Odwracalność reakcji chemicznych, równowaga chemiczna. Wpływ temperatury na równowagę chemiczną

Równowaga chemiczna zostaje zachowana tak długo, jak warunki, w jakich znajduje się układ, pozostają niezmienione. Zmieniające się warunki (stężenie substancji, temperatura, ciśnienie) powodują brak równowagi. Po pewnym czasie równowaga chemiczna zostaje przywrócona, ale w nowych, odmiennych od poprzednich warunkach. Takie przejście układu z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się przemieszczenie(przesunięcie) równowagi. Kierunek przemieszczenia jest zgodny z zasadą Le Chateliera.

W miarę wzrostu stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga przesuwa się w stronę większego zużycia tej substancji i intensyfikuje się reakcja bezpośrednia. Zmniejszenie stężenia substancji wyjściowych przesuwa równowagę w kierunku powstawania tych substancji, w miarę nasilenia reakcji odwrotnej. Wzrost temperatury przesuwa równowagę w stronę reakcji endotermicznej, natomiast spadek temperatury przesuwa równowagę w stronę reakcji egzotermicznej. Wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku zmniejszających się ilości substancji gazowych, czyli w kierunku mniejszych objętości zajmowanych przez te gazy. I odwrotnie, wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zwiększających się ilości substancji gazowych, czyli w kierunku większych objętości tworzonych przez gazy.

Przykład 1.

Jak wzrost ciśnienia wpłynie na stan równowagi następujących odwracalnych reakcji gazowych:

a) SO2 + C12 =SO2CI2;

b) H 2 + Br 2 = 2НВr.

Rozwiązanie:

Stosujemy zasadę Le Chateliera, zgodnie z którą wzrost ciśnienia w pierwszym przypadku (a) przesuwa równowagę w prawo, w stronę mniejszej ilości substancji gazowych zajmujących mniejszą objętość, co osłabia zewnętrzne działanie zwiększonego ciśnienia. W drugiej reakcji (b) ilości substancji gazowych, zarówno surowców, jak i produktów reakcji, są równe, podobnie jak zajmowane przez nie objętości, zatem ciśnienie nie ma wpływu i równowaga nie jest zakłócona.

Przykład 2.

W reakcji syntezy amoniaku (–Q) 3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q reakcja naprzód jest egzotermiczna, reakcja odwrotna jest endotermiczna. Jak należy zmienić stężenie reagentów, temperaturę i ciśnienie, aby zwiększyć wydajność amoniaku?

Rozwiązanie:

Aby przesunąć równowagę w prawo należy:

a) zwiększyć stężenia H 2 i N 2;

b) zmniejszyć stężenie (usunąć ze sfery reakcyjnej) NH3;

c) obniżyć temperaturę;

d) zwiększyć ciśnienie.

Przykład 3.

Jednorodna reakcja między chlorowodorem i tlenem jest odwracalna:

4HC1 + O 2 = 2C1 2 + 2H 2 O + 116 kJ.

1. Jaki wpływ będą miały poniższe czynniki na równowagę układu?

a) wzrost ciśnienia;

b) wzrost temperatury;

c) wprowadzenie katalizatora?

Rozwiązanie:

a) Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost ciśnienia prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji bezpośredniej.

b) Wzrost t° prowadzi do przesunięcia równowagi w stronę reakcji odwrotnej.

c) Wprowadzenie katalizatora nie zmienia równowagi.

2. W jakim kierunku przesunie się równowaga chemiczna, jeśli stężenie reagentów zwiększy się dwukrotnie?

Rozwiązanie:

υ → = k → 0 2 0 2 ; υ 0 ← = k ← 0 2 0 2

Po zwiększeniu stężeń szybkość reakcji postępującej wynosiła:

υ → = k → 4 = 32 k → 0 4 0

to znaczy wzrosła 32-krotnie w porównaniu z prędkością początkową. Podobnie szybkość reakcji odwrotnej wzrasta 16 razy:

υ ← = k ← 2 2 = 16k ← [H 2 O] 0 2 [C1 2 ] 0 2 .

Wzrost szybkości reakcji do przodu jest 2 razy większy niż wzrost szybkości reakcji odwrotnej: równowaga przesuwa się w prawo.

Przykład 4.

W w jakim kierunku przesunie się równowaga reakcji jednorodnej:

PCl 5 = PC1 3 + Cl 2 + 92 KJ,

jeśli podniesiesz temperaturę o 30°C, wiedząc, że współczynnik temperaturowy reakcji w przód wynosi 2,5, a reakcji odwrotnej 3,2?

Rozwiązanie:

Ponieważ współczynniki temperaturowe reakcji do przodu i do tyłu nie są równe, zwiększenie temperatury będzie miało różny wpływ na zmianę szybkości tych reakcji. Korzystając z reguły Van't Hoffa (1.3), wyznaczamy szybkości reakcji do przodu i do tyłu, gdy temperatura wzrasta o 30 °C:

υ → (t 2) = υ → (t 1)=υ → (t 1)2,5 0,1 30 = 15,6υ → (t 1);

υ ← (t 2) = υ ← (t 1) =υ → (t 1)3,2 0,1 30 = 32,8υ ← (t 1)

Wzrost temperatury zwiększał szybkość reakcji w przód 15,6 razy, a reakcji odwrotnej 32,8 razy. W konsekwencji równowaga przesunie się w lewo, w kierunku powstania PCl 5.

