Kako to utiče na ravnotežu? Hemijska ravnoteža: šta je to, kako promijeniti

Proučavanje parametara sistema, uključujući početne materijale i produkte reakcije, omogućava da se otkrije koji faktori pomeraju hemijsku ravnotežu i dovode do željenih promena. Industrijske tehnologije zasnivaju se na zaključcima Le Chateliera, Browna i drugih naučnika o metodama izvođenja reverzibilnih reakcija, koje omogućavaju izvođenje procesa koji su se ranije činili nemogućim i dobijanje ekonomske koristi.

Raznolikost hemijskih procesa

Na osnovu karakteristika toplotnog efekta, mnoge reakcije se klasifikuju kao egzo- ili endotermne. Prvi dolaze s stvaranjem topline, na primjer, oksidacijom ugljika, hidratacijom koncentrirane sumporne kiseline. Druga vrsta promjene povezana je sa apsorpcijom toplinske energije. Primjeri endotermnih reakcija: razgradnja kalcijum karbonata sa stvaranjem gašenog vapna i ugljičnog dioksida, stvaranje vodika i ugljika tokom termičke razgradnje metana. U jednadžbama egzo- i endotermnih procesa potrebno je naznačiti termički efekat. Preraspodjela elektrona između atoma supstanci koje reaguju događa se u redoks reakcijama. Razlikuju se četiri vrste hemijskih procesa prema karakteristikama reagensa i proizvoda:

Za karakterizaciju procesa važna je potpunost interakcije jedinjenja koja reaguju. Ova karakteristika je u osnovi podjele reakcija na reverzibilne i ireverzibilne.

Reverzibilnost reakcija

Reverzibilni procesi čine većinu hemijskih pojava. Stvaranje konačnih proizvoda iz reaktanata je direktna reakcija. U obrnutom slučaju, početne tvari se dobivaju iz proizvoda njihove razgradnje ili sinteze. U reakcijskoj smjesi nastaje kemijska ravnoteža u kojoj se dobiva isti broj spojeva koliko se originalni molekuli razlažu. U reverzibilnim procesima, umjesto znaka “=” između reaktanata i proizvoda, koriste se simboli “↔” ili “⇌”. Strelice mogu biti nejednake dužine, što je zbog dominacije jedne od reakcija. U hemijskim jednačinama možete naznačiti agregatne karakteristike supstanci (g - gasovi, g - tečnosti, t - čvrste materije). Naučno zasnovane metode uticaja na reverzibilne procese su od velike praktične važnosti. Dakle, proizvodnja amonijaka je postala profitabilna nakon stvaranja uslova koji su pomjerili ravnotežu prema formiranju ciljnog proizvoda: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Nepovratne pojave dovode do pojave nerastvorljivog ili slabo rastvorljivog jedinjenja i stvaranja gasa koji napušta reakcijsku sferu. Takvi procesi uključuju izmjenu jona i razgradnju tvari.

Hemijska ravnoteža i uslovi za njeno pomeranje

Na karakteristike procesa naprijed i nazad utiče nekoliko faktora. Jedan od njih je vrijeme. Koncentracija tvari uzete za reakciju postepeno se smanjuje, a konačni spoj se povećava. Reakcija naprijed je sve sporija i sporija, dok je obrnuti proces sve brži. U određenom intervalu sinhrono se dešavaju dva suprotna procesa. Interakcije između supstanci se javljaju, ali se koncentracije ne mijenjaju. Razlog je dinamička hemijska ravnoteža uspostavljena u sistemu. Njegovo očuvanje ili promjena zavisi od:

temperaturni uslovi;
koncentracije spojeva;
pritisak (za gasove).

