Ako je sistem u stanju ravnoteže, on će ostati u njemu sve dok vanjski uvjeti ostaju konstantni. Ako se uslovi promijene, sistem će izaći iz ravnoteže - brzine naprijed i nazad procesa će se promijeniti nejednako - doći će do reakcije. Najvažniji su slučajevi neravnoteže zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u ravnotežu, pritisak ili temperaturu.

Razmotrimo svaki od ovih slučajeva.

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

Proces promjene koncentracija uzrokovan neravnotežom naziva se pomak ili pomak ravnoteže. Ako u isto vrijeme dođe do povećanja koncentracija tvari na desnoj strani jednadžbe (i, naravno, istovremeno do smanjenja koncentracija tvari na lijevoj), onda kažu da se ravnoteža pomiče udesno, tj. u pravcu direktne reakcije; kada se koncentracije mijenjaju u suprotnom smjeru, govore o pomaku ravnoteže ulijevo - u smjeru obrnute reakcije. U razmatranom primjeru, ravnoteža se pomjerila udesno. U isto vrijeme, tvar, čije je povećanje koncentracije izazvalo neravnotežu, ušla je u reakciju - njena koncentracija se smanjila.

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

Poremećaj ravnoteže usled promene pritiska (smanjenjem ili povećanjem zapremine sistema). Kada su gasovi uključeni u reakciju, ravnoteža može biti poremećena kada se promeni zapremina sistema.

Razmotrimo učinak pritiska na reakciju između dušikovog monoksida i kisika:

Neka mješavina plinova bude u hemijskoj ravnoteži na određenoj temperaturi i pritisku. Bez promjene temperature povećavamo pritisak tako da se volumen sistema smanji za 2 puta. U prvom trenutku parcijalni pritisci i koncentracije svih plinova će se udvostručiti, ali će se u isto vrijeme promijeniti odnos između brzina naprijed i obrnuto - ravnoteža će biti poremećena.

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

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

Dakle, kao rezultat povećanja pritiska, brzina prednje reakcije se povećala 8 puta, a obrnute samo 4 puta. Ravnoteža u sistemu će biti poremećena - prednja reakcija će prevladati nad obrnutom. Nakon što brzine postanu jednake, ravnoteža će se ponovo uspostaviti, ali će se količina u sistemu povećati, a ravnoteža će se pomeriti udesno.

Lako je uočiti da je nejednaka promjena u brzinama naprijed i nazad reakcije posljedica činjenice da je na lijevoj i desnoj strani jednadžbe razmatrane reakcije broj molekula plina različit: jedan molekul kisika i dva molekula dušikovog monoksida (ukupno tri molekula plina) pretvaraju se u dva molekula plina - dušikov dioksid. Pritisak plina je rezultat udara njegovih molekula o zidove posude; pod jednakim ostalim stvarima, što je veći broj molekula sadržanih u datoj zapremini gasa, to je veći pritisak gasa. Dakle, reakcija koja se javlja sa povećanjem broja molekula gasa dovodi do povećanja pritiska, a reakcija koja se javlja sa smanjenjem broja molekula gasa dovodi do smanjenja pritiska.

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

Kada se pritisak povećava kompresijom sistema, ravnoteža se pomera ka smanjenju broja molekula gasa, odnosno ka smanjenju pritiska kada se pritisak smanjuje, ravnoteža se pomera ka povećanju broja molekula gasa, tj. povećanje pritiska.

U slučaju kada reakcija teče bez promene broja molekula gasa, ravnoteža se ne narušava tokom kompresije ili širenja sistema. Na primjer, u sistemu

ravnoteža se ne narušava kada se volumen promijeni; HI izlaz je nezavisan od pritiska.

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

Dakle, sinteza amonijaka je egzotermna reakcija

Stoga, kako temperatura raste, ravnoteža u sistemu se pomiče ulijevo - prema razgradnji amonijaka, jer se ovaj proces odvija uz apsorpciju topline.

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

Dakle, kako temperatura raste, ravnoteža u sistemu se pomera udesno - prema formaciji.

