Stanje ravnoteže za reverzibilnu reakciju može trajati neodređeno dugo (bez vanjske intervencije). Ali ako se na takav sustav primijeni vanjski utjecaj (da se promijeni temperatura, tlak ili koncentracija konačnih ili početnih tvari), tada će se stanje ravnoteže poremetiti. Brzina jedne od reakcija postat će veća od brzine druge. Tijekom vremena sustav će opet poprimiti ravnotežno stanje, ali će se nove ravnotežne koncentracije početne i konačne tvari razlikovati od početnih. U ovom slučaju se govori o pomaku kemijske ravnoteže u jednom ili drugom smjeru.

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

Kada se ravnoteža pomakne udesno, ravnotežne koncentracije polaznih tvari se smanjuju, a ravnotežne koncentracije konačnih tvari rastu u usporedbi s početnim ravnotežnim koncentracijama. Sukladno tome, povećava se i prinos produkata reakcije.

Pomicanje kemijske ravnoteže ulijevo uzrokuje povećanje ravnotežnih koncentracija početnih tvari i smanjenje ravnotežnih koncentracija konačnih produkata, čiji će se prinos u tom slučaju smanjiti.

Smjer pomaka kemijske ravnoteže određuje se korištenjem Le Chatelierova načela: „Ako se vanjski učinak izvrši na sustav koji je u stanju kemijske ravnoteže (promjena temperature, tlaka, koncentracije jedne ili više tvari koje sudjeluju u reakciji) ), onda će to dovesti do povećanja brzine te reakcije čiji će tok kompenzirati (smanjiti) udar.

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

S porastom temperature (tj. kada se sustav zagrijava) ravnoteža se pomiče prema pojavi endotermne reakcije, a kada se ona smanji (tj. kada se sustav hladi) pomiče se prema pojavi egzotermne reakcije. (Ako je prednja reakcija egzotermna, tada će obrnuta reakcija nužno biti endotermna, i obrnuto).

Treba naglasiti da porast temperature u pravilu povećava brzinu i prednje i obrnute reakcije, ali se brzina endotermne reakcije povećava u većoj mjeri od brzine egzotermne reakcije. Sukladno tome, kada se sustav hladi, brzina prednje i obrnute reakcije se smanjuje, ali također ne u istoj mjeri: za egzotermnu reakciju ona je puno manja nego za endotermnu.

Promjena tlaka utječe na promjenu kemijske ravnoteže samo ako su ispunjena dva uvjeta:

potrebno je da barem jedna od tvari koje sudjeluju u reakciji bude u plinovitom stanju, npr.

CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - promjena tlaka utječe na pomicanje 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 utječe na pomak kemijske ravnoteže, jer nijedna od početnih ili krajnjih tvari nije u plinovitom stanju;

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

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - promjena tlaka utječe na pomak ravnoteže

I 2 (g) + N 2 (g) 2NI (g) - promjena tlaka ne utječe na pomak ravnoteže

Kada su ta dva uvjeta zadovoljena, povećanje tlaka dovodi do pomaka ravnoteže prema reakciji čijim se tijekom smanjuje broj molekula plina u sustavu. U našem primjeru (katalitičko izgaranje SO 2), to će biti izravna reakcija.

Smanjenje tlaka, naprotiv, pomiče ravnotežu u smjeru reakcije koja se odvija stvaranjem više molekule plina. U našem primjeru, to će biti obrnuta reakcija.

Povećanje tlaka uzrokuje smanjenje volumena sustava, a time i povećanje molarne koncentracije plinovitih tvari. Kao rezultat toga, brzina naprijed i obratnih reakcija raste, ali ne u istoj mjeri. Snižavanje istog tlaka na sličan način dovodi do smanjenja brzine naprijed i obrnute reakcije. Ali u isto vrijeme, brzina reakcije, prema kojoj se pomiče ravnoteža, smanjuje se u manjoj mjeri.

Katalizator ne utječe na pomak ravnoteže jer podjednako ubrzava (ili usporava) i reakcije naprijed i natrag. U njegovoj prisutnosti samo se brže (ili sporije) uspostavlja kemijska ravnoteža.