Przykład 5.

Jak zmienią się szybkości reakcji do przodu i do tyłu w izolowanym układzie C 2 H 4 + H 2 ⇄ C 2 H 6 i gdzie przesunie się równowaga, gdy objętość układu wzrośnie 3-krotnie?

Rozwiązanie:

Początkowe szybkości reakcji w przód i w tył są następujące:

υ 0 = k 0 0 ; υ 0 = k 0 .

Zwiększenie objętości układu powoduje zmniejszenie stężeń reagentów o 3 razy, stąd zmiana szybkości reakcji w przód i w tył będzie następująca:

υ 0 = k = 1/9υ 0

υ = k = 1/3υ 0

Spadek szybkości reakcji do przodu i do tyłu nie jest taki sam: szybkość reakcji odwrotnej jest 3 razy (1/3: 1/9 = 3) większa niż szybkość reakcji odwrotnej, dlatego równowaga przesunie się do w lewo, w stronę, w której układ zajmuje większą objętość, to znaczy w kierunku tworzenia się C 2 H 4 i H 2.

Jeśli układ jest w stanie równowagi, to pozostanie w nim tak długo, jak długo warunki zewnętrzne pozostaną niezmienne. Jeśli warunki się zmienią, system wyjdzie ze stanu równowagi - szybkości procesów w przód i w tył zmienią się nierównomiernie - nastąpi reakcja. Do najważniejszych należą przypadki braku równowagi na skutek zmian stężenia którejkolwiek z substancji biorących udział w równowadze, ciśnieniu lub temperaturze.

Rozważmy każdy z tych przypadków.

Zakłócenie równowagi na skutek zmiany stężenia którejkolwiek z substancji biorących udział w reakcji. Niech wodór, jodowodór i para jodu będą ze sobą w równowadze w określonej temperaturze i ciśnieniu. Wprowadźmy do układu dodatkową ilość wodoru. Zgodnie z prawem działania mas wzrost stężenia wodoru będzie wiązał się ze wzrostem szybkości reakcji postępowej - reakcji syntezy HI, natomiast szybkość reakcji odwrotnej nie ulegnie zmianie. Reakcja będzie teraz przebiegać szybciej w kierunku do przodu niż w kierunku odwrotnym. W rezultacie zmniejszy się stężenie wodoru i par jodu, co spowolni reakcję do przodu, a stężenie HI wzrośnie, co przyspieszy reakcję odwrotną. Po pewnym czasie szybkości reakcji w przód i w tył ponownie się wyrównają i zostanie ustanowiona nowa równowaga. Ale jednocześnie stężenie HI będzie teraz wyższe niż przed dodaniem i stężenie będzie niższe.

Proces zmiany stężeń spowodowany brakiem równowagi nazywany jest przesunięciem lub przesunięciem równowagi. Jeśli jednocześnie nastąpi wzrost stężeń substancji po prawej stronie równania (i oczywiście jednocześnie spadek stężeń substancji po lewej stronie), to mówią, że równowaga się przesuwa w prawo, tj. w kierunku bezpośredniej reakcji; gdy stężenia zmieniają się w przeciwnym kierunku, mówią o przesunięciu równowagi w lewo - w kierunku reakcji odwrotnej. W rozważanym przykładzie równowaga przesunęła się w prawo. Jednocześnie substancja, której wzrost stężenia spowodował zaburzenie równowagi, weszła w reakcję - jej stężenie spadło.

Zatem wraz ze wzrostem stężenia którejkolwiek z substancji uczestniczących w równowadze równowaga przesuwa się w kierunku zużycia tej substancji; Kiedy stężenie którejkolwiek substancji maleje, równowaga przesuwa się w kierunku powstania tej substancji.

Zakłócenie równowagi na skutek zmian ciśnienia (poprzez zmniejszenie lub zwiększenie objętości układu). Gdy w reakcji biorą udział gazy, równowaga może zostać zakłócona w przypadku zmiany objętości układu.

Rozważmy wpływ ciśnienia na reakcję podtlenku azotu z tlenem:

Niech mieszanina gazów będzie w równowadze chemicznej w określonej temperaturze i ciśnieniu. Nie zmieniając temperatury zwiększamy ciśnienie tak, aby objętość układu zmniejszyła się 2-krotnie. W pierwszej chwili ciśnienia cząstkowe i stężenia wszystkich gazów podwoją się, ale jednocześnie zmieni się stosunek szybkości reakcji do przodu i do tyłu - równowaga zostanie zakłócona.

W rzeczywistości, zanim ciśnienie wzrosło, stężenia gazów miały wartości równowagi, i , a szybkości reakcji do przodu i do tyłu były takie same i zostały określone przez równania:

W pierwszej chwili po sprężaniu stężenia gazów podwoją się w stosunku do wartości początkowych i będą równe odpowiednio , i . W takim przypadku szybkości reakcji do przodu i do tyłu zostaną określone przez równania:

Zatem w wyniku wzrostu ciśnienia szybkość reakcji w przód wzrosła 8-krotnie, a reakcji odwrotnej tylko 4-krotnie. Równowaga w układzie zostanie zakłócona – reakcja naprzód będzie przeważać nad reakcją odwrotną. Gdy prędkości się wyrównają, równowaga zostanie ponownie ustalona, ​​ale ilość w układzie wzrośnie, a równowaga przesunie się w prawo.

