Stanje ravnoteže za reverzibilnu reakciju može trajati neograničeno dugo (bez vanjske intervencije). Ali ako se na takav sistem primeni spoljni uticaj (da se promeni temperatura, pritisak ili koncentracija konačnih ili početnih supstanci), tada će se poremetiti stanje ravnoteže. Brzina jedne od reakcija postat će veća od brzine druge. Vremenom će sistem ponovo zauzeti ravnotežno stanje, ali će se nove ravnotežne koncentracije početne i krajnje supstance razlikovati od početnih. U ovom slučaju se govori o pomaku u hemijskoj ravnoteži u jednom ili drugom smjeru.

Ako, kao rezultat vanjskog utjecaja, brzina prednje reakcije postane veća od brzine obrnute, to znači da se kemijska ravnoteža pomaknula udesno. Ako, naprotiv, brzina obrnute reakcije postane veća, to znači da se kemijska ravnoteža pomjerila ulijevo.

Kada se ravnoteža pomakne udesno, ravnotežne koncentracije polaznih supstanci se smanjuju, a ravnotežne koncentracije konačnih supstanci povećavaju u odnosu na početne ravnotežne koncentracije. Shodno tome, povećava se i prinos produkta reakcije.

Pomicanje kemijske ravnoteže ulijevo uzrokuje povećanje ravnotežnih koncentracija početnih supstanci i smanjenje ravnotežnih koncentracija konačnih proizvoda, čiji će se prinos u ovom slučaju smanjiti.

Smjer pomaka kemijske ravnoteže određuje se primjenom Le Chatelierovog principa: „Ako se na sistem koji je u stanju kemijske ravnoteže izvrši vanjski učinak (promijenite temperaturu, tlak, koncentraciju jedne ili više tvari koje učestvuju u reakciji ), onda će to dovesti do povećanja brzine te reakcije čiji će tijek kompenzirati (smanjiti) utjecaj.

Na primjer, s povećanjem koncentracije polaznih tvari, brzina direktne reakcije se povećava i ravnoteža se pomiče udesno. Sa smanjenjem koncentracije polaznih tvari, naprotiv, brzina obrnute reakcije se povećava, a kemijska ravnoteža se pomiče ulijevo.

Sa povećanjem temperature (tj. kada se sistem zagrije), ravnoteža se pomjera prema pojavi endotermne reakcije, a kada se smanji (tj. kada se sistem ohladi) pomjera se prema pojavi egzotermne reakcije. (Ako je prednja reakcija egzotermna, tada će obrnuta reakcija nužno biti endotermna, i obrnuto).

Treba naglasiti da povećanje temperature, po pravilu, povećava brzinu i prednje i reverzne reakcije, ali se brzina endotermne reakcije povećava u većoj mjeri od brzine egzotermne reakcije. U skladu s tim, kada se sistem ohladi, brzine naprijed i nazad reakcije se smanjuju, ali također ne u istoj mjeri: za egzotermnu reakciju je mnogo manja nego za endotermnu.

Promjena tlaka utiče na promjenu kemijske ravnoteže samo ako su ispunjena dva uslova:

potrebno je da barem jedna od tvari koje sudjeluju u reakciji bude u plinovitom stanju, na primjer:

CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - promena pritiska utiče na pomeranje ravnoteže.

CH 3 COOH (l.) + C 2 H 5 OH (l.) CH 3 COOS 2 H 5 (l.) + H 2 O (l.) - promjena tlaka ne utiče na promjenu kemijske ravnoteže, jer nijedna početna ili krajnja supstanca nije u gasovitom stanju;

ako je nekoliko tvari u plinovitom stanju, potrebno je da broj molekula plina na lijevoj strani jednadžbe za takvu reakciju ne bude jednak broju molekula plina na desnoj strani jednačine, na primjer:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - promjena pritiska utiče na pomak ravnoteže

I 2 (g) + N 2 (g) 2NI (g) - promena pritiska ne utiče na pomeranje ravnoteže

Kada su ova dva uslova ispunjena, povećanje pritiska dovodi do pomeranja ravnoteže ka reakciji, čiji tok smanjuje broj molekula gasa u sistemu. U našem primjeru (katalitičko sagorijevanje SO 2), ovo će biti direktna reakcija.

Smanjenje tlaka, naprotiv, pomiče ravnotežu u smjeru reakcije koja se nastavlja formiranjem više molekule gasa. U našem primjeru, ovo će biti obrnuta reakcija.

