгледаните примери за нарушаване на химичното равновесие, са частни случаи на общия принцип, който определя влиянието различни факторикъм балансирани системи. Този принцип, известен като принцип на Льо Шателие, може да се формулира по следния начин, когато се прилага към химически равновесия:

Ако се окаже въздействие върху система в равновесие, тогава в резултат на протичащите в нея процеси равновесието ще се измести в такава посока, че въздействието ще намалее.

Наистина, когато едно от веществата, участващи в реакцията, се въведе в системата, равновесието се измества към потреблението на това вещество. „Когато налягането се повиши, то се измества така, че налягането в системата намалява; когато температурата се повиши, равновесието се измества към ендотермична реакция – температурата в системата пада.

Принципът на Le Chatelier се прилага не само за химически, но и за различни физико-химични равновесия. Изместването на равновесието при промяна на условията на такива процеси като кипене, кристализация, разтваряне се извършва в съответствие с принципа на Le Chatelier.

Химичното равновесие е състояние на системата, при което и двете реакции - пряка и обратна - протичат с еднаква скорост. Какво характеризира това явление и какви фактори влияят на химичното равновесие?

химически баланс. основни характеристики

Химичното равновесие се отнася до състоянието химическа система, при което първоначалното количество вещества в реакцията не се променя с времето.

Химичното равновесие може да бъде разделено на три вида:

• истински баланс- това е равновесие, за което е характерно постоянство във времето, при условие че няма външно влияние. Ако външните условия се променят, състоянието на системата също се променя, но след възстановяване на условията състоянието също става същото. Състоянието на истинското равновесие може да се разглежда от две страни: от страна на реакционните продукти и от страна на изходните материали.
• метастабилно (привидно) равновесие- това състояние възниква, когато някое от условията на истинско равновесие не е изпълнено.
• забавен (фалшив) балансе състояние на системата, което се променя необратимо при промяна на външните условия.

Изместване на равновесието при химичните реакции

Химичното равновесие зависи от три параметъра: температура, налягане, концентрация на веществото. Френският химик Анри Луи Льо Шателие през 1884 г. формулира принципа на динамичното равновесие, според който равновесната система се стреми да се върне в състояние на равновесие под външно въздействие. Тоест при външно въздействие равновесието ще се измести по такъв начин, че това влияние да се неутрализира.

Ориз. 1. Анри Луи Льо Шателие.

Принципите, формулирани от Le Chatelier, се наричат ​​още принципи на "изместване на равновесието в химичните реакции".

Следните фактори влияят на химичния баланс:

• температура. С повишаването на температурата химичното равновесие се измества към абсорбция на реакцията. Ако температурата се понижи, тогава равновесието се измества в посоката на развитие на реакцията.

Ориз. 2. Влияние на промяната на температурата върху химичното равновесие.

Реакцията на абсорбция се нарича ендотермична реакция, а реакцията на освобождаване се нарича екзотермична.

• налягане. Ако налягането в химическа реакция се увеличи, тогава химичното равновесие се измества към най-малкия обем на веществото. Ако налягането намалява, тогава равновесието се измества в посока на най-големия обем на веществото. Този принцип се прилага само за газове и не се прилага за твърди вещества.
• концентрация. Ако по време на химическа реакция концентрацията на едно от веществата се увеличи, тогава равновесието ще се измести към продуктите на реакцията, а ако концентрацията се намали, тогава равновесието ще се измести към изходните вещества.

Ориз. 3. Ефект от промяната на концентрацията върху химичното равновесие.

Катализаторът не принадлежи към факторите, които влияят на изместването на химичното равновесие.

Какво научихме?

При химично равновесие скоростите във всяка двойка реакции са равни една на друга. Химичното равновесие, изучавано в 9 клас, може да бъде разделено на три вида: истинско, метастабилно (привидно), инхибирано (фалшиво). За първи път термодинамичната теория за химичното равновесие е формулирана от учения Льо Шателие. Само три фактора влияят върху равновесието на системата: налягане, температура, концентрация на изходното вещество.

Тематическа викторина

Доклад за оценка

Среден рейтинг: 4.6. Общо получени оценки: 75.

Основна статия: Принцип на Льо Шателие-Браун

Положението на химичното равновесие зависи от следните параметри на реакцията: температура, налягане и концентрация. Влиянието, което тези фактори оказват върху химическа реакция, се подчиняват на модела, изразен в общ изгледпрез 1885 г. от френския учен Льо Шателие.