Łatwo zauważyć, że nierówna zmiana szybkości reakcji do przodu i do tyłu wynika z faktu, że po lewej i prawej stronie równania rozpatrywanej reakcji liczba cząsteczek gazu jest różna: jedna cząsteczka tlenu i dwie cząsteczki podtlenku azotu (w sumie trzy cząsteczki gazu) ulegają przemianie w dwie cząsteczki gazu – dwutlenek azotu. Ciśnienie gazu powstaje w wyniku uderzenia jego cząsteczek w ścianki pojemnika; przy pozostałych czynnikach im większa liczba cząsteczek zawartych w danej objętości gazu, tym wyższe ciśnienie gazu. Dlatego reakcja zachodząca ze wzrostem liczby cząsteczek gazu prowadzi do wzrostu ciśnienia, a reakcja zachodząca ze spadkiem liczby cząsteczek gazu prowadzi do spadku ciśnienia.

Mając to na uwadze, wniosek dotyczący wpływu ciśnienia na równowagę chemiczną można sformułować w następujący sposób:

Kiedy ciśnienie wzrasta w wyniku ściskania układu, równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszania się liczby cząsteczek gazu, tj. w kierunku spadku ciśnienia; gdy ciśnienie maleje, równowaga przesuwa się w kierunku wzrostu liczby cząsteczek gazu, tj. w kierunku a wzrost ciśnienia.

W przypadku, gdy reakcja przebiega bez zmiany liczby cząsteczek gazu, równowaga nie zostaje zakłócona podczas sprężania lub rozprężania układu. Na przykład w systemie

równowaga nie zostaje zakłócona przy zmianie objętości; moc wyjściowa HI jest niezależna od ciśnienia.

Brak równowagi na skutek zmian temperatury. Równowaga zdecydowanej większości reakcji chemicznych zmienia się wraz ze zmianami temperatury. Czynnikiem decydującym o kierunku przesunięcia równowagi jest znak efektu termicznego reakcji. Można wykazać, że wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, a gdy maleje, w kierunku reakcji egzotermicznej.

Zatem synteza amoniaku jest reakcją egzotermiczną

Dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga w układzie przesuwa się w lewo - w kierunku rozkładu amoniaku, ponieważ proces ten zachodzi wraz z absorpcją ciepła.

Odwrotnie, synteza tlenku azotu (II) jest reakcją endotermiczną:

Dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga w układzie przesuwa się w prawo - w kierunku formacji.

Wzorce pojawiające się w rozważanych przykładach zaburzeń równowagi chemicznej są szczególnymi przypadkami ogólnej zasady określającej wpływ różnych czynników na układy równowagi. Zasadę tę, znaną jako zasada Le Chateliera, w zastosowaniu do równowag chemicznych, można sformułować w następujący sposób:

Jeśli na układ znajdujący się w równowadze zostanie wywarte jakiekolwiek oddziaływanie, to w wyniku zachodzących w nim procesów równowaga przesunie się w takim kierunku, że oddziaływanie będzie się zmniejszać.

Rzeczywiście, gdy do układu zostanie wprowadzona jedna z substancji biorących udział w reakcji, równowaga przesuwa się w stronę zużycia tej substancji. „Kiedy ciśnienie wzrasta, przesuwa się tak, że ciśnienie w układzie maleje; gdy temperatura wzrasta, równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej – temperatura w układzie spada.

Zasada Le Chateliera ma zastosowanie nie tylko do równowag chemicznych, ale także do różnych równowag fizykochemicznych. Przesunięcie równowagi, gdy zmieniają się warunki procesów takich jak wrzenie, krystalizacja i rozpuszczanie, następuje zgodnie z zasadą Le Chateliera.

Reakcje chemiczne mogą być odwracalne lub nieodwracalne.

te. jeśli jakaś reakcja A + B = C + D jest nieodwracalna, oznacza to, że reakcja odwrotna C + D = A + B nie zachodzi.

czyli np. jeśli dana reakcja A + B = C + D jest odwracalna, oznacza to, że zarówno reakcja A + B → C + D (bezpośrednia), jak i reakcja C + D → A + B (odwrotna) zachodzą jednocześnie ).

Zasadniczo, ponieważ Występują zarówno reakcje bezpośrednie, jak i odwrotne; w przypadku reakcji odwracalnych zarówno substancje po lewej stronie równania, jak i substancje po prawej stronie równania można nazwać odczynnikami (substancjami wyjściowymi). To samo tyczy się produktów.

Dla każdej reakcji odwracalnej możliwa jest sytuacja, gdy szybkości reakcji w przód i w tył są równe. Ten stan nazywa się stan równowagi.

W równowadze stężenia zarówno wszystkich reagentów, jak i wszystkich produktów są stałe. Nazywa się stężenia produktów i reagentów w stanie równowagi stężenia równowagowe.