Povećanje pritiska uzrokuje smanjenje zapremine sistema, a samim tim i povećanje molarne koncentracije gasovitih materija. Kao rezultat, povećava se stopa reakcije naprijed i nazad, ali ne u istoj mjeri. Snižavanje istog pritiska na sličan način dovodi do smanjenja brzina naprijed i nazad reakcije. Ali u isto vrijeme, brzina reakcije, prema kojoj se ravnoteža pomiče, smanjuje se u manjoj mjeri.

Katalizator ne utiče na pomeranje ravnoteže, jer podjednako ubrzava (ili usporava) i prednju i obrnutu reakciju. U njegovom prisustvu, hemijska ravnoteža se samo brže (ili sporije) uspostavlja.

Ako na sistem utječe više faktora u isto vrijeme, onda svaki od njih djeluje nezavisno od drugih. Na primjer, u sintezi amonijaka

N 2 (plin) + 3H 2 (plin) 2NH 3 (plin)

reakcija se odvija uz zagrijavanje iu prisustvu katalizatora da bi se povećala njena brzina.Ali u isto vrijeme, utjecaj temperature dovodi do toga da se ravnoteža reakcije pomjera ulijevo, prema obrnutoj endotermnoj reakciji. Ovo uzrokuje smanjenje proizvodnje NH 3 . Da bi se kompenzovao ovaj neželjeni efekat temperature i povećao prinos amonijaka, istovremeno se povećava pritisak u sistemu, što pomera reakcijsku ravnotežu udesno, tj. ka stvaranju manjeg broja molekula gasa.

Istovremeno, empirijski se biraju najoptimalniji uslovi za reakciju (temperatura, pritisak) pod kojima bi se odvijala dovoljno velikom brzinom i dala ekonomski isplativ prinos konačnog proizvoda.

Le Chatelierov princip se na sličan način koristi u hemijskoj industriji u proizvodnji veliki broj razne supstance od velikog značaja za nacionalnu ekonomiju.

Le Chatelierov princip je primjenjiv ne samo na reverzibilne kemijske reakcije, već i na razne druge ravnotežne procese: fizičke, fizičko-hemijske, biološke.

Tijelo odrasle osobe karakterizira relativna postojanost mnogih parametara, uključujući različite biokemijske pokazatelje, uključujući koncentraciju biološki aktivnih tvari. Međutim, takvo stanje se ne može nazvati ravnotežnim, jer ne odnosi se na otvorene sisteme.

Ljudsko tijelo, kao i svaki živi sistem, neprestano izmjenjuje različite tvari s okolinom: konzumira hranu i oslobađa produkte njihove oksidacije i raspadanja. Stoga je tijelo karakterizirano Stabilno stanje, definisan kao konstantnost njegovih parametara pri konstantnoj brzini razmjene materije i energije sa okolinom. U prvoj aproksimaciji, stacionarno stanje se može posmatrati kao niz ravnotežnih stanja međusobno povezanih relaksacionim procesima. U stanju ravnoteže, koncentracije supstanci koje sudjeluju u reakciji održavaju se nadopunjavanjem početnih proizvoda izvana i uklanjanjem konačnih proizvoda prema van. Promjena njihovog sadržaja u tijelu ne dovodi, za razliku od zatvorenih sistema, do nove termodinamičke ravnoteže. Sistem se vraća u prvobitno stanje. Tako se održava relativna dinamička konstantnost sastava i svojstava unutrašnje sredine tijela, što određuje stabilnost njegovih fizioloških funkcija. Ovo svojstvo živog sistema naziva se drugačije homeostaza.

U toku života organizma u stacionarnom stanju, za razliku od zatvorenog sistema ravnoteže, dolazi do povećanja entropije. Međutim, uz to se istovremeno odvija i obrnuti proces - smanjenje entropije zbog potrošnje nutrijenata niske entropijske vrijednosti iz okoline (na primjer, visokomolekularna jedinjenja - proteini, polisaharidi, ugljikohidrati, itd.) i ispuštanje produkata raspadanja u okoliš. Prema stavu I. R. Prigožina, ukupna proizvodnja entropije za organizam u stacionarnom stanju teži minimumu.

Veliki doprinos razvoju neravnotežne termodinamike dao je I. R. Prigozhy, laureat nobelova nagrada 1977, koji je izjavio da „u svakom neravnotežnom sistemu postoje lokalne oblasti koje su u ravnotežnom stanju. U klasičnoj termodinamici, ravnoteža se odnosi na ceo sistem, a u neravnoteži samo na njegove pojedinačne delove.

Utvrđeno je da se entropija u takvim sistemima povećava u periodu embriogeneze, tokom procesa regeneracije i rasta malignih neoplazmi.

Ako a spoljni uslovi hemijski proces ne mijenjaju, tada se stanje hemijske ravnoteže može održavati proizvoljno dugo vremena. Promjenom uvjeta reakcije (temperatura, pritisak, koncentracija) može se postići pomeranje ili pomeranje hemijske ravnoteže u traženom pravcu.