Obrasci koji se pojavljuju u razmatranim primerima poremećaja hemijske ravnoteže su posebni slučajevi opšteg principa koji određuje uticaj različitih faktora na sisteme ravnoteže. Ovaj princip, poznat kao Le Chatelierov princip, kada se primjenjuje na kemijske ravnoteže, može se formulirati na sljedeći način:

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

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

Le Chatelierov princip se odnosi ne samo na hemijske, već i na različite fizičko-hemijske ravnoteže. Pomeranje ravnoteže kada se uslovi procesa kao što su ključanje, kristalizacija i otapanje menjaju u skladu sa Le Chatelierovim principom.

Većina kemijskih reakcija je reverzibilna, odnosno odvijaju se istovremeno u suprotnim smjerovima. U slučajevima kada se prednja i obrnuta reakcija odvijaju istom brzinom, dolazi do hemijske ravnoteže.

Kada dođe do hemijske ravnoteže, broj molekula supstanci koje čine sistem prestaje da se menja i ostaje konstantan tokom vremena pod stalnim spoljnim uslovima.

Stanje sistema u kojem je brzina direktne reakcije jednaka brzini reverzne reakcije naziva se hemijska ravnoteža.

Na primjer, ravnoteža reakcije H 2 (g) + I 2 (g) ⇆ 2HI (g) nastaje kada se direktnom reakcijom u jedinici vremena formira tačno isti broj molekula jodovodika kao što se razlažu obrnutom reakcija u jod i vodonik.

Sposobnost reakcije da se odvija u suprotnim smjerovima naziva se kinetička reverzibilnost.

U jednadžbi reakcije, reverzibilnost je označena sa dvije suprotne strelice (⇆) umjesto znaka jednakosti između lijeve i desne strane hemijske jednačine.

Hemijska ravnoteža je dinamička (pokretna). Kada se spoljni uslovi promene, ravnoteža se pomera i vraća u prvobitno stanje ako spoljašnji uslovi dobiju konstantne vrednosti. Uticaj spoljašnjih faktora na hemijsku ravnotežu izaziva njeno pomeranje.

Položaj hemijske ravnoteže zavisi od sledećih parametara reakcije:

Temperature;

Pritisak;

Koncentracije.

Uticaj koji ovi faktori imaju na hemijsku reakciju podložan je obrascu koji je generalno izrazio francuski naučnik Le Chatelier 1884. godine (slika 1).

Rice. 1. Henri Louis Le Chatelier

Moderna formulacija Le Chatelierovog principa

Ako se na sistem koji je u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj, tada se ravnoteža pomiče na stranu koja slabi ovaj utjecaj.

1. Utjecaj temperature

U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom procesu.

Primjer: industrijska proizvodnja amonijaka. Rice. 2.

Rice. 2. Postrojenje za proizvodnju amonijaka

Reakcija sinteze amonijaka:

N 2 + 3H 2 ⇆ 2NH 3 + Q

Prednja reakcija je egzotermna, a reverzna endotermna.

Utjecaj promjena temperature na položaj hemijske ravnoteže podliježe sljedećim pravilima.

Kako temperatura raste, kemijska se ravnoteža pomiče u smjeru endotermne reakcije, a kako temperatura opada, u smjeru egzotermne reakcije.

Da bi se ravnoteža pomaknula prema proizvodnji amonijaka, temperatura se mora sniziti.

2. Utjecaj pritiska

U svim reakcijama koje uključuju gasovite supstance, praćene promenom zapremine usled promene količine supstance tokom prelaska sa polaznih supstanci na produkte, na položaj ravnoteže utiče pritisak u sistemu.

Utjecaj pritiska na ravnotežni položaj podliježe sljedećim pravilima.

Sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera ka stvaranju supstanci (početne ili produkte) manje zapremine; kako pritisak opada, ravnoteža se pomiče prema stvaranju tvari veće zapremine.

U reakciji sinteze amonijaka, sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera ka stvaranju amonijaka, jer se reakcija odvija smanjenjem zapremine.

3. Učinak koncentracije

Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže podliježe sljedećim pravilima.

Kada se koncentracija jedne od polaznih supstanci poveća, ravnoteža se pomiče prema stvaranju produkta reakcije; Kada se koncentracija jednog od produkta reakcije poveća, ravnoteža se pomiče prema stvaranju polaznih tvari.

U reakciji koja proizvodi amonijak, da bi se ravnoteža pomaknula prema proizvodnji amonijaka, potrebno je povećati koncentraciju vodika i dušika.