Przesunięcie równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników

Ze względu na zewnętrzne wpływy na układ, takie jak zmiany temperatury, ciśnienia lub stężenia substancji wyjściowych lub produktów, równowaga układu może zostać zakłócona. Jednak po ustaniu tego wpływu zewnętrznego układ po pewnym czasie przejdzie do nowego stanu równowagi. Takie przejście układu z jednego stanu równowagi do innego stanu równowagi nazywa się przesunięcie (przesunięcie) równowagi chemicznej .

Aby móc określić, jak zmienia się równowaga chemiczna pod wpływem określonego rodzaju wpływu, wygodnie jest skorzystać z zasady Le Chateliera:

Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi zostanie wywarty wpływ zewnętrzny, wówczas kierunek przesunięcia równowagi chemicznej będzie pokrywał się z kierunkiem reakcji, która osłabia efekt oddziaływania.

Wpływ temperatury na stan równowagi

Kiedy zmienia się temperatura, zmienia się równowaga każdej reakcji chemicznej. Wynika to z faktu, że każda reakcja ma efekt termiczny. Co więcej, skutki termiczne reakcji do przodu i do tyłu są zawsze dokładnie przeciwne. Te. jeśli reakcja postępująca jest egzotermiczna i przebiega z efektem termicznym równym +Q, to reakcja odwrotna jest zawsze endotermiczna i ma efekt termiczny równy –Q.

Zatem zgodnie z zasadą Le Chateliera, jeśli podniesiemy temperaturę jakiegoś układu będącego w stanie równowagi, to równowaga przesunie się w stronę reakcji, podczas której temperatura maleje, tj. w kierunku reakcji endotermicznej. I podobnie, jeśli obniżymy temperaturę układu w stanie równowagi, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku czego temperatura wzrośnie, tj. w stronę reakcji egzotermicznej.

Rozważmy na przykład następującą reakcję odwracalną i wskaż, gdzie zmieni się jej równowaga wraz ze spadkiem temperatury:

Jak widać z powyższego równania, reakcja naprzód jest egzotermiczna, tj. W wyniku jego wystąpienia wydziela się ciepło. W związku z tym reakcja odwrotna będzie endotermiczna, to znaczy zachodzi wraz z absorpcją ciepła. Zgodnie z warunkiem temperatura zostanie obniżona, dlatego równowaga przesunie się w prawo, tj. w stronę reakcji bezpośredniej.

Wpływ stężenia na równowagę chemiczną

Wzrost stężenia odczynników zgodnie z zasadą Le Chateliera powinien prowadzić do przesunięcia równowagi w stronę reakcji, w wyniku której odczynniki ulegają zużyciu, tj. w stronę reakcji bezpośredniej.

I odwrotnie, jeśli zmniejszy się stężenie reagentów, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której powstają reagenty, tj. strona reakcji odwrotnej (←).

Podobny efekt ma również zmiana stężenia produktów reakcji. Jeżeli stężenie produktów wzrośnie, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której produkty zostaną skonsumowane, tj. w stronę reakcji odwrotnej (←). Jeśli natomiast zmniejszy się stężenie produktów, wówczas równowaga przesunie się w stronę reakcji bezpośredniej (→), tak że stężenie produktów wzrośnie.

Wpływ ciśnienia na równowagę chemiczną

W przeciwieństwie do temperatury i stężenia, zmiany ciśnienia nie wpływają na stan równowagi każdej reakcji. Aby zmiana ciśnienia spowodowała przesunięcie równowagi chemicznej, sumy współczynników dla substancji gazowych po lewej i prawej stronie równania muszą być różne.

Te. z dwóch reakcji:

zmiana ciśnienia może wpłynąć na stan równowagi tylko w przypadku drugiej reakcji. Ponieważ suma współczynników przed wzorami substancji gazowych w przypadku pierwszego równania po lewej i prawej stronie jest taka sama (równa 2), a w przypadku drugiego równania jest inna (4 po prawej stronie) po lewej i 2 po prawej).

Stąd wynika w szczególności, że jeśli zarówno wśród reagentów, jak i produktów nie ma substancji gazowych, wówczas zmiana ciśnienia w żaden sposób nie wpłynie na bieżący stan równowagi. Na przykład ciśnienie nie będzie miało wpływu na stan równowagi reakcji:

Jeśli po lewej i prawej stronie ilość substancji gazowych będzie się różnić, to wzrost ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, podczas której zmniejsza się objętość gazów, a spadek ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi, w wyniku czego zwiększa się objętość gazów.

Wpływ katalizatora na równowagę chemiczną

Ponieważ katalizator w równym stopniu przyspiesza zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu, jego obecność lub brak nie ma żadnego efektu do stanu równowagi.

Jedyne, na co katalizator może wpływać, to szybkość przejścia układu ze stanu nierównowagi do stanu równowagi.

Wpływ wszystkich powyższych czynników na równowagę chemiczną podsumowano poniżej w ściągawce, którą można początkowo sprawdzić podczas wykonywania zadań związanych z równowagą. Nie będzie jednak możliwości wykorzystania go na egzaminie, dlatego po przeanalizowaniu kilku przykładów z jego pomocą warto się go nauczyć i przećwiczyć rozwiązywanie problemów z równowagą bez patrzenia na niego:

Oznaczenia: T - temperatura, P - ciśnienie, Z – stężenie, – wzrost, ↓ – spadek

9. Szybkość reakcji chemicznej. Równowaga chemiczna

9.2. Równowaga chemiczna i jej przemieszczenie

Większość reakcji chemicznych jest odwracalna, tj. jednocześnie przepływają zarówno w kierunku powstawania produktów, jak i w kierunku ich rozkładu (od lewej do prawej i od prawej do lewej).