Ako na sustav djeluje više čimbenika istovremeno, tada svaki od njih djeluje neovisno o drugima. Na primjer, u sintezi amonijaka

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

reakcija se provodi uz zagrijavanje iu prisutnosti katalizatora kako bi se povećala njezina brzina.Ali u isto vrijeme, učinak temperature dovodi do činjenice da je ravnoteža reakcije pomaknuta ulijevo, prema obrnutoj endotermnoj reakciji. To uzrokuje smanjenje proizvodnje NH 3 . Kako bi se kompenzirao ovaj nepoželjni učinak temperature i povećao prinos amonijaka, istovremeno se povećava tlak u sustavu, što pomiče reakcijsku ravnotežu udesno, tj. prema stvaranju manjeg broja molekula plina.

Pritom se empirijski odabiru najoptimalniji uvjeti za reakciju (temperatura, tlak) pod kojima bi se odvijala dovoljno velikom brzinom i davala ekonomski prihvatljiv prinos konačnog produkta.

Le Chatelierovo načelo se na sličan način koristi u kemijskoj industriji u proizvodnji veliki broj razne tvari od velike važnosti za nacionalno gospodarstvo.

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

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

Ljudsko tijelo, kao i svaki živi sustav, neprestano izmjenjuje različite tvari s okolinom: konzumira hranu i oslobađa proizvode njihove oksidacije i raspadanja. Stoga se tijelo karakterizira stabilno stanje, definiran kao postojanost njegovih parametara pri konstantnoj brzini izmjene tvari i energije s okolinom. U prvoj aproksimaciji stacionarno stanje možemo promatrati kao niz ravnotežnih stanja međusobno povezanih procesima relaksacije. U stanju ravnoteže, koncentracije tvari 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 sustava, do nove termodinamičke ravnoteže. Sustav se vraća u prvobitno stanje. Tako se održava relativna dinamička postojanost sastava i svojstava unutarnjeg okruženja tijela, što određuje stabilnost njegovih fizioloških funkcija. Ovo svojstvo živog sustava naziva se drugačije homeostaza.

Tijekom života organizma u stacionarnom stanju, za razliku od zatvorenog ravnotežnog sustava, dolazi do povećanja entropije. No, uz to se istodobno odvija i obrnuti proces - smanjenje entropije zbog potrošnje hranjivih tvari niske entropijske vrijednosti iz okoliša (primjerice, visokomolekularni spojevi - 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 sustavu postoje lokalna područja koja su u stanju ravnoteže. U klasičnoj termodinamici ravnoteža se odnosi na cijeli sustav, au neravnoteži samo na njegove pojedine dijelove.

Utvrđeno je da entropija u takvim sustavima raste u razdoblju embriogeneze, tijekom procesa regeneracije i rasta malignih neoplazmi.

Ako a vanjski uvjeti kemijski proces ne mijenjaju, tada se stanje kemijske ravnoteže može održavati proizvoljno dugo. Promjenom uvjeta reakcije (temperatura, tlak, koncentracija) može se postići pomak ili pomak kemijske ravnoteže u traženom smjeru.

Pomak ravnoteže udesno dovodi do povećanja koncentracije tvari čije su formule na desnoj strani jednadžbe. Pomicanje ravnoteže ulijevo dovest će do povećanja koncentracije tvari čije su formule s lijeve strane. U tom će slučaju sustav prijeći u novo stanje ravnoteže, koje karakterizira druge vrijednosti ravnotežnih koncentracija sudionika u reakciji.

Pomak u kemijskoj ravnoteži uzrokovan promjenom uvjeta pokorava se pravilu koje je 1884. formulirao francuski fizičar A. Le Chatelier (Le Chatelierov princip).

Le Chatelierov princip:ako se na sustav u stanju kemijske ravnoteže utječe na bilo koji način, primjerice promjenom temperature, tlaka ili koncentracije reagensa, tada će se ravnoteža pomaknuti u smjeru reakcije koja slabi učinak .