Promena hemijske ravnoteže

Godine 1884., izuzetni naučnik iz Francuske A.L. Le Chatelier predložio je opis načina da se sistem ukloni iz stanja dinamičke ravnoteže. Metoda se zasniva na principu nivelisanja uticaja spoljašnjih faktora. Le Chatelier je primijetio da se u reakcijskoj smjesi javljaju procesi koji kompenziraju utjecaj stranih sila. Princip koji je formulisao francuski istraživač kaže da promena uslova u stanju ravnoteže pogoduje nastanku reakcije koja slabi spoljašnje uticaje. Pomeranje ravnoteže poštuje ovo pravilo, primećuje se kada se menjaju sastav, temperaturni uslovi i pritisak. Tehnologije zasnovane na nalazima naučnika koriste se u industriji. Mnogi hemijski procesi koji su se smatrali praktično nemogućim izvode se pomoću metoda pomeranja ravnoteže.

Efekat koncentracije

Do promjene ravnoteže dolazi ako se određene komponente uklone iz zone interakcije ili se uvedu dodatni dijelovi tvari. Uklanjanje produkata iz reakcione smjese obično uzrokuje povećanje brzine njihovog stvaranja, naprotiv, dovodi do njihove povlaštene razgradnje. U procesu esterifikacije, sumporna kiselina se koristi za dehidraciju. Kada se unese u reakcionu sferu, povećava se prinos metil acetata: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOCH 3 + H 2 O. Ako dodate kiseonik koji je u interakciji sa sumpordioksidom, hemijska ravnoteža se pomera prema direktnoj reakcija stvaranja sumpor trioksida. Kiseonik se veže u SO 3 molekule, njegova koncentracija se smanjuje, što je u skladu sa Le Chatelierovim pravilom za reverzibilne procese.

Promjena temperature

Procesi koji uključuju apsorpciju ili oslobađanje topline su endotermni i egzotermni. Za pomicanje ravnoteže koristi se zagrijavanje ili odvođenje topline iz reakcione smjese. Povećanje temperature je praćeno povećanjem brzine endotermnih pojava, u kojima se apsorbira dodatna energija. Hlađenje dovodi do prednosti egzotermnih procesa koji nastaju oslobađanjem topline. Kada ugljični dioksid stupa u interakciju s ugljem, zagrijavanje je praćeno povećanjem koncentracije monoksida, a hlađenje dovodi do pretežnog stvaranja čađi: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Efekat pritiska

Promene pritiska su važan faktor za reagovanje smeša koje uključuju gasovita jedinjenja. Također treba obratiti pažnju na razliku u zapremini polazne i rezultirajuće tvari. Smanjenje pritiska dovodi do preferencijalne pojave pojava u kojima se povećava ukupni volumen svih komponenti. Povećanje pritiska usmjerava proces prema smanjenju volumena cijelog sistema. Ovaj obrazac se opaža u reakciji stvaranja amonijaka: 0,5N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Promjena tlaka neće utjecati na kemijsku ravnotežu u onim reakcijama koje se odvijaju pri konstantnoj zapremini.

Optimalni uslovi za hemijski proces

Stvaranje uslova za promjenu ravnoteže u velikoj mjeri određuje razvoj modernih hemijskih tehnologija. Praktična upotreba naučne teorije doprinosi postizanju optimalnih proizvodnih rezultata. Najupečatljiviji primjer je proizvodnja amonijaka: 0,5N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Povećanje sadržaja molekula N 2 i H 2 u sistemu je povoljno za sintezu složenih supstanci iz jednostavnih. Reakcija je praćena oslobađanjem topline, pa će smanjenje temperature uzrokovati povećanje koncentracije NH 3. Volumen početnih komponenti je veći od ciljnog proizvoda. Povećanje pritiska će osigurati povećanje prinosa NH 3.

U uslovima proizvodnje odabire se optimalan odnos svih parametara (temperatura, koncentracija, pritisak). Osim toga, kontaktna površina između reagensa je od velike važnosti. U čvrstim heterogenim sistemima, povećanje površine dovodi do povećanja brzine reakcije. Katalizatori povećavaju brzinu prednjih i reverznih reakcija. Upotreba tvari s takvim svojstvima ne dovodi do promjene kemijske ravnoteže, već ubrzava njen početak.

