Rovnovážny stav pre reverzibilnú reakciu môže trvať neobmedzene dlho (bez vonkajšieho zásahu). Ak sa však na takýto systém aplikuje vonkajší vplyv (na zmenu teploty, tlaku alebo koncentrácie konečných alebo počiatočných látok), potom sa rovnovážny stav naruší. Rýchlosť jednej z reakcií bude vyššia ako rýchlosť druhej. V priebehu času systém opäť zaujme rovnovážny stav, ale nové rovnovážne koncentrácie počiatočných a konečných látok sa budú líšiť od počiatočných. V tomto prípade sa hovorí o posune chemickej rovnováhy jedným alebo druhým smerom.
Ak je v dôsledku vonkajšieho vplyvu rýchlosť priamej reakcie väčšia ako rýchlosť spätnej reakcie, znamená to, že chemická rovnováha sa posunula doprava. Ak sa naopak rýchlosť reverznej reakcie zvýši, znamená to, že chemická rovnováha sa posunula doľava.
Pri posunutí rovnováhy doprava sa rovnovážne koncentrácie východiskových látok znižujú a rovnovážne koncentrácie konečných látok v porovnaní s východiskovými rovnovážnymi koncentráciami stúpajú. V súlade s tým sa tiež zvyšuje výťažok reakčných produktov.
Posun chemickej rovnováhy doľava spôsobuje zvýšenie rovnovážnych koncentrácií východiskových látok a zníženie rovnovážnych koncentrácií konečných produktov, ktorých výťažok sa v tomto prípade zníži.
Smer posunu chemickej rovnováhy sa určuje pomocou Le Chatelierovho princípu: „Ak na systém, ktorý je v stave chemickej rovnováhy, pôsobí vonkajší vplyv (zmena teploty, tlaku, koncentrácie jednej alebo viacerých látok zúčastňujúcich sa reakcie ), potom to povedie k zvýšeniu rýchlosti tej reakcie, ktorej priebeh bude kompenzovať (znížiť) dopad.
Napríklad so zvýšením koncentrácie východiskových látok sa rýchlosť priamej reakcie zvyšuje a rovnováha sa posúva doprava. S poklesom koncentrácie východiskových látok sa naopak rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje a chemická rovnováha sa posúva doľava.
So zvyšovaním teploty (t.j. keď je systém zahrievaný) sa rovnováha posúva smerom k výskytu endotermickej reakcie a keď klesá (t.j. keď je systém ochladzovaný), posúva sa smerom k výskytu exotermickej reakcie. (Ak je dopredná reakcia exotermická, potom spätná reakcia bude nevyhnutne endotermická a naopak).
Malo by sa zdôrazniť, že zvýšenie teploty spravidla zvyšuje rýchlosť priamych aj spätných reakcií, ale rýchlosť endotermickej reakcie sa zvyšuje vo väčšej miere ako rýchlosť exotermickej reakcie. V súlade s tým, keď je systém ochladzovaný, rýchlosť priamych a spätných reakcií klesá, ale tiež nie v rovnakom rozsahu: pre exotermickú reakciu je oveľa nižšia ako pre endotermickú reakciu.
Zmena tlaku ovplyvňuje posun v chemickej rovnováhe iba vtedy, ak sú splnené dve podmienky:
je potrebné, aby aspoň jedna z látok zúčastňujúcich sa reakcie bola v plynnom stave, napr.
CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - zmena tlaku ovplyvňuje posunutie rovnováhy.
CH 3 COOH (l.) + C 2 H 5 OH (l.) CH 3 COOS 2 H 5 (l.) + H 2 O (l.) - zmena tlaku neovplyvňuje posun chemickej rovnováhy, pretože žiadna z východiskových alebo konečných látok nie je v plynnom stave;
ak je niekoľko látok v plynnom stave, je potrebné, aby sa počet molekúl plynu na ľavej strane rovnice pre takúto reakciu nerovnal počtu molekúl plynu na pravej strane rovnice, napr.
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - zmena tlaku ovplyvňuje posun rovnováhy
I 2 (g) + Н 2 (g) 2НI (g) - zmena tlaku neovplyvňuje rovnovážny posun
Pri splnení týchto dvoch podmienok vedie zvýšenie tlaku k posunu rovnováhy smerom k reakcii, ktorej priebeh znižuje počet molekúl plynu v systéme. V našom príklade (katalytické spaľovanie SO 2) to bude priama reakcia.
Naopak, pokles tlaku posúva rovnováhu v smere reakcie prebiehajúcej s tvorbou viac molekuly plynu. V našom príklade to bude opačná reakcia.
Zvýšenie tlaku spôsobuje zmenšenie objemu systému, a teda zvýšenie molárnych koncentrácií plynných látok. V dôsledku toho sa rýchlosť dopredných a spätných reakcií zvyšuje, ale nie v rovnakej miere. Zníženie rovnakého tlaku podobným spôsobom vedie k zníženiu rýchlosti priamych a spätných reakcií. Zároveň však v menšej miere klesá rýchlosť reakcie, ku ktorej sa posúva rovnováha.