Utjecaj promjene koncentracije na pomak kemijske ravnoteže.

Prema Le Chatelierovu 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 slijedi sljedeća pravila:

S porastom koncentracije jedne od polaznih tvari, brzina izravne reakcije raste i ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja produkata reakcije i obrnuto;

S povećanjem koncentracije jednog od produkata reakcije povećava se brzina reverzne reakcije, što dovodi do pomaka ravnoteže u smjeru stvaranja polaznih tvari i obrnuto.

Na primjer, ako je u ravnotežnom sustavu:

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

povećati koncentraciju SO 2 ili NO 2, tada će se, sukladno zakonu djelovanja mase, povećati brzina izravne reakcije. To će pomaknuti ravnotežu udesno, što će uzrokovati utrošak polaznih materijala i povećanje koncentracije produkata reakcije. Novo stanje ravnoteže uspostavit će se s novim ravnotežnim koncentracijama početnih tvari i produkata reakcije. Kada se koncentracija npr. jednog od produkata reakcije smanji, sustav će reagirati na način da se poveća koncentracija produkta. Prednost će imati izravna reakcija, što dovodi do povećanja koncentracije produkata reakcije.

Utjecaj promjene tlaka na pomak kemijske ravnoteže.

Prema Le Chatelierovu principu povećanje tlaka dovodi do pomaka ravnoteže prema stvaranju manje količine plinovitih čestica, tj. prema manjem volumenu.

Na primjer, u reverzibilna reakcija:

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

od 2 mola NO 2 nastaju 2 mola NO i 1 mol O 2 . Stehiometrijski koeficijenti prije formula plinovite tvari pokazuju da prednja reakcija dovodi do povećanja broja molova plinova, a obrnuta reakcija, naprotiv, smanjuje broj molova plinovite tvari. Ako se na takav sustav izvrši vanjski utjecaj, na primjer povećanjem tlaka, tada će sustav reagirati na način da oslabi taj utjecaj. Tlak se može smanjiti ako se ravnoteža te reakcije pomakne prema manjem broju molova plinovite tvari, a time i prema manjem volumenu.

Naprotiv, povećanje tlaka u ovom sustavu povezano je s pomakom ravnoteže udesno - prema razgradnji NO 2, što povećava količinu plinovite tvari.

Ako broj molova plinovitih tvari ostane konstantan prije i poslije reakcije, tj. volumen sustava se ne mijenja tijekom reakcije, tada promjena tlaka jednako mijenja brzine prednje i obrnute reakcije i ne utječe na stanje kemijske ravnoteže.

Na primjer, u reakciji:

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

ukupno mol plinovitih tvari prije i poslije reakcije ostaje konstantan, a tlak u sustavu se ne mijenja. Ravnoteža u ovom sustavu ne mijenja se s tlakom.

Utjecaj promjene temperature na pomak 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 obrnuta reakcija je endotermna.

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-ΔH).

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

Stoga je za procjenu utjecaja temperature na smjer pomaka kemijske ravnoteže potrebno poznavati toplinski učinak procesa. Može se odrediti eksperimentalno, na primjer, pomoću kalorimetra, ili izračunati na temelju zakona G. Hessa. Treba napomenuti da promjena temperature dovodi do promjene vrijednosti konstante kemijske ravnoteže (K p).

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

Na ovaj način, porast temperature u reakciji sinteze amonijaka dovest će do pomaka u ravnoteži prema endotermnom reakcije, tj. nalijevo. Prednost se postiže obrnutom reakcijom koja se odvija uz apsorpciju topline.

Ako je sustav u stanju ravnoteže, tada će u njemu ostati sve dok su vanjski uvjeti konstantni. Ako se uvjeti promijene, tada će sustav izaći iz ravnoteže - brzine izravnih i obrnutih procesa će se promijeniti drugačije - reakcija će se nastaviti. Najveća vrijednost imati slučajeve neravnoteže zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u ravnotežu, tlak ili temperaturu.

Razmotrimo svaki od ovih slučajeva.