Hemijske reakcije mogu biti reverzibilne ili ireverzibilne.

one. ako je neka reakcija A + B = C + D nepovratna, to znači da se obrnuta reakcija C + D = A + B ne događa.

tj., na primjer, ako je određena reakcija A + B = C + D reverzibilna, to znači da se i reakcija A + B → C + D (direktna) i reakcija C + D → A + B (obrnuta) odvijaju istovremeno ).

U suštini, jer I direktne i reverzne reakcije se javljaju u slučaju reverzibilnih reakcija, i tvari na lijevoj strani jednačine i tvari na desnoj strani jednačine se mogu nazvati reagensima (početne tvari). Isto važi i za proizvode.

Za bilo koju reverzibilnu reakciju moguća je situacija kada su brzine reakcije naprijed i nazad jednake. Ovo stanje se zove stanje ravnoteže.

U ravnoteži, koncentracije svih reaktanata i svih proizvoda su konstantne. Koncentracije proizvoda i reaktanata u ravnoteži nazivaju se ravnotežne koncentracije.

Promena hemijske ravnoteže pod uticajem različitih faktora

Zbog spoljašnjih uticaja na sistem, kao što su promene temperature, pritiska ili koncentracije polaznih supstanci ili proizvoda, ravnoteža sistema može biti poremećena. Međutim, nakon prestanka ovog vanjskog uticaja, sistem će nakon nekog vremena prijeći u novo stanje ravnoteže. Takav prelazak sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo ravnotežno stanje naziva se pomeranje (pomeranje) hemijske ravnoteže .

Da bismo mogli odrediti kako se kemijska ravnoteža mijenja pod određenom vrstom utjecaja, zgodno je koristiti Le Chatelierov princip:

Ako se na sistem u stanju ravnoteže izvrši bilo kakav vanjski utjecaj, tada će se smjer pomaka u kemijskoj ravnoteži poklopiti sa smjerom reakcije koja slabi učinak utjecaja.

Utjecaj temperature na stanje ravnoteže

Kada se temperatura promijeni, ravnoteža bilo koje kemijske reakcije se mijenja. To je zbog činjenice da svaka reakcija ima toplinski učinak. Štaviše, toplotni efekti prednjih i reverznih reakcija su uvek direktno suprotni. One. ako je prednja reakcija egzotermna i nastavlja se s termičkim efektom jednakim +Q, tada je reverzna reakcija uvijek endotermna i ima toplinski učinak jednak –Q.

Dakle, u skladu sa Le Chatelierovim principom, ako povećamo temperaturu nekog sistema koji je u stanju ravnoteže, tada će se ravnoteža pomjeriti prema reakciji tokom koje temperatura opada, tj. ka endotermnoj reakciji. I slično, ako snizimo temperaturu sistema u stanju ravnoteže, ravnoteža će se pomeriti ka reakciji, usled čega će temperatura porasti, tj. ka egzotermnoj reakciji.

Na primjer, razmotrite sljedeću reverzibilnu reakciju i naznačite gdje će se njena ravnoteža pomjeriti kako temperatura opada:

Kao što se može vidjeti iz gornje jednačine, reakcija naprijed je egzotermna, tj. Kao rezultat njegovog nastanka, oslobađa se toplina. Posljedično, obrnuta reakcija će biti endotermna, odnosno javlja se uz apsorpciju topline. U skladu sa uslovom, temperatura se smanjuje, pa će se ravnoteža pomeriti udesno, tj. ka direktnoj reakciji.

Utjecaj koncentracije na kemijsku ravnotežu

Povećanje koncentracije reagensa u skladu sa Le Chatelierovim principom trebalo bi dovesti do pomaka u ravnoteži prema reakciji uslijed koje se reagensi troše, tj. ka direktnoj reakciji.