Przykładowe równania reakcji dla procesów odwracalnych:

N 2 + 3H 2 ⇄ t °, p, kat. 2NH 3

2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , kat 2SO 3

H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI

Reakcje odwracalne charakteryzują się szczególnym stanem zwanym stanem równowagi chemicznej.

Równowaga chemiczna- jest to stan układu, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu zrównują się. W miarę zbliżania się do równowagi chemicznej szybkość reakcji naprzód i stężenie reagentów maleją, podczas gdy reakcja odwrotna i stężenie produktów wzrastają.

W stanie równowagi chemicznej w jednostce czasu powstaje tyle produktu, ile jest on rozkładany. Dzięki temu stężenia substancji w stanie równowagi chemicznej nie zmieniają się w czasie. Nie oznacza to jednak wcale, że stężenia równowagowe lub masy (objętości) wszystkich substancji są koniecznie sobie równe (patrz ryc. 9.8 i 9.9). Równowaga chemiczna to równowaga dynamiczna (mobilna), która może reagować na wpływy zewnętrzne.

Przejście układu równowagi z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się przesunięciem lub przesunięcie równowagi. W praktyce mówi się o przesunięciu równowagi w stronę produktów reakcji (w prawo) lub w stronę substancji wyjściowych (w lewo); reakcja do przodu to taka, która zachodzi od lewej do prawej, a reakcja odwrotna zachodzi od prawej do lewej. Stan równowagi pokazują dwie przeciwnie skierowane strzałki: ⇄.

Zasada przesuwania równowagi zostało sformułowane przez francuskiego naukowca Le Chateliera (1884): wpływ zewnętrzny na układ znajdujący się w równowadze prowadzi do przesunięcia tej równowagi w kierunku osłabiającym działanie wpływu zewnętrznego

Sformułujmy podstawowe zasady przesuwania równowagi.

Efekt koncentracji: gdy stężenie substancji wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę jej zużycia, a gdy maleje, w stronę jej powstawania.

Na przykład wraz ze wzrostem stężenia H2 w odwracalnej reakcji

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)

szybkość reakcji naprzód, w zależności od stężenia wodoru, wzrośnie. W rezultacie równowaga przesunie się w prawo. Wraz ze spadkiem stężenia H 2 szybkość reakcji do przodu będzie się zmniejszać, w wyniku czego równowaga procesu przesunie się w lewo.

Wpływ temperatury: Gdy temperatura wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a gdy temperatura spada, przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej.

Należy pamiętać, że wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość reakcji zarówno egzo-, jak i endotermicznej, ale reakcja endotermiczna wzrasta wielokrotnie, dla czego E a jest zawsze większe. Wraz ze spadkiem temperatury szybkość obu reakcji maleje, ale znowu większa liczba razy - endotermiczna. Wygodnie jest to zilustrować wykresem, na którym wartość prędkości jest proporcjonalna do długości strzałek, a równowaga przesuwa się w kierunku dłuższej strzałki.

Wpływ ciśnienia: Zmiana ciśnienia wpływa na stan równowagi tylko wtedy, gdy w reakcji biorą udział gazy i nawet wtedy, gdy substancja gazowa znajduje się tylko po jednej stronie równania chemicznego. Przykłady równań reakcji:

• ciśnienie wpływa na przesunięcie równowagi:

3H 2 (g) + N 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g),

CaO (tv) + CO 2 (g) ⇄ CaCO 3 (tv);

• ciśnienie nie wpływa na przesunięcie równowagi:

Cu (tv) + S (tv) = CuS (tv),

NaOH (roztwór) + HCl (roztwór) = NaCl (roztwór) + H2O (l).

Gdy ciśnienie maleje, równowaga przesuwa się w stronę powstania większej ilości chemicznej substancji gazowych, a gdy wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę powstawania mniejszej ilości chemicznej substancji gazowych. Jeżeli ilości chemiczne gazów po obu stronach równania są takie same, to ciśnienie nie wpływa na stan równowagi chemicznej:

H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl (g).

Łatwo to zrozumieć, biorąc pod uwagę, że efekt zmiany ciśnienia jest podobny do efektu zmiany stężenia: gdy ciśnienie wzrasta n razy, stężenie wszystkich substancji w równowadze wzrasta o tę samą wielkość (i odwrotnie) .

Wpływ objętości układu reakcyjnego: zmiana objętości układu reakcyjnego wiąże się ze zmianą ciśnienia i wpływa jedynie na stan równowagi reakcji z udziałem substancji gazowych. Zmniejszenie objętości oznacza wzrost ciśnienia i przesuwa równowagę w kierunku tworzenia mniejszej ilości gazów chemicznych. Wzrost objętości układu prowadzi do spadku ciśnienia i przesunięcia równowagi w kierunku powstania większej ilości chemicznej substancji gazowych.