Neravnoteža zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u reakciju. Neka su vodik, jodovodik i pare joda u međusobnoj ravnoteži pri određenoj temperaturi i tlaku. U sustav uvedimo dodatnu količinu vodika. Prema zakonu djelovanja mase, povećanje koncentracije vodika za posljedicu ima povećanje brzine prednje reakcije - sinteze HI, dok se brzina obrnute reakcije neće promijeniti. U smjeru naprijed, reakcija će sada teći brže nego u obrnutom smjeru. Uslijed toga smanjit će se koncentracije vodika i jodne pare, što će usporiti prednju reakciju, dok će se povećati koncentracija HI, što će ubrzati obrnutu reakciju. Nakon nekog vremena brzine prednje i obrnute reakcije ponovno će se izjednačiti – uspostavit će se nova ravnoteža. Ali u isto vrijeme, koncentracija HI sada će 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 tom slučaju dođe do porasta koncentracija tvari na desnoj strani jednadžbe (i, naravno, istodobno do smanjenja koncentracija tvari na lijevoj), tada kažu da se ravnoteža pomiče na desno, tj. u smjeru toka izravne reakcije; s obrnutom promjenom koncentracija govore o pomaku ravnoteže ulijevo - u smjeru obrnute reakcije. U ovom primjeru, ravnoteža je pomaknuta udesno. Istodobno je tvar, čije je povećanje koncentracije uzrokovalo neravnotežu, ušla u reakciju - njezina koncentracija se smanjila.

Dakle, s povećanjem koncentracije bilo koje od tvari koje sudjeluju u ravnoteži, ravnoteža se pomiče prema potrošnji te tvari; kada se koncentracija bilo koje od tvari smanji, ravnoteža se pomiče prema stvaranju te tvari.

Neravnoteža zbog promjene tlaka (smanjenjem ili povećanjem volumena sustava). Kada u reakciji sudjeluju plinovi, ravnoteža se može poremetiti promjenom volumena sustava.

Razmotrite učinak tlaka na reakciju između dušikovog monoksida i kisika:

Neka smjesa plinova , i bude u kemijskoj ravnoteži pri određenoj temperaturi i tlaku. Ne mijenjajući temperaturu, povećavamo tlak tako da se volumen sustava smanjuje za 2 puta. U prvom trenutku parcijalni pritisci i koncentracije svih plinova će se udvostručiti, ali će se promijeniti omjer između brzina prednje i obrnute reakcije – ravnoteža će biti poremećena.

Doista, prije povećanja tlaka, koncentracije plina imale su ravnotežne vrijednosti i , a brzine reakcije naprijed i obrata bile su iste i određene su jednadžbama:

U prvom trenutku nakon kompresije koncentracije plinova će se udvostručiti u odnosu na početne vrijednosti i bit će jednake , odnosno . U ovom slučaju, brzine naprijed i obrnute reakcije bit će određene jednadžbama:

Dakle, kao rezultat povećanja tlaka, brzina reakcije naprijed porasla je 8 puta, a obrnuto - samo 4 puta. Ravnoteža u sustavu bit će poremećena – izravna reakcija će prevladati nad obrnutom. Nakon što se brzine izjednače, ravnoteža će se ponovno uspostaviti, ali će se količina u sustavu povećati, ravnoteža će se pomaknuti udesno.

Lako je vidjeti da je nejednaka promjena u brzinama naprijed i natrag reakcija posljedica činjenice da su u lijevom i u desni dijelovi jednadžba reakcije koja se razmatra razlikuje se u broju molekula plina: jedna molekula kisika i dvije molekule dušikovog monoksida (samo tri molekule plinova) pretvaraju se u dvije molekule plina - dušikov dioksid. Tlak plina rezultat je udara njegovih molekula o stijenke posude; ceteris paribus, tlak plina je to veći što je više molekula sadržano u određenom volumenu plina. Dakle, reakcija koja se odvija povećanjem broja molekula plina dovodi do povećanja tlaka, a reakcija koja se odvija smanjenjem broja molekula plina dovodi do njegova smanjenja.