Pomicanje ravnoteže udesno dovodi do povećanja koncentracije tvari čije se formule nalaze na desnoj strani jednačine. Pomicanje ravnoteže ulijevo dovest će do povećanja koncentracije tvari čije se formule nalaze na lijevoj strani. U ovom slučaju, sistem će preći u novo stanje ravnoteže, koje karakteriše druge vrijednosti ravnotežnih koncentracija učesnika u reakciji.

Promena hemijske ravnoteže izazvana promenom uslova je u skladu sa pravilom koje je 1884. godine formulisao francuski fizičar A. Le Šatelije (Le Chatelierov princip).

Le Chatelierov princip:ako na sistem u stanju hemijske ravnoteže utiče na bilo koji način, na primer, promenom temperature, pritiska ili koncentracije reagensa, tada će se ravnoteža pomeriti u pravcu reakcije koja slabi efekat .

Utjecaj promjene koncentracije na promjenu kemijske ravnoteže.

Prema Le Chatelierovom principu povećanje koncentracije bilo kojeg od sudionika u reakciji uzrokuje pomak ravnoteže prema reakciji što dovodi do smanjenja koncentracije ove tvari.

Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže pridržava se sljedećih pravila:

S povećanjem koncentracije jedne od polaznih tvari, brzina direktne reakcije se povećava i ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja produkta reakcije i obrnuto;

S povećanjem koncentracije jednog od produkta reakcije, brzina obrnute reakcije se povećava, što dovodi do pomaka u ravnoteži u smjeru stvaranja polaznih tvari i obrnuto.

Na primjer, ako je u ravnotežnom sistemu:

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

povećati koncentraciju SO 2 ili NO 2, tada će se, u skladu sa zakonom djelovanja mase, povećati brzina direktne reakcije. To će pomaknuti ravnotežu udesno, što će uzrokovati potrošnju polaznih materijala i povećanje koncentracije produkta reakcije. Novo stanje ravnoteže uspostaviće se sa novim ravnotežnim koncentracijama početnih supstanci i produkta reakcije. Kada se koncentracija, na primjer, jednog od produkta reakcije smanji, sistem će reagirati na način da poveća koncentraciju proizvoda. Prednost će imati direktna reakcija, što dovodi do povećanja koncentracije produkta reakcije.

Utjecaj promjene tlaka na promjenu kemijske ravnoteže.

Prema Le Chatelierovom principu povećanje pritiska dovodi do pomeranja ravnoteže u pravcu stvaranja manje količine gasovitih čestica, tj. prema manjoj zapremini.

Na primjer, u reverzibilna reakcija:

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

od 2 mol NO 2 nastaju 2 mola NO i 1 mol O 2. Stehiometrijski koeficijenti prije formula gasovitih materija ukazuju da prednja reakcija dovodi do povećanja broja molova gasova, a obrnuta reakcija, naprotiv, smanjuje broj molova gasovite supstance. Ako se na takav sistem izvrši vanjski utjecaj, na primjer, povećanjem pritiska, tada će sistem reagirati na način da oslabi ovaj utjecaj. Tlak se može smanjiti ako se ravnoteža ove reakcije pomakne prema manjem broju molova plinovite tvari, a time i manjem volumenu.

Naprotiv, povećanje pritiska u ovom sistemu povezano je sa pomeranjem ravnoteže udesno – ka razgradnji NO 2, što povećava količinu gasovitih materija.

Ako broj molova gasovitih materija ostane konstantan pre i posle reakcije, tj. zapremina sistema se ne menja u toku reakcije, tada promena pritiska podjednako menja brzinu prednje i reverzne reakcije i ne utiče na stanje hemijske ravnoteže.

Na primjer, u reakciji:

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

ukupno mol gasovitih materija pre i posle reakcije ostaje konstantan i pritisak u sistemu se ne menja. Ravnoteža u ovom sistemu se ne menja sa pritiskom.

Utjecaj promjene temperature na promjenu kemijske ravnoteže.

U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom. Dakle, u reakciji sinteze amonijaka, prednja reakcija je egzotermna, a reverzna reakcija je endotermna.

N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) + Q (-ΔH).

Kada se temperatura promijeni, mijenjaju se brzine i naprijed i nazad reakcije, međutim, promjena u brzinama se ne događa u istoj mjeri. U skladu s Arrheniusovom jednačinom, endotermna reakcija, koju karakterizira velika vrijednost energije aktivacije, u većoj mjeri reagira na promjenu temperature.