Sumiranje lekcije

U lekciji ste naučili o konceptu „hemijske ravnoteže” i kako je pomeriti, koji uslovi utiču na pomeranje hemijske ravnoteže i kako funkcioniše „Le Chatelierov princip”.

Bibliografija

1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. hemija. Udžbenik za 10. razred opšteg obrazovanja. osnivanje Nivo profila. - M.: DOO "TID "Ruska reč - RS", 2008. (§§ 24, 25)
2. Kuznjecova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Hemija: 11. razred: Udžbenik za učenike opšteg obrazovanja. osnivanje (nivo profila): u 2 dijela. M.: Ventana-Graf, 2008. (§ 24)
3. Rudzitis G.E. hemija. Osnove opšte hemije. 11. razred: vaspitni. za opšte obrazovanje ustanova: osnovni nivo/ G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - M.: Obrazovanje, OJSC “Moskovski udžbenici”, 2010. (§ 13)
4. Radetsky A.M. hemija. Didaktički materijal. 10-11 razredi. - M.: Obrazovanje, 2011. (str. 96-98)
5. Khomchenko I.D. Zbirka zadataka i vježbi iz hemije za srednju školu. - M.: RIA “Novi talas”: Izdavač Umerenkov, 2008. (str. 65-68)

1. Hemi.nsu.ru ().
2. Alhimikov.net ().
3. Prosto-o-slognom.ru ().

Zadaća

1. With. 65-66 br. 12.10-12.17 iz Zbirke zadataka i vežbi iz hemije za srednju školu (Homčenko I.D.), 2008.
2. U kojem slučaju promjena tlaka neće uzrokovati promjenu kemijske ravnoteže u reakcijama koje uključuju plinovite tvari?
3. Zašto katalizator ne mijenja hemijsku ravnotežu?

1. Među svim poznatim reakcijama, pravi se razlika između reverzibilnih i ireverzibilnih reakcija. Prilikom proučavanja reakcija jonske izmjene navedeni su uvjeti pod kojima se one odvijaju. ().

Poznate su i reakcije koje, pod datim uslovima, ne idu do kraja. Tako, na primjer, kada se sumpor dioksid otopi u vodi, dolazi do reakcije: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Ali ispada da se samo određena količina sumporne kiseline može formirati u vodenoj otopini. To se objašnjava činjenicom da je sumporna kiselina krhka i dolazi do obrnute reakcije, tj. razlaganje na sumporov oksid i vodu. Posljedično, ova reakcija ne ide do kraja jer se dvije reakcije odvijaju istovremeno - ravno(između sumpor-oksida i vode) i obrnuto(razgradnja sumporne kiseline). SO 2 +H 2 O↔ H 2 SO 3 .

Hemijske reakcije koje se pod datim uvjetima odvijaju u međusobno suprotnim smjerovima nazivaju se reverzibilne.

2. Budući da brzina kemijskih reakcija ovisi o koncentraciji reaktanata, tada najprije brzina direktne reakcije ( υ pr) treba biti maksimalna, a brzina obrnute reakcije ( υ arr.) je jednako nuli. Koncentracija reaktanata opada s vremenom, a koncentracija produkata reakcije raste. Stoga se brzina reakcije naprijed smanjuje, a brzina obrnute povećava. U određenom trenutku, stope reakcije naprijed i nazad postaju jednake:

U svim reverzibilnim reakcijama, brzina reakcije naprijed opada, brzina reverzne reakcije raste sve dok obje brzine ne postanu jednake i ne uspostavi se ravnotežno stanje:

υ pr =υ arr.

Stanje sistema u kojem je brzina direktne reakcije jednaka brzini reverzne reakcije naziva se hemijska ravnoteža.

U stanju kemijske ravnoteže, kvantitativni omjer između reaktanata i produkta reakcije ostaje konstantan: koliko molekula produkta reakcije nastaje u jedinici vremena, toliko ih se raspada. Međutim, stanje hemijske ravnoteže se održava sve dok su uslovi reakcije nepromenjeni: koncentracija, temperatura i pritisak.

Stanje hemijske ravnoteže je opisano kvantitativno zakon masovne akcije.

U ravnoteži, omjer proizvoda koncentracija produkta reakcije (u snagama njihovih koeficijenata) i proizvoda koncentracija reaktanata (također u snagama njihovih koeficijenata) je konstantna vrijednost, neovisna o početnim koncentracijama tvari u reakciji mješavina.