Imajući to na umu, zaključak o učinku pritiska na kemijsku ravnotežu može se formulirati na sljedeći način:

S povećanjem tlaka sabijanjem sustava ravnoteža se pomiče prema smanjenju broja molekula plina, odnosno prema smanjenju tlaka; s smanjenjem tlaka ravnoteža se pomiče prema povećanju broja molekula plina, tj. prema porastu tlaka.

U slučaju kada reakcija teče bez promjene broja molekula plina, ravnoteža nije poremećena kompresijom ili ekspanzijom sustava. Na primjer, u sustavu

ravnoteža nije poremećena promjenom volumena; HI izlaz ne ovisi o tlaku.

Neravnoteža zbog promjene temperature. Ravnoteža velike većine kemijskih reakcija mijenja se s temperaturom. Faktor koji određuje smjer pomaka ravnoteže je predznak toplinskog učinka reakcije. Može se pokazati da se s porastom temperature ravnoteža pomiče u smjeru endotermne reakcije, a sniženjem u smjeru egzotermne reakcije.

Dakle, sinteza amonijaka je egzotermna reakcija

Stoga se s povećanjem temperature ravnoteža u sustavu pomiče ulijevo - prema razgradnji amonijaka, budući da se taj proces odvija uz apsorpciju topline.

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

Stoga se pri porastu temperature ravnoteža u sustavu pomiče udesno – u smjeru nastanka.

Zakonitosti koje se očituju u razmatranim primjerima narušavanja kemijske ravnoteže posebni su slučajevi općeg principa koji određuje utjecaj razni faktori na uravnotežene sustave. Ovaj princip, poznat kao Le Chatelierov princip, može se formulirati na sljedeći način kada se primijeni na kemijske ravnoteže:

Ako se na sustav u ravnoteži izvrši bilo kakav utjecaj, tada će se kao rezultat procesa koji se u njemu odvijaju ravnoteža pomaknuti u takvom smjeru da će se utjecaj smanjiti.

Doista, kada se jedna od tvari koje sudjeluju u reakciji uvede u sustav, ravnoteža se pomiče prema potrošnji te tvari. „Kad tlak raste, on se pomiče tako da se tlak u sustavu smanjuje; kada temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji – temperatura u sustavu pada.

Le Chatelierovo načelo vrijedi ne samo za kemijske, već i za različite fizikalno-kemijske ravnoteže. Pomak ravnoteže pri promjeni uvjeta takvih procesa kao što su vrenje, kristalizacija, otapanje događa se u skladu s Le Chatelierovim načelom.

Kemijska ravnoteža je stanje sustava u kojem obje reakcije - izravna i obrnuta - imaju istu brzinu. Što karakterizira ovaj fenomen i koji čimbenici utječu na kemijsku ravnotežu?

kemijska ravnoteža. opće karakteristike

Kemijska ravnoteža odnosi se na stanje kemijski sustav, pri kojoj se početna količina tvari u reakciji ne mijenja tijekom vremena.

Kemijska ravnoteža može se podijeliti u tri vrste:

• prava ravnoteža- to je ravnoteža za koju je karakteristična postojanost u vremenu, pod uvjetom da nema vanjskog utjecaja. Promjenom vanjskih uvjeta mijenja se i stanje sustava, ali nakon ponovnog uspostavljanja uvjeta i stanje postaje isto. Stanje prave ravnoteže može se promatrati s dvije strane: sa strane produkata reakcije i sa strane polaznih materijala.
• metastabilna (prividna) ravnoteža- ovo stanje nastaje kada nije ispunjen bilo koji od uvjeta prave ravnoteže.
• retardirana (lažna) ravnoteža je stanje sustava koje se nepovratno mijenja kada se promijene vanjski uvjeti.

Pomak ravnoteže u kemijskim reakcijama

Kemijska ravnoteža ovisi o tri parametra: temperaturi, tlaku, koncentraciji tvari. Francuski kemičar Henri Louis Le Chatelier 1884. formulirao je princip dinamičke ravnoteže, prema kojem se ravnotežni sustav pod vanjskim utjecajem nastoji vratiti u stanje ravnoteže. To jest, s vanjskim utjecajem, ravnoteža će se pomaknuti na takav način da se taj utjecaj neutralizira.