I obrnuto, ako se koncentracija reaktanata smanji, tada će se ravnoteža pomjeriti prema reakciji uslijed koje nastaju reaktanti, tj. strana obrnute reakcije (←).

Promjena koncentracije produkta reakcije ima sličan učinak. Ako se koncentracija produkata poveća, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji uslijed koje se proizvodi troše, tj. prema obrnutoj reakciji (←). Ako se, naprotiv, koncentracija produkata smanji, tada će se ravnoteža pomjeriti prema direktnoj reakciji (→), tako da se koncentracija produkata povećava.

Utjecaj pritiska na hemijsku ravnotežu

Za razliku od temperature i koncentracije, promjene tlaka ne utječu na ravnotežno stanje svake reakcije. Da bi promjena tlaka dovela do promjene kemijske ravnoteže, zbroji koeficijenata za plinovite tvari na lijevoj i desnoj strani jednačine moraju biti različiti.

One. od dve reakcije:

promjena tlaka može utjecati na stanje ravnoteže samo u slučaju druge reakcije. Pošto je zbir koeficijenata ispred formula gasovitih supstanci u slučaju prve jednačine levo i desno isti (jednak 2), au slučaju druge jednačine različit (4 na lijevo i 2 desno).

Odavde, posebno, slijedi da ako nema plinovitih tvari i među reaktantima i među produktima, tada promjena tlaka neće ni na koji način utjecati na trenutno stanje ravnoteže. Na primjer, pritisak neće utjecati na stanje ravnoteže reakcije:

Ako se s lijeve i desne strane razlikuje količina plinovitih tvari, tada će povećanje tlaka dovesti do pomaka ravnoteže prema reakciji tijekom koje se smanjuje volumen plinova, a smanjenje tlaka do pomjeranja u ravnoteža, usled čega se povećava zapremina gasova.

Utjecaj katalizatora na hemijsku ravnotežu

Pošto katalizator podjednako ubrzava i prednju i obrnutu reakciju, njegovo prisustvo ili odsustvo nema efekta u stanje ravnoteže.

Jedina stvar na koju katalizator može uticati je brzina prelaska sistema iz neravnotežnog stanja u ravnotežno.

Utjecaj svih gore navedenih faktora na kemijsku ravnotežu sažet je u nastavku u cheat sheet-u, koji u početku možete pogledati prilikom izvršavanja zadataka ravnoteže. Međutim, neće ga biti moguće koristiti na ispitu, pa ga nakon analize nekoliko primjera uz njegovu pomoć treba naučiti i vježbati rješavanje ravnotežnih zadataka bez gledanja:

Oznake: T -temperatura, str - pritisak, With – koncentracija, – povećanje, ↓ – smanjenje

Katalizator

T	T - ravnoteža se pomera prema endotermnoj reakciji
T	↓T - ravnoteža se pomera prema egzotermnoj reakciji
*str*	*str* - ravnoteža se pomera ka reakciji sa manjim zbrojem koeficijenata ispred gasovitih supstanci
*str*	*↓str* - ravnoteža se pomera prema reakciji sa većim zbrojem koeficijenata ispred gasovitih supstanci
c	c (reagens) – ravnoteža se pomiče prema direktnoj reakciji (udesno)
	↓c (reagens) – ravnoteža se pomiče prema obrnutoj reakciji (lijevo)
	c (proizvod) – ravnoteža se pomiče prema obrnutoj reakciji (lijevo)
	↓c (proizvod) – ravnoteža se pomera prema direktnoj reakciji (udesno)
Ne utiče na balans!!!

Teme kodifikatora: reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Hemijska ravnoteža. Promena hemijske ravnoteže pod uticajem različitih faktora.

Ako je moguća obrnuta reakcija, kemijske reakcije se dijele na reverzibilne i nepovratne.

Reverzibilne hemijske reakcije su reakcije čiji proizvodi pod datim uslovima mogu međusobno komunicirati.