Katalyzátor neovplyvňuje posun rovnováhy, pretože rovnako zrýchľuje (alebo spomaľuje) reakcie vpred aj vzad. V jeho prítomnosti sa chemická rovnováha nastolí rýchlejšie (alebo pomalšie).
Ak je systém ovplyvnený viacerými faktormi súčasne, potom každý z nich pôsobí nezávisle od ostatných. Napríklad pri syntéze amoniaku
N2 (plyn) + 3H2 (plyn) 2NH3 (plyn)
reakcia prebieha za zahrievania a v prítomnosti katalyzátora na zvýšenie jej rýchlosti, ale súčasne vplyv teploty vedie k tomu, že sa reakčná rovnováha posúva doľava, smerom k reverznej endotermickej reakcii. To spôsobuje zníženie produkcie NH 3 . Aby sa kompenzoval tento nežiaduci vplyv teploty a zvýšil sa výťažok amoniaku, súčasne sa zvyšuje tlak v systéme, čím sa reakčná rovnováha posúva doprava, t.j. smerom k tvorbe menšieho počtu molekúl plynu.
Súčasne sa empiricky vyberú najoptimálnejšie podmienky reakcie (teplota, tlak), za ktorých by reakcia prebiehala dostatočne vysokou rýchlosťou a poskytovala by ekonomicky životaschopný výťažok konečného produktu.
Princíp Le Chatelier sa podobne využíva v chemickom priemysle pri výrobe Vysoké číslo rôzne látky veľkého významu pre národné hospodárstvo.
Le Chatelierov princíp je aplikovateľný nielen na reverzibilné chemické reakcie, ale aj na rôzne iné rovnovážne procesy: fyzikálne, fyzikálno-chemické, biologické.
Telo dospelého človeka sa vyznačuje relatívnou stálosťou mnohých parametrov, vrátane rôznych biochemických ukazovateľov, vrátane koncentrácie biologicky aktívnych látok. Takýto stav však nemožno nazvať rovnovážnym, pretože netýka sa otvorených systémov.
Ľudské telo, ako každý živý systém, neustále vymieňa rôzne látky s prostredím: konzumuje potraviny a uvoľňuje produkty ich oxidácie a rozpadu. Preto je telo charakterizované ustálený stav, definovaný ako stálosť jeho parametrov pri konštantnej rýchlosti výmeny hmoty a energie s prostredím. V prvej aproximácii možno stacionárny stav považovať za sériu rovnovážnych stavov prepojených relaxačnými procesmi. V rovnovážnom stave sa koncentrácie látok zúčastňujúcich sa reakcie udržiavajú dopĺňaním počiatočných produktov zvonku a odvádzaním konečných produktov von. Zmena ich obsahu v organizme nevedie, na rozdiel od uzavretých systémov, k novej termodynamickej rovnováhe. Systém sa vráti do pôvodného stavu. Zachováva sa tak relatívna dynamická stálosť zloženia a vlastností vnútorného prostredia organizmu, ktorá určuje stabilitu jeho fyziologických funkcií. Táto vlastnosť živého systému sa nazýva inak homeostázy.
V priebehu života organizmu v stacionárnom stave, na rozdiel od uzavretého rovnovážneho systému, dochádza k nárastu entropie. Súčasne však prebieha aj opačný proces - pokles entropie v dôsledku spotreby živín s nízkou hodnotou entropie z prostredia (napríklad vysokomolekulárne zlúčeniny - bielkoviny, polysacharidy, sacharidy atď.) uvoľňovanie produktov rozpadu do životného prostredia. Podľa stanoviska I. R. Prigozhina má celková produkcia entropie pre organizmus v stacionárnom stave tendenciu k minimu.
Veľký prínos k rozvoju nerovnovážnej termodynamiky priniesol napr I. R. Prigozhy, Laureát nobelová cena 1977, ktorý uviedol, že „v každom nerovnovážnom systéme existujú lokálne oblasti, ktoré sú v rovnovážnom stave. V klasickej termodynamike sa rovnováha vzťahuje na celý systém a v nerovnováhe iba na jeho jednotlivé časti.
Zistilo sa, že entropia v takýchto systémoch sa zvyšuje počas obdobia embryogenézy, počas procesov regenerácie a rastu malígnych novotvarov.
Ak vonkajšie podmienky chemický proces nemenia, potom sa stav chemickej rovnováhy môže udržiavať ľubovoľne dlho. Zmenou reakčných podmienok (teplota, tlak, koncentrácia) možno dosiahnuť posunutie alebo posun chemickej rovnováhy v požadovanom smere.