Riža. 1. Henri Louis Le Chatelier.

Načela koja je formulirao Le Chatelier nazivaju se i načelima "pomicanja ravnoteže u kemijskim reakcijama".

Sljedeći čimbenici utječu na kemijsku ravnotežu:

• temperatura. Kako temperatura raste, kemijska ravnoteža se pomiče prema apsorpciji reakcije. Ako se temperatura snizi, tada se ravnoteža pomiče u smjeru odvijanja reakcije.

Riža. 2. Utjecaj promjene temperature na kemijsku ravnotežu.

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

• pritisak. Ako se tlak u kemijskoj reakciji povećava, tada se kemijska ravnoteža pomiče prema najmanjem volumenu tvari. Ako se tlak smanji, tada se ravnoteža pomiče u smjeru najvećeg volumena tvari. Ovo načelo vrijedi samo za plinove, a ne za čvrste tvari.
• koncentracija. Ako se tijekom kemijske reakcije poveća koncentracija jedne od tvari, tada će se ravnoteža pomaknuti prema produktima reakcije, a ako se koncentracija smanji, tada će se ravnoteža pomaknuti prema polaznim tvarima.

Riža. 3. Utjecaj promjene koncentracije na kemijsku ravnotežu.

Katalizator ne spada u faktore koji utječu na pomak kemijske ravnoteže.

Što smo naučili?

U kemijskoj ravnoteži, brzine u svakom paru reakcija su međusobno jednake. Kemijska ravnoteža, proučavana u 9. razredu, može se podijeliti u tri vrste: istinita, metastabilna (prividna), inhibirana (lažna). Po prvi put je termodinamičku teoriju kemijske ravnoteže formulirao znanstvenik Le Chatelier. Samo tri faktora utječu na ravnotežu sustava: tlak, temperatura, koncentracija početne tvari.

Tematski kviz

Evaluacija izvješća

Prosječna ocjena: 4.6. Ukupno primljenih ocjena: 75.

Glavni članak: Le Chatelier-Brownov princip

Položaj kemijske ravnoteže ovisi o sljedećim parametrima reakcije: temperaturi, tlaku i koncentraciji. Utjecaj koji ti čimbenici imaju na kemijska reakcija, pridržavajte se obrasca koji je izražen u opći pogled 1885. francuski znanstvenik Le Chatelier.

Čimbenici koji utječu na kemijsku ravnotežu:

1) temperatura

S porastom temperature kemijska ravnoteža se pomiče prema endotermnoj (apsorpcijskoj) reakciji, a snižavanjem prema egzotermnoj (izolacijskoj) reakciji.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) pritisak

Kad se tlak poveća, kemijska se ravnoteža pomiče prema manjem volumenu tvari, a kad se on smanji prema većem volumenu. Ovo načelo vrijedi samo za plinove, tj. ako su krute tvari uključene u reakciju, one se ne uzimaju u obzir.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) koncentracija polaznih tvari i produkata reakcije

S porastom koncentracije jedne od polaznih tvari kemijska se ravnoteža pomiče prema produktima reakcije, a s porastom koncentracije produkata reakcije prema polaznim tvarima.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalizatori ne utječu na pomak kemijske ravnoteže!

Osnovne kvantitativne karakteristike kemijske ravnoteže: konstanta kemijske ravnoteže, stupanj pretvorbe, stupanj disocijacije, ravnotežno iskorištenje. Objasnite značenje ovih veličina na primjeru pojedinih kemijskih reakcija.