Stoga, da bi se procijenio uticaj temperature na smjer pomaka u kemijskoj ravnoteži, potrebno je poznavati toplinski učinak procesa. Može se odrediti eksperimentalno, na primjer, pomoću kalorimetra, ili izračunati na osnovu G. Hessovog zakona. Treba napomenuti da promjena temperature dovodi do promjene vrijednosti konstante hemijske ravnoteže (K p).

Prema Le Chatelierovom principu Povećanje temperature pomera ravnotežu prema endotermnoj reakciji. Kako temperatura pada, ravnoteža se pomiče u smjeru egzotermne reakcije.

Na ovaj način, porast temperature u reakciji sinteze amonijaka dovest će do promjene ravnoteže prema endotermnom reakcije, tj. nalijevo. Prednost se postiže obrnutom reakcijom koja se nastavlja sa apsorpcijom topline.

Ako je sistem u stanju ravnoteže, onda će ostati u njemu sve dok vanjski uvjeti ostanu konstantni. Ako se uslovi promene, sistem će izaći iz ravnoteže - brzina direktnog i obrnutog procesa će se promeniti drugačije - reakcija će se nastaviti. Najviša vrijednost imaju slučajeve neravnoteže zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u ravnotežu, pritisak ili temperaturu.

Razmotrimo svaki od ovih slučajeva.

Neravnoteža zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u reakciju. Neka su vodonik, jodid vodonik i para joda međusobno u ravnoteži na određenoj temperaturi i pritisku. Hajde da unesemo dodatnu količinu vodonika u sistem. Prema zakonu djelovanja mase, povećanje koncentracije vodika povlači za sobom povećanje brzine naprijed reakcije - reakcije sinteze HI, dok se brzina reverzne reakcije neće promijeniti. U smjeru naprijed, reakcija će se sada odvijati brže nego u obrnutom smjeru. Kao rezultat toga, koncentracije vodika i para joda će se smanjiti, što će dovesti do usporavanja reakcije naprijed, a koncentracija HI će se povećati, što će uzrokovati ubrzanje obrnute reakcije. Nakon nekog vremena, brzine reakcije naprijed i nazad će ponovo postati jednake - uspostavit će se nova ravnoteža. Ali u isto vrijeme, koncentracija HI će sada biti veća nego što je bila prije dodavanja, a koncentracija će biti niža.

Proces promjene koncentracija uzrokovan neravnotežom naziva se pomak ili pomak ravnoteže. Ako u ovom slučaju dođe do povećanja koncentracije supstanci na desnoj strani jednadžbe (i, naravno, istovremeno do smanjenja koncentracije supstanci na lijevoj strani), onda kažu da se ravnoteža pomiče na desno, tj. u pravcu toka direktne reakcije; s obrnutom promjenom koncentracija, govore o pomaku ravnoteže ulijevo - u smjeru obrnute reakcije. U ovom primjeru, ravnoteža se pomjerila udesno. Istovremeno, tvar, čije je povećanje koncentracije izazvalo neravnotežu, ušla je u reakciju - njena koncentracija se smanjila.

Dakle, sa povećanjem koncentracije bilo koje supstance koja učestvuje u ravnoteži, ravnoteža se pomera ka potrošnji ove supstance; kada se koncentracija bilo koje od tvari smanji, ravnoteža se pomiče prema stvaranju ove tvari.

Neravnoteža usled promene pritiska (smanjenjem ili povećanjem zapremine sistema). Kada su gasovi uključeni u reakciju, ravnoteža može biti poremećena promenom zapremine sistema.

Razmotrimo učinak pritiska na reakciju između dušikovog monoksida i kisika:

Neka mješavina gasova bude u hemijskoj ravnoteži na određenoj temperaturi i pritisku. Bez promjene temperature povećavamo pritisak tako da se volumen sistema smanji za 2 puta. U prvom trenutku parcijalni pritisci i koncentracije svih gasova će se udvostručiti, ali će se odnos između brzina napredne i reverzne reakcije promeniti – ravnoteža će biti poremećena.

Zaista, prije povećanja tlaka, koncentracije plina imale su ravnotežne vrijednosti, i , a brzine naprijed i obrnuto bile su iste i određene su jednadžbama:

U prvom trenutku nakon kompresije, koncentracije plinova će se udvostručiti u odnosu na njihove početne vrijednosti i bit će jednake , i , respektivno. U ovom slučaju, stope reakcije naprijed i nazad će biti određene jednadžbama:

Dakle, kao rezultat povećanja pritiska, brzina reakcije naprijed porasla je za 8 puta, a obrnuto - samo za 4 puta. Ravnoteža u sistemu će biti poremećena - direktna reakcija će prevladati nad obrnutom. Nakon što brzine postanu jednake, ravnoteža će se ponovo uspostaviti, ali će se količina u sistemu povećati, ravnoteža će se pomeriti udesno.