Wprowadzenie katalizatora do układu równowagowego lub zmiana jego charakteru nie powoduje przesunięcia równowagi (nie zwiększa wydajności produktu), gdyż katalizator w równym stopniu przyspiesza reakcje do przodu i do tyłu. Wynika to z faktu, że katalizator w równym stopniu zmniejsza energię aktywacji procesów do przodu i do tyłu. Dlaczego więc używają katalizatora w procesach odwracalnych? Faktem jest, że zastosowanie katalizatora w procesach odwracalnych sprzyja szybkiemu osiągnięciu równowagi, a to zwiększa wydajność produkcji przemysłowej.

Konkretne przykłady wpływu różnych czynników na przesunięcie równowagi podano w tabeli. 9.1 dla reakcji syntezy amoniaku zachodzącej z wydzieleniem ciepła. Innymi słowy, reakcja naprzód jest egzotermiczna, a reakcja odwrotna jest endotermiczna.

Tabela 9.1

Wpływ różnych czynników na zmianę równowagi reakcji syntezy amoniaku

Przykład 9.3. W stanie równowagi procesowej

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

stężenia substancji (mol/dm 3) SO 2, O 2 i SO 3 wynoszą odpowiednio 0,6, 0,4 i 0,2. Znajdź początkowe stężenia SO 2 i O 2 (początkowe stężenie SO 3 wynosi zero).

Rozwiązanie. Dlatego podczas reakcji zużywane są SO2 i O2

c na zewnątrz (SO 2) = c równe (SO 2) + c na zewnątrz (SO 2),

c na zewnątrz (O 2) = c równe (O 2) + c na zewnątrz (O 2).

Wartość c wydatkowanego określa się za pomocą c (SO 3):

x = 0,2 mola/dm3.

cout (SO 2) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (mol/dm 3).

y = 0,1 mol/dm3.

cout (O 2) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (mol/dm 3).

Odpowiedź: 0,8 mol/dm 3 SO 2; 0,5 mola/dm 3 O 2.

Podczas wykonywania zadań egzaminacyjnych często mylony jest wpływ różnych czynników z jednej strony na szybkość reakcji, a z drugiej na przesunięcie równowagi chemicznej.

Dla procesu odwracalnego

wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość reakcji zarówno do przodu, jak i do tyłu; wraz ze spadkiem temperatury maleje szybkość reakcji zarówno do przodu, jak i do tyłu;

wraz ze wzrostem ciśnienia wzrasta szybkość wszystkich reakcji zachodzących z udziałem gazów, zarówno bezpośrednich, jak i odwrotnych. Wraz ze spadkiem ciśnienia maleje szybkość wszystkich reakcji zachodzących z udziałem gazów, zarówno bezpośrednich, jak i odwrotnych;

wprowadzenie katalizatora do układu lub zastąpienie go innym katalizatorem nie powoduje zmiany równowagi.

Przykład 9.4. Zachodzi proces odwracalny, opisany równaniem

N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g) + Q

Zastanów się, które czynniki: 1) zwiększają szybkość syntezy reakcji amoniaku; 2) przesuń wagę w prawo:

a) spadek temperatury;

b) wzrost ciśnienia;

c) spadek stężenia NH3;

d) zastosowanie katalizatora;

e) wzrost stężenia N2.

Rozwiązanie. Czynniki b), d) i e) zwiększają szybkość reakcji syntezy amoniaku (a także wzrost temperatury, zwiększenie stężenia H 2); przesuń wagę w prawo - a), b), c), e).

Odpowiedź: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.

Przykład 9.5. Poniżej znajduje się diagram energetyczny reakcji odwracalnej

Wypisz wszystkie prawdziwe stwierdzenia:

a) reakcja odwrotna przebiega szybciej niż reakcja postępowa;

b) wraz ze wzrostem temperatury szybkość reakcji odwrotnej wzrasta więcej razy niż reakcja naprzód;

c) zachodzi bezpośrednia reakcja z absorpcją ciepła;

d) współczynnik temperaturowy γ jest większy dla reakcji odwrotnej.

Rozwiązanie.

a) Stwierdzenie jest poprawne, gdyż E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) jest mniejsze niż E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).

b) Twierdzenie jest błędne; szybkość reakcji bezpośredniej, dla której E a jest większe, wzrasta większą liczbę razy.

c) Stwierdzenie jest poprawne, Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).

d) Twierdzenie jest błędne, γ jest większe dla reakcji bezpośredniej, w którym to przypadku E a jest większe.

Odpowiedź: a), c).

Główny artykuł: Zasada Le Chateliera-Browna

Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia. Wpływ tych czynników na reakcję chemiczną jest zgodny ze schematem, który w sposób ogólny wyraził w 1885 roku francuski naukowiec Le Chatelier.

Czynniki wpływające na równowagę chemiczną:

1) temperatura

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej (absorpcji), a gdy maleje, w stronę reakcji egzotermicznej (uwalniania).

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) ciśnienie

Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna przesuwa się w stronę mniejszej objętości substancji, a wraz ze spadkiem ciśnienia w stronę większej objętości. Zasada ta dotyczy tylko gazów, tj. Jeśli w reakcji biorą udział ciała stałe, nie są one brane pod uwagę.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) stężenie substancji wyjściowych i produktów reakcji

Wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga chemiczna przesuwa się w stronę produktów reakcji, a wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji w stronę substancji wyjściowych.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Katalizatory nie wpływają na zmianę równowagi chemicznej!