U kemijskoj termodinamici, zakon djelovanja mase povezuje ravnotežne aktivnosti početnih tvari i produkata reakcije, prema odnosu:

Djelovanje tvari. Umjesto aktivnosti mogu se koristiti koncentracija (za reakciju u idealnoj otopini), parcijalni tlakovi (reakcija u smjesi idealnih plinova), fugitivnost (reakcija u smjesi realnih plinova);

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

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

Učinkovitost reakcije obično se procjenjuje izračunavanjem prinosa produkta reakcije (odjeljak 5.11). Međutim, učinkovitost reakcije može se procijeniti i utvrđivanjem koji se dio najvažnije (obično najskuplje) tvari pretvorio u ciljni produkt reakcije, na primjer, koji se dio SO 2 pretvorio u SO 3 tijekom proizvodnje sumporne kiseline, odnosno nađi stupanj pretvorbe izvorna tvar.

Neka kratka shema reakcije koja je u tijeku

Tada je stupanj transformacije tvari A u tvar B (A) određen sljedećom jednadžbom

gdje n proreag (A) je količina tvari reagensa A koja je reagirala u produkt B, i n početna (A) - početna količina tvari reagensa A.

Naravno, stupanj pretvorbe može se izraziti ne samo u smislu količine tvari, već iu smislu bilo koje količine koja je proporcionalna njoj: broj molekula (jedinica formule), masa, volumen.

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

Izuzetak su reakcije u kojima se početni materijal očito troši u nekoliko produkata. Tako npr. u reakciji

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

klor (reagens) jednako se pretvara u kalijev klorid i kalijev hipoklorit. U ovoj reakciji, čak i uz 100% iskorištenje KClO, stupanj pretvorbe klora u njega je 50%.

Vama poznata količina - stupanj protolize (paragraf 12.4) - poseban je slučaj stupnja pretvorbe:

U okviru TED-a slične količine se nazivaju stupanj disocijacije kiseline ili baze (također se označava kao stupanj protolize). Stupanj disocijacije povezan je s konstantom disocijacije prema Ostwaldovom zakonu razrjeđenja.

U okviru iste teorije karakterizira se ravnoteža hidrolize stupanj hidrolize (h), koristeći sljedeće izraze koji ga povezuju s početnom koncentracijom tvari ( S) i konstante disocijacije slabih kiselina (K HA) i slabih baza nastalih tijekom hidrolize ( K Ministarstvo zdravlja):

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

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

Prinos produkta može se promijeniti pomicanjem ravnoteže reakcije u reverzibilnim procesima, utjecajem faktora kao što su temperatura, tlak, koncentracija.

U skladu s Le Chatelierovim načelom, ravnotežni stupanj pretvorbe raste s povećanjem tlaka tijekom jednostavnih reakcija, dok se u drugim slučajevima volumen reakcijske smjese ne mijenja i prinos produkta ne ovisi o tlaku.

Utjecaj temperature na ravnotežni prinos, kao i na konstantu ravnoteže, određen je predznakom toplinskog učinka reakcije.

Za potpuniju ocjenu reverzibilnih procesa koristi se tzv. prinos iz teorijskog (prinos iz ravnoteže) koji je jednak omjeru stvarno dobivenog produkta w prema količini koja bi se dobila u ravnotežnom stanju .

TOPLINSKA DISOCIJACIJA kemijska

reakcija reverzibilne razgradnje tvari uzrokovana porastom temperature.

Kod T. d. iz jedne tvari nastaje više (2H2H + OSaO + CO) ili jedna jednostavnija tvar.

Ravnoteža itd. uspostavlja se prema važećem zakonu mase. To

može se karakterizirati ili konstantom ravnoteže ili stupnjem disocijacije

(omjer broja raspadnutih molekula prema ukupnom broju molekula). NA

u većini slučajeva T. d. prati apsorpcija topline (inkrement

entalpija

DN>0); dakle u skladu s Le Chatelier-Brownovim načelom

zagrijavanjem se pojačava, određuje se stupanj pomaka T. d. s temperaturom

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

promjena (povećanje) broja molova (Di) plinovitih tvari

stupanj disocijacije ne ovisi o tlaku. Ako a čvrste tvari ne

tvore čvrste otopine i nisu u visoko dispergiranom stanju,

tada je tlak T. d. jednoznačno određen temperaturom. Za implementaciju T.