Posun rovnováhy doprava vedie k zvýšeniu koncentrácie látok, ktorých vzorce sú na pravej strane rovnice. Posun rovnováhy doľava povedie k zvýšeniu koncentrácie látok, ktorých vzorce sú vľavo. V tomto prípade sa systém presunie do nového rovnovážneho stavu, ktorý sa vyznačuje iné hodnoty rovnovážnych koncentrácií účastníkov reakcie.
Posun v chemickej rovnováhe spôsobený meniacimi sa podmienkami sa riadi pravidlom sformulovaným v roku 1884 francúzskym fyzikom A. Le Chatelierom (Le Chatelierov princíp).
Le Chatelierov princíp:ak je systém v stave chemickej rovnováhy akýmkoľvek spôsobom ovplyvnený, napríklad zmenou teploty, tlaku alebo koncentrácií činidiel, potom sa rovnováha posunie v smere reakcie, čo oslabí účinok .
Vplyv zmeny koncentrácie na posun chemickej rovnováhy.
Podľa Le Chatelierovho princípu zvýšenie koncentrácie ktoréhokoľvek z účastníkov reakcie spôsobí posun v rovnováhe smerom k reakcii, čo vedie k zníženiu koncentrácie tejto látky.
Vplyv koncentrácie na rovnovážny stav sa riadi nasledujúcimi pravidlami:
So zvýšením koncentrácie jednej z východiskových látok sa rýchlosť priamej reakcie zvyšuje a rovnováha sa posúva v smere tvorby reakčných produktov a naopak;
So zvyšovaním koncentrácie jedného z reakčných produktov sa zvyšuje rýchlosť reverznej reakcie, čo vedie k posunu rovnováhy v smere tvorby východiskových látok a naopak.
Napríklad, ak v rovnovážnom systéme:
SO2 (g) + N02 (g) SO3 (g) + NO (g)
zvýšiť koncentráciu SO 2 alebo NO 2, potom sa v súlade so zákonom o pôsobení hmoty zvýši rýchlosť priamej reakcie. Tým sa rovnováha posunie doprava, čo spôsobí spotrebu východiskových látok a zvýšenie koncentrácie reakčných produktov. Nový rovnovážny stav sa vytvorí s novými rovnovážnymi koncentráciami východiskových látok a reakčných produktov. Keď sa koncentrácia napríklad jedného z reakčných produktov zníži, systém bude reagovať takým spôsobom, že zvýši koncentráciu produktu. Výhodou bude priama reakcia, ktorá vedie k zvýšeniu koncentrácie reakčných produktov.
Vplyv zmeny tlaku na posun chemickej rovnováhy.
Podľa Le Chatelierovho princípu zvýšenie tlaku vedie k posunu rovnováhy smerom k tvorbe menšieho množstva plynných častíc, t.j. smerom k menšiemu objemu.
Napríklad v reverzibilná reakcia:
2N02 (g) 2NO (g) + O2 (g)
z 2 mol NO 2 vznikajú 2 mol NO a 1 mol O 2. Stechiometrické koeficienty pred vzorcami plynné látky naznačujú, že dopredná reakcia vedie k zvýšeniu počtu mólov plynov a spätná reakcia naopak znižuje počet mólov plynnej látky. Ak je na takýto systém vyvíjaný vonkajší vplyv, napríklad zvýšeným tlakom, potom systém zareaguje tak, že tento vplyv oslabí. Tlak sa môže znížiť, ak sa rovnováha tejto reakcie posunie smerom k menšiemu počtu mólov plynnej látky, a teda k menšiemu objemu.
Naopak, zvýšenie tlaku v tomto systéme je spojené s posunom rovnováhy doprava – smerom k rozkladu NO 2, čím sa množstvo plynných látok zvyšuje.
Ak zostáva počet mólov plynných látok pred a po reakcii konštantný, t.j. objem systému sa počas reakcie nemení, potom zmena tlaku rovnako mení rýchlosť priamych a spätných reakcií a neovplyvňuje stav chemickej rovnováhy.
Napríklad v reakcii:
H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g),
Celkom mól plynných látok pred a po reakcii zostáva konštantný a tlak v systéme sa nemení. Rovnováha v tomto systéme sa nemení s tlakom.
Vplyv zmeny teploty na posun chemickej rovnováhy.
V každej reverzibilnej reakcii jeden zo smerov zodpovedá exotermickému procesu a druhý endotermickému. Takže pri reakcii syntézy amoniaku je dopredná reakcia exotermická a spätná reakcia je endotermická.
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-AH).
Pri zmene teploty sa rýchlosť priamych aj spätných reakcií mení, avšak k zmene rýchlosti nedochádza v rovnakom rozsahu. V súlade s Arrheniovou rovnicou endotermická reakcia, charakterizovaná veľkou hodnotou aktivačnej energie, reaguje vo väčšej miere na zmenu teploty.