Lako je uočiti da je nejednaka promjena u brzinama naprijed i nazad reakcija posljedica činjenice da u lijevoj i u desni delovi jednadžba reakcije koja se razmatra, broj molekula plina je različit: jedan molekul kisika i dva molekula dušikovog monoksida (samo tri molekula plinova) pretvaraju se u dva molekula plina - dušikov dioksid. Pritisak gasa je rezultat udara njegovih molekula na zidove posude; ceteris paribus, pritisak gasa je veći, što je više molekula zatvoreno u datoj zapremini gasa. Dakle, reakcija koja se odvija sa povećanjem broja molekula gasa dovodi do povećanja pritiska, a reakcija koja se odvija sa smanjenjem broja molekula gasa dovodi do njegovog smanjenja.

Imajući to u vidu, zaključak o uticaju pritiska na hemijsku ravnotežu može se formulisati na sledeći način:

Sa povećanjem pritiska kompresijom sistema, ravnoteža se pomera ka smanjenju broja molekula gasa, odnosno ka smanjenju pritiska; sa smanjenjem pritiska, ravnoteža se pomera ka povećanju broja molekula gasa, tj. ka porastu pritiska.

U slučaju kada se reakcija odvija bez promjene broja molekula plina, ravnoteža se ne narušava kompresijom ili ekspanzijom sistema. Na primjer, u sistemu

ravnoteža nije narušena promjenom volumena; HI izlaz je nezavisan od pritiska.

Neravnoteža zbog promjene temperature. Ravnoteža velike većine kemijskih reakcija mijenja se s temperaturom. Faktor koji određuje pravac pomeranja ravnoteže je znak toplotnog efekta reakcije. Može se pokazati da se pri porastu temperature ravnoteža pomiče u smjeru endotermne reakcije, a kada se smanjuje, pomiče se u smjeru egzotermne reakcije.

Dakle, sinteza amonijaka je egzotermna reakcija

Stoga se s porastom temperature ravnoteža u sistemu pomiče ulijevo - prema razgradnji amonijaka, jer se ovaj proces odvija uz apsorpciju topline.

Suprotno tome, sinteza dušikovog oksida (II) je endotermna reakcija:

Dakle, kada temperatura poraste, ravnoteža u sistemu se pomera udesno - u pravcu formiranja.

Pravilnosti koje se manifestuju u razmatranim primerima narušavanja hemijske ravnoteže su posebni slučajevi opšteg principa koji određuje uticaj razni faktori na uravnotežene sisteme. Ovaj princip, poznat kao Le Chatelierov princip, može se formulirati na sljedeći način kada se primjenjuje na kemijske ravnoteže:

Ako se na sistem koji je u ravnoteži izvrši bilo kakav utjecaj, onda će se, kao rezultat procesa koji se u njemu odvijaju, ravnoteža pomjeriti u tom smjeru da će se utjecaj smanjiti.

Zaista, kada se jedna od supstanci koje sudjeluju u reakciji uvede u sistem, ravnoteža se pomjera prema potrošnji ove tvari. „Kada pritisak raste, on se pomera tako da se pritisak u sistemu smanjuje; kada temperatura raste, ravnoteža se pomera ka endotermnoj reakciji – temperatura u sistemu opada.

Le Chatelierov princip se odnosi ne samo na hemijske, već i na različite fizičko-hemijske ravnoteže. Pomjeranje ravnoteže pri promjeni uvjeta takvih procesa kao što su ključanje, kristalizacija, otapanje događa se u skladu sa Le Chatelierovim principom.

Hemijska ravnoteža je stanje sistema u kojem obje reakcije - direktna i reverzna - imaju istu brzinu. Šta karakteriše ovaj fenomen i koji faktori utiču na hemijsku ravnotežu?

hemijska ravnoteža. opšte karakteristike

Hemijska ravnoteža se odnosi na stanje hemijski sistem, pri čemu se početna količina tvari u reakciji ne mijenja tokom vremena.

Hemijska ravnoteža se može podijeliti u tri tipa:

• pravi balans- ovo je ravnoteža za koju je karakteristična konstantnost u vremenu, pod uslovom da nema spoljašnjeg uticaja. Ako se vanjski uvjeti mijenjaju, mijenja se i stanje sistema, ali nakon uspostavljanja uslova i stanje postaje isto. Stanje prave ravnoteže može se posmatrati sa dve strane: sa strane produkta reakcije i sa strane polaznih supstanci.
• metastabilna (prividna) ravnoteža- ovo stanje nastaje kada bilo koji od uslova prave ravnoteže nije ispunjen.
• retardirana (lažna) ravnoteža je stanje sistema koje se nepovratno menja kada se spoljni uslovi promene.