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

važno je znati

temperatura, pri kojoj tlak disocijacije postaje jednak vanjskom (osobito,

atmosferski pritisak. Budući da plin koji izlazi može nadvladati

tlaka okoline, a nakon postizanja te temperature, proces razgradnje

odmah se pojačava.

Ovisnost stupnja disocijacije o temperaturi: stupanj disocijacije raste s porastom temperature (povećanje temperature dovodi do povećanja kinetičke energije otopljenih čestica, što doprinosi raspadu molekula na ione)

Stupanj pretvorbe polaznih materijala i ravnotežni prinos produkta. Metode za njihov proračun pri zadanoj temperaturi. Koji su podaci potrebni za to? Navedite shemu za izračun bilo koje od ovih kvantitativnih karakteristika kemijske ravnoteže koristeći proizvoljan primjer.

Stupanj pretvorbe je količina izreagiranog reagensa 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 s definicijom, formula za izračun je ista: . Ako postoji nekoliko reagensa u reakciji, tada se stupanj pretvorbe može izračunati za svaki od njih, na primjer, za reakciju Ovisnost stupnja pretvorbe o vremenu reakcije određena je promjenom koncentracije reagensa s vremenom. U početnom trenutku vremena, kada se ništa nije promijenilo, stupanj transformacije je jednak nuli. Zatim, kako se reagens pretvara, stupanj konverzije raste. Za nepovratnu reakciju, kada ništa ne sprječava da se reagens potpuno potroši, njegova vrijednost teži (slika 1) jedinici (100%). Slika 1. Što je veća stopa potrošnje reagensa, određena vrijednošću konstante brzine, to se stupanj pretvorbe brže povećava, što je prikazano na slici. Ako je reakcija reverzibilna, tada kada reakcija teži ravnoteži, stupanj pretvorbe teži ravnotežnoj vrijednosti, čija vrijednost ovisi o omjeru konstanti brzine prednje i obrnute reakcije (o konstanti ravnoteže) (Sl. 2). Slika 2 Prinos ciljnog produkta Prinos proizvoda je stvarno dobivena količina ciljnog produkta, u odnosu na količinu ovog proizvoda koja bi se dobila da je cijeli reagens prešao u ovaj proizvod (do najveće moguće količine dobiveni proizvod). Ili (preko reagensa): količina reagensa stvarno pretvorena u ciljni proizvod, podijeljena s početnom količinom reagensa. Za najjednostavniju reakciju, iskorištenje je, a imajući na umu da za ovu reakciju, , tj. za najjednostavniju reakciju, iskorištenje i stupanj pretvorbe 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 produkta dobivena iz cijele početne količine reagensa bit će za ovu reakciju upola manja od početne količine reagensa, tj. , te formula za izračun. U skladu s drugom definicijom, količina reagensa stvarno pretvorena u ciljni produkt bit će dvostruko veća od količine tog stvorenog produkta, tj. , zatim formula za izračun . Naravno, oba izraza su ista. Za složeniju reakciju, formule za izračun su napisane na potpuno isti način u skladu s definicijom, ali u ovom slučaju prinos više nije jednak stupnju pretvorbe. Na primjer, za reakciju . Ako postoji nekoliko reagensa u reakciji, prinos se može izračunati za svaki od njih; ako, osim toga, postoji nekoliko ciljnih produkata, tada se može izračunati prinos za bilo koji ciljni produkt za bilo koji reagens. Kao što je vidljivo iz strukture formule za izračun (u nazivniku je konstantna vrijednost), ovisnost prinosa o vremenu reakcije određena je vremenskom ovisnošću koncentracije ciljnog produkta. Tako, na primjer, za reakciju ova ovisnost izgleda kao na sl.3. sl.3

Stupanj pretvorbe kao kvantitativna karakteristika kemijske ravnoteže. Kako će porast ukupnog tlaka i temperature utjecati na stupanj pretvorbe reagensa ... u reakciji u plinovitoj fazi: ( s obzirom na jednadžbu)? Obrazloženje odgovora i odgovarajućih matematičkih izraza.