Preto, aby bolo možné odhadnúť vplyv teploty na smer posunu chemickej rovnováhy, je potrebné poznať tepelný účinok procesu. Dá sa určiť experimentálne, napríklad pomocou kalorimetra, alebo vypočítať na základe zákona G. Hessa. Treba poznamenať, že zmena teploty vedie k zmene hodnoty konštanty chemickej rovnováhy (K p).
Podľa Le Chatelierovho princípu Zvýšenie teploty posúva rovnováhu smerom k endotermickej reakcii. Keď teplota klesá, rovnováha sa posúva v smere exotermickej reakcie.
Touto cestou, Nárast teploty v reakcii syntézy amoniaku povedie k posunu v rovnováhe smerom k endotermickej reakcie, t.j. doľava. Výhoda je dosiahnutá reverznou reakciou prebiehajúcou s absorpciou tepla.
Ak je systém v rovnovážnom stave, potom v ňom zostane, pokiaľ vonkajšie podmienky zostanú konštantné. Ak sa zmenia podmienky, systém sa dostane do nerovnováhy - rýchlosť priamych a reverzných procesov sa bude meniť inak - reakcia bude pokračovať. Najvyššia hodnota majú prípady nerovnováhy v dôsledku zmeny koncentrácie ktorejkoľvek z látok podieľajúcich sa na rovnováhe, tlaku alebo teplote.
Zoberme si každý z týchto prípadov.
Nerovnováha spôsobená zmenou koncentrácie ktorejkoľvek z látok zapojených do reakcie. Vodík, jodovodík a pary jódu nech sú pri určitej teplote a tlaku vo vzájomnej rovnováhe. Zaveďte do systému dodatočné množstvo vodíka. Podľa zákona hromadného pôsobenia bude zvýšenie koncentrácie vodíka znamenať zvýšenie rýchlosti priamej reakcie - syntézy HI, zatiaľ čo rýchlosť spätnej reakcie sa nezmení. V smere dopredu bude teraz reakcia prebiehať rýchlejšie ako v opačnom smere. V dôsledku toho sa koncentrácie vodíka a pár jódu znížia, čo spomalí doprednú reakciu, zatiaľ čo koncentrácia HI sa zvýši, čo urýchli spätnú reakciu. Po určitom čase sa rýchlosti priamych a spätných reakcií opäť vyrovnajú - vytvorí sa nová rovnováha. Zároveň však bude teraz koncentrácia HI vyššia ako pred pridaním a koncentrácia bude nižšia.
Proces zmeny koncentrácií spôsobený nerovnováhou sa nazýva posun alebo rovnovážny posun. Ak v tomto prípade dôjde k zvýšeniu koncentrácií látok na pravej strane rovnice (a, samozrejme, súčasne k zníženiu koncentrácií látok na ľavej strane), potom hovoria, že rovnováha sa posúva do vpravo, t.j. v smere toku priamej reakcie; pri spätnej zmene koncentrácií hovoria o posune rovnováhy doľava - v smere spätnej reakcie. V tomto príklade sa rovnováha posunula doprava. Zároveň látka, ktorej zvýšenie koncentrácie spôsobilo nerovnováhu, vstúpila do reakcie - jej koncentrácia klesla.
So zvýšením koncentrácie ktorejkoľvek z látok zúčastňujúcich sa na rovnováhe sa teda rovnováha posúva smerom k spotrebe tejto látky; pri znižovaní koncentrácie niektorej z látok sa rovnováha posúva smerom k tvorbe tejto látky.
Nerovnováha v dôsledku zmeny tlaku (zmenšením alebo zvýšením objemu systému). Ak sú do reakcie zapojené plyny, rovnováha môže byť narušená zmenou objemu systému.
Zvážte vplyv tlaku na reakciu medzi oxidom dusnatým a kyslíkom:
Nechajte zmes plynov , a byť v chemickej rovnováhe pri určitej teplote a tlaku. Bez zmeny teploty zvyšujeme tlak tak, aby sa objem systému zmenšil 2 krát. V prvom momente parciálne tlaky a koncentrácie všetkých plynov sa zdvojnásobia, ale pomer medzi rýchlosťami priamych a spätných reakcií sa zmení – rovnováha sa naruší.
Pred zvýšením tlaku mali koncentrácie plynu rovnovážne hodnoty a rýchlosti priamych a spätných reakcií boli rovnaké a boli určené rovnicami:
V prvom momente po stlačení sa koncentrácie plynov zdvojnásobia v porovnaní s ich počiatočnými hodnotami a budú sa rovnať , resp. V tomto prípade budú rýchlosti priamych a spätných reakcií určené rovnicami:
V dôsledku zvýšenia tlaku sa teda rýchlosť doprednej reakcie zvýšila 8-krát a naopak - iba 4-krát. Rovnováha v systéme bude narušená - priama reakcia prevládne nad spätnou. Keď sa rýchlosti vyrovnajú, rovnováha sa opäť ustanoví, ale množstvo v systéme sa zvýši, rovnováha sa posunie doprava.