Фактори, влияещи върху химичното равновесие:

1) температура

С повишаването на температурата химичното равновесие се измества към ендотермична (абсорбционна) реакция, а когато се понижава, към екзотермична (изолираща) реакция.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

н 2 +3Н 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) налягане

При повишаване на налягането химичното равновесие се измества към по-малък обем вещества, а при намаляване - към по-голям обем. Този принцип важи само за газове, т.е. ако в реакцията участват твърди вещества, те не се вземат предвид.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1 mol=1 mol+1 mol

3) концентрация на изходните вещества и реакционните продукти

С увеличаване на концентрацията на едно от изходните вещества химичното равновесие се измества към реакционните продукти, а с увеличаване на концентрацията на реакционните продукти към изходните вещества.

С 2 +20 2 =2SO 2 [S], [O] →, ←

Катализаторите не влияят на изместването на химичното равновесие!

Основни количествени характеристики на химичното равновесие: константа на химичното равновесие, степен на превръщане, степен на дисоциация, равновесен добив. Обяснете значението на тези количества на примера на специфични химични реакции.

В химическата термодинамика законът за действието на масите свързва равновесните активности на изходните вещества и продуктите на реакцията според връзката:

Активност на веществото. Вместо активност могат да се използват концентрация (за реакция в идеален разтвор), парциални налягания (реакция в смес от идеални газове), фугитивност (реакция в смес от реални газове);

Стехиометричен коефициент (за изходни вещества се приема отрицателен, за продукти - положителен);

Константа на химичното равновесие. Индексът "а" тук означава използването на стойността на активността във формулата.

Ефективността на реакцията обикновено се оценява чрез изчисляване на добива на реакционния продукт (раздел 5.11). Ефективността на реакцията обаче може да бъде оценена и чрез определяне каква част от най-важното (обикновено най-скъпото) вещество се е превърнала в целевия продукт на реакцията, например каква част от SO 2 се е превърнала в SO 3 по време на производството на сярна киселина, тоест намерете степен на преобразуванеоригинално вещество.

Нека кратка схема на протичащата реакция

Тогава степента на трансформация на вещество А в вещество В (А) се определя от следното уравнение

където н proreag (A) е количеството от веществото на реагент A, което реагира, за да образува продукт B, и нпървоначално (А) - първоначалното количество на веществото на реактив А.

Естествено, степента на трансформация може да бъде изразена не само по отношение на количеството вещество, но и по отношение на всякакви количества, пропорционални на него: броя на молекулите (формулни единици), маса, обем.

Ако реагент А се приема в недостиг и загубата на продукт В може да се пренебрегне, тогава степента на превръщане на реагент А обикновено е равна на добива на продукт В

Изключение правят реакциите, при които изходният материал очевидно се изразходва за образуване на няколко продукта. Така, например, в реакцията

Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O

хлор (реагент) се превръща еднакво в калиев хлорид и калиев хипохлорит. При тази реакция, дори при 100% добив на KClO, степента на превръщане на хлора в него е 50%.

Известното ви количество - степента на протолиза (параграф 12.4) - е частен случай на степента на преобразуване:

В рамките на TED се наричат ​​подобни количества степен на дисоциациякиселини или основи (наричана също степен на протолиза). Степента на дисоциация е свързана с константата на дисоциация съгласно закона за разреждане на Оствалд.

В рамките на същата теория равновесието на хидролизата се характеризира с степен на хидролиза (ч), като използвате следните изрази, свързващи го с първоначалната концентрация на веществото ( с) и константи на дисоциация на слаби киселини (K HA) и слаби основи, образувани по време на хидролиза ( КМЗ):

Първият израз е валиден за хидролиза на сол слаба киселина, втората е солта на слабата основа, а третата е солта на слабата киселина и слабата основа. Всички тези изрази могат да се използват само за разредени разтвори със степен на хидролиза не повече от 0,05 (5%).

Обикновено равновесният добив се определя от известната равновесна константа, с която във всеки конкретен случай се свързва с определено съотношение.

Добивът на продукта може да се промени чрез изместване на равновесието на реакцията при обратими процеси, чрез влиянието на фактори като температура, налягане, концентрация.

В съответствие с принципа на Le Chatelier, равновесната степен на превръщане се увеличава с увеличаване на налягането в хода на прости реакции, докато в други случаи обемът на реакционната смес не се променя и добивът на продукта не зависи от налягането.

Влиянието на температурата върху равновесния добив, както и върху константата на равновесието, се определя от знака на топлинния ефект на реакцията.

За по-пълна оценка на обратимите процеси се използва така нареченият добив от теоретичния (доход от равновесие), който е равен на отношението на действително получения продукт w към количеството, което би се получило в равновесно състояние .

ТЕРМИЧНА ДИСОЦИАЦИЯ химикал

реакция на обратимо разлагане на вещество, причинено от повишаване на температурата.