Promena ravnoteže u hemijskim reakcijama

Hemijska ravnoteža zavisi od tri parametra: temperature, pritiska, koncentracije supstance. Francuski hemičar Henri Louis Le Chatelier je 1884. godine formulisao princip dinamičke ravnoteže, prema kojem ravnotežni sistem teži da se vrati u stanje ravnoteže pod spoljnim uticajem. Odnosno, s vanjskim utjecajem, ravnoteža će se pomjeriti na način da se taj utjecaj neutralizira.

Rice. 1. Henri Louis Le Chatelier.

Principi koje je formulisao Le Chatelier nazivaju se i principima "pomeranja ravnoteže u hemijskim reakcijama".

Na hemijsku ravnotežu utiču sledeći faktori:

• temperatura. Kako temperatura raste, hemijska ravnoteža se pomera ka apsorpciji reakcije. Ako se temperatura snizi, tada se ravnoteža pomiče u smjeru evolucije reakcije.

Rice. 2. Utjecaj promjene temperature na hemijsku ravnotežu.

Reakcija apsorpcije naziva se endotermna reakcija, a reakcija oslobađanja egzotermna.

• pritisak. Ako se pritisak u kemijskoj reakciji poveća, tada se kemijska ravnoteža pomiče prema najmanjoj zapremini tvari. Ako se pritisak smanji, tada se ravnoteža pomiče u smjeru najveće zapremine tvari. Ovaj princip se odnosi samo na gasove, a ne na čvrste materije.
• koncentracija. Ako se tijekom kemijske reakcije koncentracija jedne od tvari poveća, tada će se ravnoteža pomjeriti prema produktima reakcije, a ako se koncentracija smanji, tada će se ravnoteža pomjeriti prema polaznim tvarima.

Rice. 3. Utjecaj promjene koncentracije na hemijsku ravnotežu.

Katalizator ne spada u faktore koji utiču na pomeranje hemijske ravnoteže.

Šta smo naučili?

U hemijskoj ravnoteži, brzine u svakom paru reakcija su međusobno jednake. Hemijska ravnoteža, proučavana u 9. razredu, može se podijeliti u tri tipa: istinita, metastabilna (prividna), inhibirana (lažna). Po prvi put, termodinamičku teoriju hemijske ravnoteže formulisao je naučnik Le Chatelier. Samo tri faktora utiču na ravnotežu sistema: pritisak, temperatura, koncentracija početne supstance.

Tematski kviz

Report Evaluation

Prosječna ocjena: 4.6. Ukupno primljenih ocjena: 75.

Glavni članak: Le Chatelier-Brown princip

Položaj hemijske ravnoteže zavisi od sledećih parametara reakcije: temperature, pritiska i koncentracije. Uticaj koji ovi faktori imaju na hemijska reakcija, pridržavajte se obrasca koji je izražen u opšti pogled 1885. godine od strane francuskog naučnika Le Chateliera.

Faktori koji utiču na hemijsku ravnotežu:

1) temperatura

Kako temperatura raste, hemijska ravnoteža se pomera prema endotermnoj (apsorpcionoj) reakciji, a kako se smanjuje, prema egzotermnoj (izolovanoj) reakciji.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) pritisak

Kada se pritisak poveća, hemijska ravnoteža se pomera prema manjoj zapremini supstanci, a kada se smanji, prema većoj zapremini. Ovaj princip se odnosi samo na gasove, tj. ako su čvrste materije uključene u reakciju, one se ne uzimaju u obzir.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) koncentracija polaznih supstanci i produkta reakcije

Sa povećanjem koncentracije jedne od polaznih supstanci, hemijska ravnoteža se pomera prema produktima reakcije, a sa povećanjem koncentracije produkta reakcije prema polaznim supstancama.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Katalizatori ne utiču na promenu hemijske ravnoteže!

Osnovne kvantitativne karakteristike hemijske ravnoteže: konstanta hemijske ravnoteže, stepen konverzije, stepen disocijacije, ravnotežni prinos. Objasnite značenje ovih veličina na primjeru specifičnih hemijskih reakcija.

U hemijskoj termodinamici, zakon djelovanja mase povezuje ravnotežne aktivnosti polaznih materijala i produkta reakcije, prema relaciji:

Aktivnost supstanci. Umjesto aktivnosti, mogu se koristiti koncentracija (za reakciju u idealnom rastvoru), parcijalni pritisci (reakcija u mešavini idealnih gasova), fugacitet (reakcija u mešavini stvarnih gasova);

Stehiometrijski koeficijent (za početne supstance se pretpostavlja da je negativan, za proizvode - pozitivan);

Konstanta hemijske ravnoteže. Indeks "a" ovdje znači korištenje vrijednosti aktivnosti u formuli.