Je ľahké vidieť, že nerovnaká zmena rýchlosti dopredných a spätných reakcií je spôsobená skutočnosťou, že v ľavom a v pravé časti rovnica uvažovanej reakcie je odlišná v počte molekúl plynu: jedna molekula kyslíka a dve molekuly oxidu dusnatého (len tri molekuly plynov) sa premenia na dve molekuly plynu - oxid dusičitý. Tlak plynu je výsledkom dopadu jeho molekúl na steny nádoby; ceteris paribus, tlak plynu je tým vyšší, čím viac molekúl je uzavretých v danom objeme plynu. Preto reakcia prebiehajúca so zvýšením počtu molekúl plynu vedie k zvýšeniu tlaku a reakcia prebiehajúca so znížením počtu molekúl plynu vedie k jeho zníženiu.
S ohľadom na to možno záver o vplyve tlaku na chemickú rovnováhu formulovať takto:
Pri zvyšovaní tlaku stláčaním sústavy sa rovnováha posúva smerom k znižovaniu počtu molekúl plynu, t.j. k znižovaniu tlaku, pri znižovaní tlaku sa rovnováha posúva k zvyšovaniu počtu molekúl plynu. t.j. smerom k zvýšeniu tlaku.
V prípade, že reakcia prebieha bez zmeny počtu molekúl plynu, rovnováha nie je narušená kompresiou alebo expanziou systému. Napríklad v systéme
rovnováha nie je narušená zmenou objemu; HI výstup je nezávislý od tlaku.
Nerovnováha v dôsledku zmeny teploty. Rovnováha veľkej väčšiny chemických reakcií sa posúva s teplotou. Faktor, ktorý určuje smer posunu rovnováhy, je znakom tepelného účinku reakcie. Dá sa ukázať, že keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva v smere endotermickej reakcie a keď klesá, posúva sa v smere exotermickej reakcie.
Syntéza amoniaku je teda exotermická reakcia
Preto so zvýšením teploty sa rovnováha v systéme posúva doľava - smerom k rozkladu amoniaku, pretože tento proces prebieha absorpciou tepla.
Naopak, syntéza oxidu dusnatého (II) je endotermická reakcia:
Preto, keď teplota stúpa, rovnováha v systéme sa posúva doprava - v smere tvorby.
Zákonitosti, ktoré sa prejavujú v uvažovaných príkladoch porušenia chemickej rovnováhy, sú špeciálnymi prípadmi všeobecného princípu, ktorý určuje vplyv rôznych faktorov k vyváženým systémom. Tento princíp, známy ako Le Chatelierov princíp, možno pri aplikácii na chemické rovnováhy formulovať nasledovne:
Ak na systém v rovnováhe pôsobí akýkoľvek vplyv, potom sa v dôsledku procesov v ňom vyskytujúcich sa rovnováha posunie takým smerom, že sa vplyv zníži.
Keď sa totiž do systému zavedie jedna z látok zúčastňujúcich sa reakcie, rovnováha sa posunie smerom k spotrebe tejto látky. „Keď tlak stúpa, posúva sa tak, že tlak v systéme klesá, pri stúpaní teploty sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii – teplota v systéme klesá.
Le Chatelierov princíp platí nielen pre chemické, ale aj pre rôzne fyzikálno-chemické rovnováhy. Rovnovážny posun pri zmene podmienok takých procesov, ako je varenie, kryštalizácia, rozpúšťanie, nastáva v súlade s Le Chatelierovým princípom.
Chemická rovnováha je stav systému, kedy obe reakcie – priama aj spätná – majú rovnakú rýchlosť. Čo charakterizuje tento jav a aké faktory ovplyvňujú chemickú rovnováhu?
chemická bilancia. všeobecné charakteristiky
Chemická rovnováha sa vzťahuje na stav chemický systém, pri ktorej sa počiatočné množstvo látok v reakcii v priebehu času nemení.
Chemickú rovnováhu možno rozdeliť do troch typov:
- skutočná rovnováha- ide o rovnováhu, pre ktorú je charakteristická stálosť v čase za predpokladu, že nepôsobí vonkajší vplyv. Ak sa zmenia vonkajšie podmienky, zmení sa aj stav systému, ale po obnovení podmienok sa aj stav stane rovnakým. Stav skutočnej rovnováhy možno posudzovať z dvoch strán: zo strany reakčných produktov a zo strany východiskových látok.
- metastabilná (zdanlivá) rovnováha- tento stav nastáva vtedy, keď nie je splnená niektorá z podmienok skutočnej rovnováhy.
- retardovaná (falošná) rovnováha je stav systému, ktorý sa nezvratne mení pri zmene vonkajších podmienok.