Ova konstanta se zove konstanta ravnoteže - k

Dakle za reakciju: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ konstanta ravnoteže se izražava na sljedeći način:

υ 1 =υ 2

v 1 (direktna reakcija) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , gdje– ravnotežne molarne koncentracije, = mol/l

υ 2 (odgovor) = k 2 [ N.H. 3 ] 2

k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ N.H. 3 ] 2

Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – konstanta ravnoteže.

Hemijska ravnoteža zavisi od koncentracije, pritiska, temperature.

Principodređuje smjer ravnotežnog miješanja:

Ako se na sistem koji je u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj, tada će se ravnoteža u sistemu pomjeriti u smjeru suprotnom ovom utjecaju.

1) Efekat koncentracije – ako se poveća koncentracija polaznih supstanci, ravnoteža se pomiče u pravcu stvaranja produkta reakcije.

Na primjer,Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

Kada se doda u reakcionu smjesu, na primjer nitrogen, tj. koncentracija reagensa raste, nazivnik u izrazu za K se povećava, ali pošto je K konstanta, onda da bi se ispunio ovaj uslov mora se povećati i brojnik. Tako se povećava količina produkta reakcije u reakcijskoj smjesi. U ovom slučaju govore o pomaku hemijske ravnoteže udesno, prema proizvodu.

Dakle, povećanje koncentracije reaktanata (tečnih ili plinovitih) pomiče se prema produktima, tj. ka direktnoj reakciji. Povećanje koncentracije proizvoda (tečnih ili gasovitih) pomera ravnotežu prema reaktantima, tj. ka suprotnoj reakciji.

Promjenom mase čvrste tvari ne mijenja se položaj ravnoteže.

2) Uticaj temperature – povećanje temperature pomera ravnotežu prema endotermnoj reakciji.

A)N 2 (G) + 3H 2 (G) ↔ 2N.H. 3 (G) + 92,4 kJ (egzotermno - oslobađanje topline)

Kako temperatura raste, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji raspadanja amonijaka (←)

b)N 2 (G) +O 2 (G) ↔ 2NO(G) – 180,8 kJ (endotermno - apsorpcija toplote)

Kako temperatura raste, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji formiranja NO (→)

3) Uticaj pritiska (samo za gasovite materije) – sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera prema formacijiI supstance koje zauzimaju manje o Ja jedem.

N 2 (G) + 3H 2 (G) ↔ 2N.H. 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – N.H. 3

Sa povećanjem pritiska ( P): prije reakcije4 V gasovitim materijama → nakon reakcije2 Vgasovitim supstancama, dakle, ravnoteža se pomera udesno ( → )

Kada se pritisak poveća, na primjer, za 2 puta, volumen plinova se smanjuje za istu količinu, pa će se koncentracije svih plinovitih tvari povećati za 2 puta. Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

U ovom slučaju, brojilac izraza za K će se povećati za 4 puta, a imenilac je 16 puta, tj. jednakost će biti narušena. Da biste ga obnovili, koncentracija se mora povećati amonijaka koncentracije se smanjuju nitrogenIvodevrsta. Ravnoteža će se pomjeriti udesno.

Dakle, kada se pritisak poveća, ravnoteža se pomera prema smanjenju zapremine, a kada se pritisak smanji, prema povećanju zapremine.

Promjena pritiska praktično nema uticaja na zapreminu čvrstih i tečnih materija, tj. ne mijenja njihovu koncentraciju. Shodno tome, ravnoteža reakcija u kojima gasovi ne učestvuju praktično je nezavisna od pritiska.

! Na tok hemijske reakcije utiču supstance - katalizatori. Ali kada se koristi katalizator, energija aktivacije i prednje i reverzne reakcije smanjuje se za istu količinu i stoga ravnoteža se ne pomera.

Riješiti probleme:

br. 1. Početne koncentracije CO i O 2 u reverzibilnoj reakciji

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Jednako 6 i 4 mol/l, respektivno. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je koncentracija CO 2 u trenutku ravnoteže 2 mol/l.

br. 2. Reakcija se odvija prema jednačini

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) + Q

Navedite gdje će se ravnoteža pomjeriti ako

a) povećati pritisak

b) povećati temperaturu

c) povećati koncentraciju kiseonika

d) uvođenje katalizatora?