Podstawowe ilościowe charakterystyki równowagi chemicznej: stała równowagi chemicznej, stopień konwersji, stopień dysocjacji, wydajność równowagi. Wyjaśnij znaczenie tych wielkości na przykładzie konkretnych reakcji chemicznych.

W termodynamice chemicznej prawo działania mas wiąże aktywności równowagowe substancji wyjściowych i produktów reakcji zgodnie z zależnością:

Aktywność substancji. Zamiast aktywności można zastosować stężenie (w przypadku reakcji w roztworze idealnym), ciśnienia cząstkowe (reakcja w mieszaninie gazów doskonałych), lotność (reakcja w mieszaninie gazów rzeczywistych);

Współczynnik stechiometryczny (ujemny dla substancji wyjściowych, dodatni dla produktów);

Stała równowagi chemicznej. Indeks dolny „a” oznacza tutaj użycie wartości aktywności we wzorze.

Skuteczność reakcji zwykle ocenia się poprzez obliczenie wydajności produktu reakcji (sekcja 5.11). Jednocześnie efektywność reakcji można również ocenić określając, jaka część najważniejszej (zwykle najdroższej) substancji została przekształcona w docelowy produkt reakcji, np. jaka część SO 2 została przekształcona w SO 3 podczas produkcji kwasu siarkowego, czyli znaleźć stopień konwersji substancja oryginalna.

Niech krótki schemat zachodzącej reakcji

Następnie stopień przemiany substancji A w substancję B (A) określa się za pomocą następującego równania

Gdzie N proreact (A) – ilość substancji odczynnika A, która przereagowała tworząc produkt B, oraz N początkowa (A) – początkowa ilość odczynnika A.

Naturalnie stopień przekształcenia można wyrazić nie tylko ilością substancji, ale także dowolnymi proporcjonalnymi do niej wielkościami: liczbą cząsteczek (jednostek wzoru), masą, objętością.

Jeżeli odczynnika A brakuje i można pominąć utratę produktu B, wówczas stopień przemiany odczynnika A jest zwykle równy wydajności produktu B

Wyjątkiem są reakcje, w których substancja wyjściowa jest oczywiście zużywana, tworząc kilka produktów. Na przykład w reakcji

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O

chlor (odczynnik) przekształca się w równym stopniu w chlorek potasu i podchloryn potasu. W tej reakcji, nawet przy 100% wydajności KClO, stopień przekształcenia chloru w niego wynosi 50%.

Znana ilość – stopień protolizy (sekcja 12.4) – jest szczególnym przypadkiem stopnia konwersji:

W ramach TED podobne wielkości nazywane są stopień dysocjacji kwasy lub zasady (określane również jako stopień protolizy). Stopień dysocjacji jest powiązany ze stałą dysocjacji zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.

W ramach tej samej teorii równowaga hydrolizy charakteryzuje się stopień hydrolizy (H) i stosuje się następujące wyrażenia odnoszące je do początkowego stężenia substancji ( Z) i stałe dysocjacji słabych kwasów (K HA) i słabych zasad powstających podczas hydrolizy ( K MOH):

Pierwsze wyrażenie dotyczy hydrolizy soli słabego kwasu, drugie - soli słabej zasady, a trzecie - soli słabego kwasu i słabej zasady. Wszystkie te wyrażenia można stosować tylko w przypadku rozcieńczonych roztworów o stopniu hydrolizy nie większym niż 0,05 (5%).

Zazwyczaj wydajność równowagi jest określona przez znaną stałą równowagi, z którą jest ona powiązana w każdym konkretnym przypadku pewnym stosunkiem.

Wydajność produktu można zmieniać poprzez przesuwanie równowagi reakcji w procesach odwracalnych, pod wpływem takich czynników jak temperatura, ciśnienie, stężenie.

Zgodnie z zasadą Le Chateliera, podczas prostych reakcji równowagowy stopień przemiany wzrasta wraz ze wzrostem ciśnienia, a w pozostałych przypadkach objętość mieszaniny reakcyjnej nie zmienia się, a wydajność produktu nie zależy od ciśnienia.

Wpływ temperatury na wydajność równowagi, a także na stałą równowagi, określa znak efektu termicznego reakcji.

Dla pełniejszej oceny procesów odwracalnych stosuje się tzw. uzysk z teoretycznego (wydajność z równowagi), równy stosunkowi faktycznie otrzymanego produktu do ilości, która zostałaby uzyskana w stanie równowagi.

Dysocjacja termiczna, substancja chemiczna

reakcja odwracalnego rozkładu substancji spowodowana wzrostem temperatury.

W przypadku Etc. z jednej substancji powstaje kilka (2H2H+ OCaO + CO) lub jedna prostsza substancja

Równowaga itp. ustalana jest zgodnie z prawem działania mas. To

można scharakteryzować albo stałą równowagi, albo stopniem dysocjacji

(stosunek liczby rozpadających się cząsteczek do całkowitej liczby cząsteczek). W

W większości przypadków itp. towarzyszy absorpcja ciepła (wzrost

entalpia

DN>0); zatem zgodnie z zasadą Le Chateliera-Browna

ogrzewanie go wzmacnia, określa się stopień przemieszczenia itp. wraz z temperaturą

wartość bezwzględna DN. Ciśnienie zakłóca itp., Im silniej, tym większe

zmiana (wzrost) liczby moli (Di) substancji gazowych

stopień dysocjacji nie zależy od ciśnienia. Jeśli ciała stałe nie są

tworzą roztwory stałe i nie są w stanie silnie rozproszonym,

wówczas ciśnienie itp. jest jednoznacznie określane przez temperaturę. Aby wdrożyć T.

d. ciała stałe (tlenki, krystaliczne hydraty itp.)