Rovnovážny posun v chemických reakciách
Chemická rovnováha závisí od troch parametrov: teploty, tlaku, koncentrácie látky. Francúzsky chemik Henri Louis Le Chatelier v roku 1884 sformuloval princíp dynamickej rovnováhy, podľa ktorého má rovnovážny systém tendenciu vracať sa pod vonkajším vplyvom do rovnovážneho stavu. To znamená, že vonkajším vplyvom sa rovnováha posunie tak, že sa tento vplyv neutralizuje.
Ryža. 1. Henri Louis Le Chatelier.
Princípy formulované Le Chatelierom sa nazývajú aj princípy „posunutia rovnováhy v chemických reakciách“.
Chemickú rovnováhu ovplyvňujú tieto faktory:
- teplota. Ako teplota stúpa, chemická rovnováha sa posúva smerom k absorpcii reakcie. Ak sa teplota zníži, potom sa rovnováha posunie v smere vývoja reakcie.
Ryža. 2. Vplyv zmeny teploty na chemickú rovnováhu.
Absorpčná reakcia sa nazýva endotermická reakcia a uvoľňovacia reakcia sa nazýva exotermická.
- tlak. Ak sa tlak v chemickej reakcii zvýši, potom sa chemická rovnováha posunie smerom k najmenšiemu objemu látky. Ak sa tlak zníži, potom sa rovnováha posunie v smere najväčšieho objemu látky. Tento princíp platí len pre plyny a neplatí pre tuhé látky.
- koncentrácie. Ak sa počas chemickej reakcie zvýši koncentrácia jednej z látok, potom sa rovnováha posunie smerom k produktom reakcie a ak sa koncentrácia zníži, rovnováha sa posunie smerom k východiskovým látkam.
Ryža. 3. Vplyv zmeny koncentrácie na chemickú rovnováhu.
Katalyzátor nepatrí k faktorom, ktoré ovplyvňujú posun chemickej rovnováhy.
Čo sme sa naučili?
Pri chemickej rovnováhe sú rýchlosti v každej dvojici reakcií navzájom rovnaké. Chemická rovnováha, študovaná v 9. ročníku, môže byť rozdelená do troch typov: pravdivá, metastabilná (zdanlivá), inhibovaná (nepravdivá). Prvýkrát termodynamickú teóriu chemickej rovnováhy sformuloval vedec Le Chatelier. Rovnováhu systému ovplyvňujú iba tri faktory: tlak, teplota, koncentrácia východiskovej látky.
Tématický kvíz
Hodnotenie správy
Priemerné hodnotenie: 4.6. Celkový počet získaných hodnotení: 75.
Hlavný článok: Le Chatelier-Brown princíp
Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teplota, tlak a koncentrácia. Vplyv, ktorý majú tieto faktory na chemická reakcia, dodržujte vzor, ktorý bol vyjadrený v všeobecný pohľad v roku 1885 francúzskym vedcom Le Chatelierom.
Faktory ovplyvňujúce chemickú rovnováhu:
1) teplota
So zvyšujúcou sa teplotou sa chemická rovnováha posúva smerom k endotermickej (absorpčnej) reakcii a s poklesom smerom k exotermickej (izolačnej) reakcii.
CaCO 3 = CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←
N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) tlak
Pri zvyšovaní tlaku sa chemická rovnováha posúva smerom k menšiemu objemu látok a pri poklese k väčšiemu objemu. Tento princíp platí len pre plyny, t.j. ak sú do reakcie zapojené pevné látky, neberú sa do úvahy.
CaCO 3 = CaO + CO 2 P ←, P↓ →
1 mol = 1 mol + 1 mol
3) koncentrácia východiskových látok a reakčných produktov
So zvýšením koncentrácie jednej z východiskových látok sa chemická rovnováha posúva smerom k reakčným produktom a so zvýšením koncentrácie reakčných produktov smerom k východiskovým látkam.
S 2 +20 2 = 2SO 2 [S],[O] →, ←
Katalyzátory neovplyvňujú posun chemickej rovnováhy!
Základné kvantitatívne charakteristiky chemickej rovnováhy: chemická rovnovážna konštanta, stupeň konverzie, stupeň disociácie, rovnovážny výťažok. Vysvetlite význam týchto veličín na príklade konkrétnych chemických reakcií.
V chemickej termodynamike zákon hmotnostného pôsobenia dáva do súvislosti rovnovážne aktivity východiskových látok a reakčných produktov podľa vzťahu:
Látková aktivita. Namiesto aktivity možno použiť koncentráciu (pre reakciu v ideálnom roztoku), parciálne tlaky (reakcia v zmesi ideálnych plynov), fugaciu (reakcia v zmesi reálnych plynov);
Stechiometrický koeficient (pre počiatočné látky sa predpokladá, že je negatívny, pre produkty - pozitívny);
Chemická rovnovážna konštanta. Index "a" tu znamená použitie hodnoty aktivity vo vzorci.