Efikasnost reakcije se obično procjenjuje izračunavanjem prinosa produkta reakcije (odjeljak 5.11). Međutim, efikasnost reakcije može se procijeniti i određivanjem koji se dio najvažnije (obično najskuplje) tvari pretvorio u ciljni produkt reakcije, na primjer, koji dio SO 2 se pretvorio u SO 3 tokom proizvodnje sumporne kiseline, odnosno naći stepen konverzije originalna supstanca.

Neka kratka šema tekuće reakcije

Tada je stepen transformacije supstance A u supstancu B (A) određen sljedećom jednačinom

gdje n proreag (A) je količina supstance reagensa A koja je reagovala da nastane proizvod B, i n početna (A) - početna količina supstance reagensa A.

Prirodno, stepen transformacije se može izraziti ne samo u vidu količine supstance, već iu smislu bilo koje količine proporcionalne njoj: broja molekula (jedinica formule), mase, zapremine.

Ako se reaktant A uzme u nedostatku i gubitak proizvoda B se može zanemariti, tada je stupanj konverzije reaktanta A obično jednak prinosu proizvoda B

Izuzetak su reakcije u kojima se polazni materijal očito troši za stvaranje nekoliko proizvoda. Tako, na primjer, u reakciji

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

hlor (reagens) se podjednako pretvara u kalijum hlorid i kalijum hipohlorit. U ovoj reakciji, čak i sa 100% prinosom KClO, stepen konverzije hlora u njega je 50%.

Količina koja vam je poznata - stepen protolize (paragraf 12.4) - je poseban slučaj stepena konverzije:

U okviru TED-a nazivaju se slične količine stepen disocijacije kiseline ili baze (također se nazivaju stepenom protolize). Stepen disocijacije je povezan sa konstantom disocijacije prema Ostwaldovom zakonu razblaženja.

U okviru iste teorije, ravnotežu hidrolize karakteriše stepen hidrolize (h), uz korištenje sljedećih izraza koji se odnose na početnu koncentraciju tvari ( With) i konstante disocijacije slabih kiselina (K HA) i slabih baza koje nastaju tokom hidrolize ( K MZ):

Prvi izraz vrijedi za hidrolizu soli slaba kiselina, druga je sol slabe baze, a treća sol slabe kiseline i slabe baze. Svi ovi izrazi se mogu koristiti samo za razblažene rastvore sa stepenom hidrolize ne većim od 0,05 (5%).

Obično je ravnotežni prinos određen poznatom konstantom ravnoteže, s kojom je u svakom konkretnom slučaju povezan određenim omjerom.

Prinos proizvoda može se promijeniti pomjeranjem ravnoteže reakcije u reverzibilnim procesima, pod utjecajem faktora kao što su temperatura, tlak, koncentracija.

U skladu sa Le Chatelierovim principom, ravnotežni stepen konverzije raste sa povećanjem pritiska u toku jednostavnih reakcija, dok se u drugim slučajevima zapremina reakcione smeše ne menja i prinos proizvoda ne zavisi od pritiska.

Uticaj temperature na ravnotežni prinos, kao i na konstantu ravnoteže, određen je predznakom toplotnog efekta reakcije.

Za potpuniju procjenu reverzibilnih procesa koristi se tzv. prinos od teoretskog (prinos iz ravnoteže), koji je jednak omjeru stvarno dobivenog proizvoda w prema količini koja bi se dobila u ravnotežnom stanju. .

TERMALNA DISOCIJACIJA hemikalija

reakcija reverzibilnog raspadanja tvari uzrokovana povećanjem temperature.

Sa T. d., od jedne supstance nastaje nekoliko (2H2H + OSaO + CO) ili jedna jednostavnija supstanca

Ravnoteža itd. uspostavlja se prema važećem zakonu mase. To

može se okarakterisati ili konstantom ravnoteže ili stepenom disocijacije

(odnos broja raspadnutih molekula i ukupnog broja molekula). AT

u većini slučajeva, T. d. je praćeno apsorpcijom topline (inkrement

entalpija

DN>0); dakle, u skladu sa Le Chatelier-Brown principom

zagrijavanje ga pojačava, određuje se stepen pomaka T. d. sa temperaturom

apsolutna vrijednost DN. Pritisak sprečava T. d. što je jači, to je veći

promjena (povećanje) broja molova (Di) gasovitih materija

stepen disocijacije ne zavisi od pritiska. Ako a čvrste materije ne

formiraju čvrste otopine i nisu u visoko raspršenom stanju,

tada je pritisak T. d. jedinstveno određen temperaturom. Za implementaciju T.

e. čvrste supstance (oksidi, kristalni hidrati, itd.)

važno je znati

temperatura, pri kojoj pritisak disocijacije postaje jednak vanjskom (posebno,

atmosferski pritisak. Pošto se gas koji izlazi može savladati

pritisak okoline, a nakon postizanja te temperature, proces razgradnje

odmah se intenzivira.