Nepovratne reakcije su reakcije čiji proizvodi ne mogu međusobno komunicirati pod datim uslovima.

Više detalja o klasifikacija hemijskih reakcija može se čitati.

Vjerovatnoća interakcije proizvoda ovisi o uvjetima procesa.

Dakle, ako sistem otvoren, tj. razmenjuje i materiju i energiju sa okolinom, tada će hemijske reakcije u kojima nastaju, na primer, gasovi, biti nepovratne. Na primjer , pri kalciniranju čvrstog natrijum bikarbonata:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Ugljični dioksid će se osloboditi i ispariti iz reakcione zone. Stoga će ova reakcija biti nepovratan pod ovim uslovima. Ako uzmemo u obzir zatvoreni sistem , koji ne mogu zamijeniti supstancu sa okolinom (na primjer, zatvorenu kutiju u kojoj se reakcija odvija), tada ugljični dioksid neće moći pobjeći iz reakcione zone, te će stupiti u interakciju s vodom i natrijevim karbonatom, tada će reakcija biti reverzibilna pod ovi uslovi:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Hajde da razmotrimo reverzibilne reakcije. Neka se reverzibilna reakcija odvija prema shemi:

aA + bB = cC + dD

Brzina reakcije naprijed prema zakonu djelovanja mase određena je izrazom: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b, brzina obrnute reakcije: v 2 =k 2 ·C S s ·C D d . Ako u početnom trenutku reakcije u sistemu nema tvari C i D, tada se čestice A i B uglavnom sudaraju i međusobno djeluju, te dolazi do pretežno direktne reakcije. Postupno će se i koncentracija čestica C i D početi povećavati, pa će se brzina obrnute reakcije povećati. U nekom trenutku brzina reakcije naprijed bit će jednaka brzini obrnute reakcije. Ovo stanje se zove hemijska ravnoteža .

dakle, hemijska ravnoteža je stanje sistema u kojem stope reakcije naprijed i nazad su jednake .

Jer brzina prednjih i reverznih reakcija je jednaka, brzina stvaranja supstanci jednaka je brzini njihove potrošnje, a struja koncentracije tvari se ne mijenjaju . Takve koncentracije se nazivaju ravnoteža .

Imajte na umu da je u ravnoteži postoje i direktne i reverzne reakcije, odnosno reaktanti međusobno djeluju, ali proizvodi također djeluju istom brzinom. Istovremeno, spoljni faktori mogu uticati displace hemijsku ravnotežu u jednom ili drugom pravcu. Stoga se kemijska ravnoteža naziva pokretna ili dinamička.

Istraživanja na polju mobilne ravnoteže započela su u 19. vijeku. Radovi Henrija Le Chateliera postavili su temelje teorije, koju je kasnije generalizovao naučnik Karl Brown. Princip mobilne ravnoteže, ili Le Chatelier-Brownov princip, glasi:

Ako je sistem u stanju ravnoteže pod uticajem spoljašnjeg faktora koji menja bilo koji od uslova ravnoteže, tada se intenziviraju procesi u sistemu koji imaju za cilj kompenzaciju spoljašnjeg uticaja.

Drugim riječima: kada postoji vanjski utjecaj na sistem, ravnoteža će se pomjeriti tako da kompenzira ovaj vanjski utjecaj.

Ovaj princip, koji je veoma važan, funkcioniše za sve ravnotežne pojave (ne samo za hemijske reakcije). Međutim, sada ćemo to razmotriti u odnosu na hemijske interakcije. U slučaju hemijskih reakcija, spoljašnji uticaji dovode do promene ravnotežnih koncentracija supstanci.

Na hemijske reakcije u ravnoteži mogu uticati tri glavna faktora – temperatura, pritisak i koncentracije reaktanata ili proizvoda.