Účinnosť reakcie sa zvyčajne hodnotí výpočtom výťažku reakčného produktu (časť 5.11). Účinnosť reakcie je však možné posúdiť aj tak, že sa určí, aká časť najdôležitejšej (zvyčajne najdrahšej) látky sa premenila na cieľový produkt reakcie, napríklad aká časť SO 2 sa premenila na SO 3 počas výroby. kyseliny sírovej, teda nájsť stupeň konverzie pôvodná látka.
Dovoľte stručnú schému prebiehajúcej reakcie
Potom sa stupeň premeny látky A na látku B (A) určí podľa nasledujúcej rovnice
kde n proreag (A) je množstvo látky činidla A, ktoré zreagovalo za vzniku produktu B a n počiatočné (A) - počiatočné množstvo látky činidla A. 
Prirodzene, stupeň premeny možno vyjadriť nielen množstvom látky, ale aj akýmikoľvek veličinami, ktoré sú jej úmerné: počet molekúl (jednotiek vzorca), hmotnosť, objem.
Ak sa reaktant A odoberá v nedostatku a stratu produktu B možno zanedbať, potom sa stupeň konverzie reaktantu A zvyčajne rovná výťažku produktu B
Výnimkou sú reakcie, pri ktorých sa východisková látka zjavne spotrebováva na niekoľko produktov. Teda napríklad v reakcii
Cl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H20
chlór (činidlo) sa rovnako premieňa na chlorid draselný a chlórnan draselný. Pri tejto reakcii je aj pri 100 % výťažku KClO stupeň premeny chlóru naň 50 %.
Množstvo, ktoré je vám známe - stupeň protolýzy (odsek 12.4) - je špeciálnym prípadom stupňa premeny:
V rámci TED sú podobné množstvá tzv stupeň disociácie kyseliny alebo zásady (označované aj ako stupeň protolýzy). Stupeň disociácie súvisí s disociačnou konštantou podľa Ostwaldovho zákona riedenia.
V rámci tej istej teórie je rovnováha hydrolýzy charakterizovaná stupeň hydrolýzy (h), pričom sa použijú nasledujúce výrazy vzťahujúce sa na počiatočnú koncentráciu látky ( s) a disociačné konštanty slabých kyselín (K HA) a slabých zásad vznikajúcich pri hydrolýze ( K MOH):
Prvý výraz platí pre hydrolýzu soli slabá kyselina, druhá je soľ slabej zásady a tretia je soľ slabej kyseliny a slabej zásady. Všetky tieto výrazy možno použiť len pre zriedené roztoky so stupňom hydrolýzy najviac 0,05 (5 %).
Obvykle je rovnovážny výťažok určený známou rovnovážnou konštantou, s ktorou je v každom konkrétnom prípade spojený určitým pomerom.
Výťažok produktu je možné meniť posunutím rovnováhy reakcie pri reverzibilných procesoch, vplyvom faktorov ako je teplota, tlak, koncentrácia.
V súlade s Le Chatelierovým princípom sa pri jednoduchých reakciách rovnovážny stupeň premeny zvyšuje so zvyšujúcim sa tlakom, zatiaľ čo v iných prípadoch sa objem reakčnej zmesi nemení a výťažok produktu nezávisí od tlaku.
Vplyv teploty na rovnovážny výťažok, ako aj na rovnovážnu konštantu, je určený znamienkom tepelného účinku reakcie.
Na úplnejšie posúdenie vratných procesov sa používa takzvaný výťažok z teoretického (výťažok z rovnováhy), ktorý sa rovná pomeru skutočne získaného produktu w k množstvu, ktoré by sa získalo v rovnovážnom stave. .
TEPELNÁ DISOCIÁCIA chemická
reakcia vratného rozkladu látky spôsobená zvýšením teploty.
Pri T. d. vzniká z jednej látky niekoľko (2H2H + OSaO + CO) alebo jedna jednoduchšia látka.
Rovnováha atď. sa ustanoví podľa zákona o pôsobiacej hmotnosti. to
možno charakterizovať buď rovnovážnou konštantou alebo stupňom disociácie
(pomer počtu rozpadnutých molekúl k celkovému počtu molekúl). AT
vo väčšine prípadov je T. d. sprevádzaná absorpciou tepla (prírastok
entalpia
DN>0); teda v súlade s princípom Le Chatelier-Brown
zahrievaním sa zintenzívni, určí sa stupeň posunu T. d. s teplotou
absolútna hodnota DN. Tlak bráni T. d. čím silnejší, tým väčší
zmena (zvýšenie) počtu mólov (Di) plynných látok
stupeň disociácie nezávisí od tlaku. Ak pevné látky nie
tvoria tuhé roztoky a nie sú vo vysoko dispergovanom stave,
potom je tlak T. d. jednoznačne určený teplotou. Na implementáciu T.
pevné látky (oxidy, kryštalické hydráty atď.)
je dôležité vedieť
teplota, pri ktorej sa disociačný tlak rovná vonkajšiemu (najmä
atmosferický tlak. Keďže unikajúci plyn dokáže prekonať
okolitého tlaku, potom pri dosiahnutí tejto teploty prebieha proces rozkladu
okamžite zosilnie.