Ako se spoljašnji uslovi hemijskog procesa ne promene, onda stanje hemijske ravnoteže može ostati neograničeno. Promjenom uvjeta reakcije (temperatura, pritisak, koncentracija) možete postići pomeranje ili pomeranje hemijske ravnoteže u traženom pravcu.

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

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

Le Chatelierov princip:ako je sistem u stanju kemijske ravnoteže podložan bilo kakvom utjecaju, na primjer, promjenom temperature, tlaka ili koncentracije reagensa, tada će se ravnoteža pomjeriti u smjeru reakcije koja slabi učinak .

Utjecaj promjena koncentracije na promjenu kemijske ravnoteže.

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

Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže podliježe sljedećim pravilima:

Kako se koncentracija jedne od polaznih supstanci povećava, brzina prednje reakcije se povećava i ravnoteža se pomiče prema stvaranju produkta reakcije i obrnuto;

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

Na primjer, ako je u ravnotežnom sistemu:

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

povećati koncentraciju SO 2 ili NO 2, tada će se, u skladu sa zakonom djelovanja mase, povećati brzina direktne reakcije. To će dovesti do pomaka ravnoteže udesno, što će dovesti do potrošnje polaznih tvari i povećanja koncentracije produkta reakcije. Uspostavit će se novo ravnotežno stanje s novim ravnotežnim koncentracijama polaznih tvari i produkta reakcije. Kada se koncentracija, na primjer, jednog od produkta reakcije smanji, sistem će reagirati na način da poveća koncentraciju proizvoda. Prednost će imati direktna reakcija, što dovodi do povećanja koncentracije produkta reakcije.

Utjecaj promjena tlaka na promjenu kemijske ravnoteže.

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

Na primjer, u reverzibilnoj reakciji:

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

od 2 mola NO 2 nastaju 2 mola NO i 1 mol O 2. Stehiometrijski koeficijenti ispred formula gasovitih supstanci ukazuju da pojava direktne reakcije dovodi do povećanja broja molova gasova, a pojava reverzne reakcije, naprotiv, smanjuje broj molova gasova. supstance. Ako se na takav sistem izvrši vanjski utjecaj, na primjer, povećanjem pritiska, tada će sistem reagovati na način da taj uticaj oslabi. Tlak se može smanjiti ako se ravnoteža date reakcije pomjeri prema manjem broju molova plinovite tvari, a time i manjem volumenu.

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

Ako broj molova gasovitih supstanci prije i poslije reakcije ostane konstantan, tj. zapremina sistema se ne menja tokom reakcije, tada promena pritiska podjednako menja stope prednjih i reverznih reakcija i ne utiče na stanje hemijske ravnoteže.

Na primjer, u reakciji:

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

ukupan broj molova gasovitih materija pre i posle reakcije ostaje konstantan i pritisak u sistemu se ne menja. Ravnoteža u ovom sistemu se ne pomera kada se pritisak promeni.

Utjecaj promjena temperature na promjenu kemijske ravnoteže.

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

N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) + Q (-ΔH).

Kada se temperatura promijeni, mijenjaju se brzine i naprijed i nazad reakcije, međutim, promjene brzine se ne dešavaju u istoj mjeri. U skladu sa Arrheniusovom jednačinom, endotermna reakcija, koju karakteriše velika energija aktivacije, u većem stepenu reaguje na promene temperature.

Stoga je za procjenu utjecaja temperature na smjer pomicanja hemijske ravnoteže potrebno poznavati termički efekat procesa. Može se odrediti eksperimentalno, na primjer, pomoću kalorimetra, ili izračunati na osnovu G. Hessovog zakona. Treba napomenuti da promjena temperature dovodi do promjene vrijednosti konstante kemijske ravnoteže (K p).

Prema Le Chatelierovom principu Povećanje temperature pomera ravnotežu prema endotermnoj reakciji. Kako temperatura pada, ravnoteža se pomiče prema egzotermnoj reakciji.

dakle, porast temperature u reakciji sinteze amonijaka dovest će do promjene ravnoteže prema endotermnoj reakcije, tj. nalijevo. Prednost se daje obrnutoj reakciji, koja se javlja pri apsorpciji topline.

9. Brzina hemijske reakcije. Hemijska ravnoteža

9.2. Hemijska ravnoteža i njeno pomicanje

Većina hemijskih reakcija je reverzibilna, tj. istovremeno teku i u smjeru stvaranja proizvoda i u smjeru njihovog raspadanja (s lijeva na desno i s desna na lijevo).