С T. d. от едно вещество се образуват няколко (2H2H + OSaO + CO) или едно по-просто вещество

Равновесието и т.н. се установява по действащия масов закон. То

може да се характеризира или чрез равновесната константа, или чрез степента на дисоциация

(отношението на броя на разпадналите се молекули към общия брой на молекулите). AT

в повечето случаи T. d. се придружава от абсорбция на топлина (увеличаване

енталпия

DN>0); следователно, в съответствие с принципа Le Chatelier-Brown

нагряването го засилва, определя се степента на изместване на T. d. с температура

абсолютната стойност на DN. Натискът предотвратява T. d. колкото по-силен, толкова по-голям

промяна (увеличаване) на броя на моловете (Di) на газообразните вещества

степента на дисоциация не зависи от налягането. Ако твърди веществане

образуват твърди разтвори и не са в силно диспергирано състояние,

тогава налягането T. d. се определя еднозначно от температурата. За прилагане на Т.

д. твърди вещества (оксиди, кристални хидрати и др.)

важно е да се знае

температура, при която налягането на дисоциация става равно на външното (по-специално,

атмосферно налягане. Тъй като изтичащият газ може да преодолее

налягане на околната среда, след това при достигане на тази температура, процесът на разлагане

веднага се засилва.

Зависимост на степента на дисоциация от температурата: степента на дисоциация се увеличава с повишаване на температурата (увеличаването на температурата води до увеличаване на кинетичната енергия на разтворените частици, което допринася за разпадането на молекулите в йони)

Степента на превръщане на изходните материали и равновесния добив на продукта. Методи за изчисляването им при дадена температура. Какви данни са необходими за това? Дайте схема за изчисляване на някоя от тези количествени характеристики на химичното равновесие, като използвате произволен пример.

Степента на преобразуване е количеството на реагиралия реагент спрямо първоначалното му количество. За най-простата реакция, където е концентрацията на входа на реактора или в началото на периодичния процес, е концентрацията на изхода на реактора или текущия момент на периодичния процес. За произволна реакция напр. , в съответствие с дефиницията, формулата за изчисление е същата: . Ако в реакцията има няколко реагента, тогава степента на превръщане може да се изчисли за всеки от тях, например за реакцията Зависимостта на степента на превръщане от времето на реакцията се определя от промяната на концентрацията на реагента с времето. В началния момент от време, когато нищо не се е променило, степента на трансформация е равна на нула. След това, когато реагентът се преобразува, степента на преобразуване се увеличава. За необратима реакция, когато нищо не пречи на реагента да се изразходва напълно, стойността му клони (фиг. 1) към единица (100%). Фиг.1 Колкото по-висока е скоростта на разход на реагент, определена от стойността на константата на скоростта, толкова по-бързо нараства степента на преобразуване, което е показано на фигурата. Ако реакцията е обратима, тогава, когато реакцията се стреми към равновесие, степента на преобразуване се стреми към равновесна стойност, чиято стойност зависи от съотношението на константите на скоростта на правата и обратната реакция (от константата на равновесие) (фиг. 2). Фиг.2 Добив на целевия продукт Добивът на продукта е количеството на действително получения целеви продукт, свързано с количеството на този продукт, което би било получено, ако целият реагент беше преминал в този продукт (до максималното възможно количество от полученият продукт). Или (чрез реагента): количеството на реагента, действително превърнато в целевия продукт, разделено на първоначалното количество на реагента. За най-простата реакция, добивът е и имайки предвид, че за тази реакция, , т.е. за най-простата реакция, добивът и степента на превръщане са едно и също количество. Ако трансформацията се извършва с промяна в количеството на веществата, например, тогава, в съответствие с определението, стехиометричният коефициент трябва да бъде включен в изчисления израз. В съответствие с първото определение, въображаемото количество на продукта, получено от цялото първоначално количество на реагента, ще бъде наполовина по-малко за тази реакция от първоначалното количество на реагента, т.е. и формулата за изчисление. В съответствие с второто определение количеството на реагента, действително преобразуван в целевия продукт, ще бъде два пъти по-голямо от количеството на образувания продукт, т.е. , след това формулата за изчисление . Естествено и двата израза са еднакви. За по-сложна реакция формулите за изчисление се записват по абсолютно същия начин в съответствие с определението, но в този случай добивът вече не е равен на степента на преобразуване. Например за реакцията . Ако има няколко реагента в реакцията, добивът може да се изчисли за всеки от тях; ако освен това има няколко целеви продукта, тогава добивът може да се изчисли за всеки целеви продукт за всеки реагент. Както се вижда от структурата на изчислителната формула (знаменателят съдържа постоянна стойност), зависимостта на добива от времето на реакция се определя от времевата зависимост на концентрацията на целевия продукт. Така например за реакцията тази зависимост изглежда като на фиг.3. Фиг.3

Степента на преобразуване като количествена характеристика на химичното равновесие. Как повишаването на общото налягане и температура ще повлияе на степента на превръщане на реагента ... в реакция в газова фаза: ( предвид уравнението)? Дайте обосновка на отговора и съответните математически изрази.