Ważne jest, aby wiedzieć

temperatura, w której ciśnienie dysocjacji staje się równe zewnętrznemu (w szczególności

ciśnienie atmosferyczne. Ponieważ uwolniony gaz może pokonać

ciśnieniem otoczenia, a następnie po osiągnięciu tej temperatury następuje proces rozkładu

natychmiast się nasila.

Zależność stopnia dysocjacji od temperatury: stopień dysocjacji rośnie wraz ze wzrostem temperatury (wzrost temperatury prowadzi do wzrostu energii kinetycznej rozpuszczonych cząstek, co sprzyja rozpadowi cząsteczek na jony)

Stopień konwersji substancji wyjściowych i wydajność równowagowa produktu. Metody ich obliczania w zadanej temperaturze. Jakie dane są do tego potrzebne? Podaj schemat obliczania dowolnej z tych ilościowych cech równowagi chemicznej na dowolnym przykładzie.

Stopień konwersji to ilość przereagowanego odczynnika podzielona przez jego pierwotną ilość. Dla najprostszej reakcji, gdzie jest to stężenie na wlocie do reaktora lub na początku procesu okresowego, jest to stężenie na wylocie z reaktora lub bieżący moment procesu okresowego. W przypadku dobrowolnej odpowiedzi, np. , zgodnie z definicją, wzór obliczeniowy jest taki sam: . Jeżeli w reakcji bierze udział kilka odczynników, to stopień konwersji można obliczyć dla każdego z nich, np. dla reakcji Zależność stopnia przemiany od czasu reakcji określa się na podstawie zmiany stężenia odczynnika w czasie. W początkowej chwili, gdy nic się nie zmieniło, stopień transformacji wynosi zero. Następnie w miarę przekształcania odczynnika stopień konwersji wzrasta. W przypadku reakcji nieodwracalnej, gdy nic nie stoi na przeszkodzie całkowitemu zużyciu odczynnika, jego wartość dąży (ryc. 1) do jedności (100%). Rys. 1 Im większe zużycie odczynnika, określone wartością stałej szybkości, tym szybciej narasta stopień konwersji, jak pokazano na rysunku. Jeśli reakcja jest odwracalna, to w miarę jak reakcja dąży do równowagi, stopień konwersji dąży do wartości równowagi, której wartość zależy od stosunku stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu (do stałej równowagi) (ryc. 2). Rys. 2 Wydajność produktu docelowego Wydajność produktu to ilość faktycznie otrzymanego produktu docelowego podzielona przez ilość tego produktu, która zostałaby otrzymana, gdyby cały odczynnik przeszedł do tego produktu (do maksymalnej możliwej ilości otrzymany produkt). Lub (poprzez odczynnik): ilość odczynnika faktycznie przekształcona w produkt docelowy podzielona przez początkową ilość odczynnika. W przypadku najprostszej reakcji wydajność wynosi , i pamiętając, że w przypadku tej reakcji , tj. W przypadku najprostszej reakcji wydajność i stopień konwersji mają tę samą wartość. Jeżeli przemiana następuje ze zmianą np. ilości substancji, to zgodnie z definicją w obliczonym wyrażeniu należy uwzględnić współczynnik stechiometryczny. Zgodnie z pierwszą definicją, urojona ilość produktu otrzymana z całej początkowej ilości odczynnika będzie dla tej reakcji dwukrotnie mniejsza od początkowej ilości odczynnika, tj. oraz wzór obliczeniowy. Zgodnie z drugą definicją, ilość odczynnika faktycznie przekształcona w produkt docelowy będzie dwukrotnie większa niż ten produkt powstał, czyli tj. , to wzór obliczeniowy to . Oczywiście oba wyrażenia są takie same. Dla bardziej złożonej reakcji wzory obliczeniowe zapisuje się dokładnie w ten sam sposób, zgodnie z definicją, z tym że w tym przypadku wydajność nie jest już równa stopniowi konwersji. Na przykład dla reakcji . Jeśli w reakcji bierze udział kilka reagentów, wydajność można obliczyć dla każdego z nich; jeśli jest także kilka produktów docelowych, wówczas wydajność można obliczyć dla dowolnego produktu docelowego dla dowolnego odczynnika. Jak widać ze struktury wzoru obliczeniowego (mianownik zawiera wartość stałą), zależność wydajności od czasu reakcji wyznaczana jest przez zależność stężenia docelowego produktu od czasu. Na przykład dla reakcji zależność ta wygląda jak na rys. 3. Ryc.3

Stopień konwersji jako ilościowa cecha równowagi chemicznej. Jak wzrost całkowitego ciśnienia i temperatury wpłynie na stopień konwersji odczynnika ... w reakcji w fazie gazowej: ( podane jest równanie)? Uzasadnij swoją odpowiedź i odpowiednie wyrażenia matematyczne.