Primjeri jednadžbi reakcija za reverzibilne procese:

N 2 + 3H 2 ⇄ t °, p, kat. 2NH 3

2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , kat 2SO 3

H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI

Reverzibilne reakcije karakterizira posebno stanje koje se naziva stanje kemijske ravnoteže.

Hemijska ravnoteža- ovo je stanje sistema u kojem se izjednačavaju brzine naprijed i nazad reakcije. Kada se kreće ka hemijskoj ravnoteži, brzina prednje reakcije i koncentracija reaktanata se smanjuju, dok se reverzna reakcija i koncentracija produkata povećavaju.

U stanju hemijske ravnoteže u jedinici vremena nastaje onoliko proizvoda koliko se razlaže. Kao rezultat toga, koncentracije tvari u stanju kemijske ravnoteže ne mijenjaju se tokom vremena. Međutim, to uopće ne znači da su ravnotežne koncentracije ili mase (volume) svih supstanci nužno jednake jedna drugoj (vidi slike 9.8 i 9.9). Hemijska ravnoteža je dinamička (mobilna) ravnoteža koja može odgovoriti na vanjske utjecaje.

Prelazak ravnotežnog sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo naziva se pomeranjem ili pomeranje ravnoteže. U praksi se govori o pomaku ravnoteže prema produktima reakcije (desno) ili prema polaznim supstancama (lijevo); prednja reakcija je ona koja se javlja s lijeva na desno, a obrnuta reakcija s desna na lijevo. Stanje ravnoteže prikazano je sa dvije suprotno usmjerene strelice: ⇄.

Princip pomeranja ravnoteže je formulisao francuski naučnik Le Chatelier (1884): spoljašnji uticaj na sistem koji je u ravnoteži dovodi do pomeranja ove ravnoteže u pravcu koji slabi efekat spoljašnjeg uticaja.

Hajde da formulišemo osnovna pravila za pomeranje ravnoteže.

Efekat koncentracije: kada se koncentracija supstance povećava, ravnoteža se pomera prema njenoj potrošnji, a kada se smanjuje, prema njenom stvaranju.

Na primjer, s povećanjem koncentracije H 2 u reverzibilnoj reakciji

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)

brzina proslijeđene reakcije, ovisno o koncentraciji vodika, će se povećati. Kao rezultat toga, ravnoteža će se pomjeriti udesno. Kako se koncentracija H 2 smanjuje, brzina reakcije naprijed će se smanjiti, kao rezultat toga, ravnoteža procesa će se pomjeriti ulijevo.

Uticaj temperature: Kada se temperatura poveća, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, a kada se temperatura snizi, pomiče se prema egzotermnoj reakciji.

Važno je zapamtiti da se s povećanjem temperature povećava brzina i egzo- i endotermnih reakcija, ali se endotermna reakcija povećava više puta, za što je E a uvijek veći. Kako temperatura pada, brzina obje reakcije se smanjuje, ali opet za veći broj puta - endotermne. Pogodno je to ilustrirati dijagramom u kojem je vrijednost brzine proporcionalna dužini strelica, a ravnoteža se pomiče u smjeru duže strelice.

Efekat pritiska: Promjena pritiska utiče na stanje ravnoteže samo kada su gasovi uključeni u reakciju, pa čak i kada je gasovita supstanca samo na jednoj strani hemijske jednačine. Primjeri jednadžbi reakcija:

• pritisak utiče na pomeranje ravnoteže:

3H 2 (g) + N 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g),

CaO (tv) + CO 2 (g) ⇄ CaCO 3 (tv);

• pritisak ne utiče na pomeranje ravnoteže:

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

NaOH (rastvor) + HCl (rastvor) = NaCl (rastvor) + H 2 O (l).

Kada se pritisak smanji, ravnoteža se pomera ka stvaranju veće hemijske količine gasovitih materija, a kada se poveća, ravnoteža se pomera ka stvaranju manje hemijske količine gasovitih materija. Ako su hemijske količine gasova u obe strane jednačine iste, tada pritisak ne utiče na stanje hemijske ravnoteže:

H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g).

To je lako razumjeti s obzirom da je učinak promjene tlaka sličan učinku promjene koncentracije: s povećanjem tlaka n puta, koncentracija svih tvari u ravnoteži raste za isti iznos (i obrnuto ).