Závislosť stupňa disociácie od teploty: stupeň disociácie sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou (zvýšenie teploty vedie k zvýšeniu kinetickej energie rozpustených častíc, čo prispieva k rozpadu molekúl na ióny) 
Stupeň konverzie východiskových látok a rovnovážny výťažok produktu. Metódy ich výpočtu pri danej teplote. Aké údaje sú na to potrebné? Uveďte schému na výpočet ktorejkoľvek z týchto kvantitatívnych charakteristík chemickej rovnováhy pomocou ľubovoľného príkladu.
Stupeň konverzie je množstvo zreagovaného činidla vztiahnuté na jeho počiatočné množstvo. Pre najjednoduchšia reakcia, kde je koncentrácia na vstupe do reaktora alebo na začiatku vsádzkového procesu, je koncentrácia na výstupe z reaktora alebo aktuálny okamih vsádzkového procesu. Pre svojvoľnú reakciu napr. 
, v súlade s definíciou je vzorec výpočtu rovnaký: . Ak je v reakcii niekoľko činidiel, potom sa stupeň konverzie môže vypočítať pre každé z nich, napríklad pre reakciu 
Závislosť stupňa konverzie od reakčného času je určená zmenou koncentrácie činidla s časom. V počiatočnom okamihu, keď sa nič nezmenilo, je stupeň transformácie rovný nule. Potom, ako sa činidlo premieňa, stupeň konverzie sa zvyšuje. Pri nezvratnej reakcii, keď nič nebráni tomu, aby sa činidlo úplne spotrebovalo, jeho hodnota smeruje (obr. 1) k jednote (100 %). 
Obr.1 Čím vyššia je rýchlosť spotreby činidla, určená hodnotou rýchlostnej konštanty, tým rýchlejšie rastie stupeň konverzie, čo je znázornené na obrázku. Ak je reakcia reverzibilná, potom keď má reakcia tendenciu k rovnováhe, miera konverzie smeruje k rovnovážnej hodnote, ktorej hodnota závisí od pomeru rýchlostných konštánt priamych a reverzných reakcií (na rovnovážnej konštante) (obr. 2). 
Obr.2 Výťažok cieľového produktu Výťažok produktu je množstvo skutočne získaného cieľového produktu vo vzťahu k množstvu tohto produktu, ktoré by sa získalo, keby celé činidlo prešlo do tohto produktu (až do maximálneho možného množstva výsledný produkt). Alebo (prostredníctvom činidla): množstvo činidla skutočne premenené na cieľový produkt vydelené počiatočným množstvom činidla. Pre najjednoduchšiu reakciu je výťažok , a majte na pamäti, že pre túto reakciu, 
, t.j. pre najjednoduchšiu reakciu je výťažok a stupeň konverzie jedna a tá istá veličina. Ak transformácia prebieha napríklad pri zmene množstva látok, potom v súlade s definíciou treba do vypočítaného výrazu zahrnúť stechiometrický koeficient. V súlade s prvou definíciou bude imaginárne množstvo produktu získaného z celého počiatočného množstva činidla pre túto reakciu polovičné ako počiatočné množstvo činidla, t.j. a výpočtový vzorec . V súlade s druhou definíciou bude množstvo činidla skutočne premeneného na cieľový produkt dvakrát väčšie ako množstvo tohto vytvoreného produktu, t.j. , potom výpočtový vzorec . Prirodzene, oba výrazy sú rovnaké. Pre zložitejšiu reakciu sú výpočtové vzorce napísané presne rovnakým spôsobom v súlade s definíciou, ale v tomto prípade sa výťažok už nerovná stupňu konverzie. Napríklad na reakciu 
. Ak je v reakcii niekoľko činidiel, výťažok sa môže vypočítať pre každé z nich; ak navyše existuje niekoľko cieľových produktov, potom sa výťažok môže vypočítať pre akýkoľvek cieľový produkt pre akékoľvek činidlo. Ako je zrejmé zo štruktúry výpočtového vzorca (menovateľ obsahuje konštantnú hodnotu), závislosť výťažku od reakčného času je určená časovou závislosťou koncentrácie cieľového produktu. Tak napríklad na reakciu 
táto závislosť vyzerá ako na obr.3. 
Obr.3
Stupeň konverzie ako kvantitatívna charakteristika chemickej rovnováhy. Ako zvýšenie celkového tlaku a teploty ovplyvní stupeň premeny činidla ... v reakcii v plynnej fáze: ( vzhľadom na rovnicu)? Uveďte zdôvodnenie odpovede a príslušné matematické výrazy.