Zavisnost stepena disocijacije od temperature: stepen disocijacije raste sa porastom temperature (povećanje temperature dovodi do povećanja kinetičke energije otopljenih čestica, što doprinosi raspadu molekula na ione)

Stepen konverzije polaznih materijala i ravnotežni prinos proizvoda. Metode za njihov proračun na datoj temperaturi. Koji su podaci potrebni za ovo? Dajte shemu za izračunavanje bilo koje od ovih kvantitativnih karakteristika kemijske ravnoteže koristeći proizvoljan primjer.

Stepen konverzije je količina reagensa izreagovanog u odnosu na njegovu početnu količinu. Za najjednostavnija reakcija, gdje je koncentracija na ulazu u reaktor ili na početku šaržnog procesa, je koncentracija na izlazu iz reaktora ili trenutni trenutak šaržnog procesa. Za proizvoljnu reakciju, npr. , u skladu sa definicijom, formula za proračun je ista: . Ako u reakciji postoji nekoliko reagensa, tada se stupanj konverzije može izračunati za svaki od njih, na primjer, za reakciju Ovisnost stepena konverzije o vremenu reakcije određena je promjenom koncentracije reagensa s vremenom. U početnom trenutku vremena, kada se ništa nije promijenilo, stepen transformacije je jednak nuli. Zatim, kako se reagens pretvara, stepen konverzije se povećava. Za ireverzibilnu reakciju, kada ništa ne sprečava da se reagens potpuno potroši, njegova vrijednost teži (slika 1) na jedinici (100%). Slika 1. Što je veća brzina potrošnje reagensa, određena vrijednošću konstante brzine, stepen konverzije se brže povećava, što je prikazano na slici. Ako je reakcija reverzibilna, onda kada reakcija teži ravnoteži, stupanj konverzije teži ravnotežnoj vrijednosti, čija vrijednost ovisi o omjeru konstanti brzine prednje i reverzne reakcije (od konstante ravnoteže) (sl. 2). Slika 2. Prinos ciljnog proizvoda Prinos proizvoda je stvarno dobijena količina ciljanog proizvoda, u odnosu na količinu ovog proizvoda koja bi se dobila da je cijeli reagens prešao u ovaj proizvod (do najveće moguće količine rezultirajući proizvod). Ili (putem reagensa): količina reagensa koja je stvarno pretvorena u ciljni proizvod, podijeljena s početnom količinom reagensa. Za najjednostavniju reakciju, prinos je , a imajući na umu da je za ovu reakciju, , tj. za najjednostavniju reakciju, prinos i stepen konverzije su jedna te ista veličina. Ako se transformacija odvija s promjenom količine tvari, na primjer, tada, u skladu s definicijom, stehiometrijski koeficijent mora biti uključen u izračunati izraz. U skladu s prvom definicijom, zamišljena količina proizvoda dobivena iz cijele početne količine reagensa bit će za ovu reakciju upola manja od početne količine reagensa, tj. , i formula za izračunavanje . U skladu sa drugom definicijom, količina reagensa koja se stvarno pretvara u ciljni proizvod biće dvostruko veća od količine ovog proizvoda koji se formira, tj. , zatim formula za izračunavanje . Naravno, oba izraza su ista. Za složeniju reakciju, proračunske formule se pišu na potpuno isti način u skladu sa definicijom, ali u ovom slučaju prinos više nije jednak stepenu konverzije. Na primjer, za reakciju . Ako u reakciji postoji više reagensa, prinos se može izračunati za svaki od njih; ako, osim toga, postoji nekoliko ciljnih proizvoda, tada se prinos može izračunati za bilo koji ciljni proizvod za bilo koji reagens. Kao što se vidi iz strukture proračunske formule (imenik sadrži konstantnu vrijednost), ovisnost prinosa od vremena reakcije određena je vremenskom ovisnošću koncentracije ciljnog proizvoda. Tako, na primjer, za reakciju ova zavisnost izgleda kao na sl.3. Fig.3

Stepen konverzije kao kvantitativna karakteristika hemijske ravnoteže. Kako će povećanje ukupnog pritiska i temperature uticati na stepen konverzije reagensa ... u reakciji u gasnoj fazi: ( s obzirom na jednačinu)? Dajte obrazloženje za odgovor i odgovarajuće matematičke izraze.