Utjecaj volumena reakcionog sistema: promena zapremine reakcionog sistema povezana je sa promenom pritiska i utiče samo na stanje ravnoteže reakcija koje uključuju gasovite supstance. Smanjenje zapremine znači povećanje pritiska i pomera ravnotežu prema stvaranju manjeg broja hemijskih gasova. Povećanje zapremine sistema dovodi do smanjenja pritiska i pomeranja ravnoteže ka stvaranju veće hemijske količine gasovitih materija.

Uvođenje katalizatora u ravnotežni sistem ili promjena njegove prirode ne pomjera ravnotežu (ne povećava prinos proizvoda), budući da katalizator u istoj mjeri ubrzava i prednju i obrnutu reakciju. To je zbog činjenice da katalizator podjednako smanjuje energiju aktivacije procesa naprijed i nazad. Zašto onda koriste katalizator u reverzibilnim procesima? Činjenica je da upotreba katalizatora u reverzibilnim procesima potiče brzi početak ravnoteže, a to povećava efikasnost industrijske proizvodnje.

Konkretni primjeri utjecaja različitih faktora na pomak ravnoteže dati su u tabeli. 9.1 za reakciju sinteze amonijaka koja se javlja oslobađanjem topline. Drugim riječima, prednja reakcija je egzotermna, a reverzna reakcija je endotermna.

Tabela 9.1

Utjecaj različitih faktora na promjenu ravnoteže reakcije sinteze amonijaka

Primjer 9.3. U stanju procesne ravnoteže

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

koncentracije supstanci (mol/dm 3) SO 2, O 2 i SO 3 su respektivno 0,6, 0,4 i 0,2. Odrediti početne koncentracije SO 2 i O 2 (početna koncentracija SO 3 je nula).

Rješenje.

Zbog toga se tokom reakcije troše SO 2 i O 2

c out (SO 2) = c jednak (SO 2) + c out (SO 2),

c out (O 2) = c jednak (O 2) + c out (O 2).

Vrijednost potrošene c nalazi se pomoću c (SO 3):

x = 0,2 mol/dm3.

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

y = 0,1 mol/dm3.

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

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

Prilikom izvođenja ispitnih zadataka često se zbunjuje utjecaj različitih faktora, s jedne strane, na brzinu reakcije, as druge, na promjenu kemijske ravnoteže.

Za reverzibilni proces

s povećanjem temperature, brzina i naprijed i nazad reakcije se povećava; kako temperatura opada, brzina i naprijed i nazad reakcije se smanjuje;

sa povećanjem pritiska povećavaju se brzine svih reakcija koje se javljaju uz učešće gasova, direktnih i reverznih. Kako pritisak opada, brzina svih reakcija koje se odvijaju uz učešće plinova, direktnih i reverznih, opada;

uvođenje katalizatora u sistem ili njegova zamjena drugim katalizatorom ne pomjera ravnotežu.

N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g) + Q

Razmotrite koji faktori: 1) povećavaju brzinu sinteze reakcije amonijaka; 2) pomaknite ravnotežu udesno:

a) smanjenje temperature;

b) povećanje pritiska;

c) smanjenje koncentracije NH 3;

d) upotreba katalizatora;

e) povećanje koncentracije N 2 .

Rješenje.

Faktori b), d) i e) povećavaju brzinu reakcije sinteze amonijaka (kao i povećanje temperature, povećanje koncentracije H2); pomjeriti ravnotežu udesno - a), b), c), e).

Odgovor: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.

Primjer 9.5. Ispod je energetski dijagram reverzibilne reakcije

Navedite sve istinite tvrdnje:

a) obrnuta reakcija teče brže od direktne reakcije;

b) sa povećanjem temperature, brzina reverzne reakcije raste više puta od direktne reakcije;

c) dolazi do direktne reakcije sa apsorpcijom toplote;

d) temperaturni koeficijent γ je veći za obrnutu reakciju.

Rješenje.

a) Tvrdnja je tačna, jer je E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) manji od E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).

b) Tvrdnja je netačna, brzina direktne reakcije za koju je E a veća raste za veći broj puta.

c) Tvrdnja je tačna, Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).

d) Tvrdnja je netačna, γ je veće za direktnu reakciju, u kom slučaju je E a veće.