1. Kao što je poznato, hemijske reakcije su praćene termičkim efektom. Ako se direktna reakcija odvija sa oslobađanjem toplote (egzotermna, ili +Q), onda se javlja obrnuta reakcija sa apsorpcijom toplote (endotermna, ili -Q), i obrnuto. Ako podigneš temperatura u sistemu, ravnoteža će se pomeriti tako da kompenzira ovo povećanje. Logično je da se u egzotermnoj reakciji povećanje temperature ne može kompenzirati. Dakle, kako temperatura raste, ravnoteža u sistemu se pomera ka apsorpciji toplote, tj. prema endotermnim reakcijama (-Q); sa padom temperature - prema egzotermnoj reakciji (+Q).

2. U slučaju ravnotežnih reakcija, kada je barem jedna od tvari u plinovitoj fazi, na ravnotežu također značajno utiče promjena pritisak u sistemu. Kako pritisak raste, hemijski sistem pokušava da nadoknadi ovaj efekat i povećava brzinu reakcije, u kojoj se smanjuje količina gasovitih materija. Kako pritisak opada, sistem povećava brzinu reakcije, što proizvodi više molekula gasovitih supstanci. Dakle: s povećanjem tlaka, ravnoteža se pomiče prema smanjenju broja molekula plina, a sa smanjenjem tlaka - prema povećanju broja molekula plina.

Bilješka! Na sisteme u kojima je broj molekula reaktantnih gasova i proizvoda isti ne utiče pritisak! Takođe, promene pritiska praktično nemaju uticaja na ravnotežu u rastvorima, tj. na reakcije u kojima nema gasova.

3. Takođe, na ravnotežu u hemijskim sistemima utiču promene koncentracije reaktanti i proizvodi. Kako se koncentracija reaktanata povećava, sistem pokušava da ih potroši i povećava brzinu proslijeđene reakcije. Kako se koncentracija reagensa smanjuje, sistem pokušava da ih proizvede, a brzina obrnute reakcije se povećava. Kako se koncentracija proizvoda povećava, sistem također pokušava da ih potroši i povećava brzinu obrnute reakcije. Kada se koncentracija produkata smanji, hemijski sistem povećava brzinu njihovog stvaranja, tj. brzina reakcije naprijed.

Ako je u hemijskom sistemu brzina reakcije naprijed se povećava u pravu , ka formiranju proizvoda I potrošnja reagensa . Ako brzina reverzne reakcije se povećava, kažemo da se ravnoteža pomjerila lijevo , prema potrošnji hrane I povećanje koncentracije reagensa .

Na primjer, u reakciji sinteze amonijaka:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q

Povećanje pritiska dovodi do povećanja brzine reakcije, u kojoj se formira manje molekula gasa, tj. direktna reakcija (broj molekula reaktantnih plinova je 4, broj molekula plina u produktima je 2). Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče udesno, prema proizvodima. At porast temperature ravnoteža će se promijeniti u suprotnom smjeru od endotermne reakcije, tj. lijevo, prema reagensima. Povećanje koncentracije dušika ili vodonika pomjeriće ravnotežu prema njihovoj potrošnji, tj. desno, prema proizvodima.

Katalizator ne utiče na ravnotežu, jer ubrzava kako naprijed tako i obrnuto.

Kada je dostigao stanje hemijske ravnoteže, sistem će ostati u njemu sve dok se spoljašnji uslovi ne promene. To će dovesti do promjena u sistemskim parametrima, tj. na pomak hemijske ravnoteže prema jednoj od reakcija. Da bi se kvalitativno odredio smjer pomaka ravnoteže u kemijskoj reakciji, koristi se Le Chatelier-Brown princip:

Ako se na sistem u ravnoteži izvrši vanjski uticaj, tj. promenite uslove pod kojima je sistem bio u ravnoteži, tada će procesi koji SMANJENJE uticaja početi da se dešavaju u sistemu brže.

Na stanje hemijske ravnoteže najviše utiču koncentracija, pritisak i temperatura.

Kao što se vidi iz izraza za konstantu brzine reakcije, povećanje koncentracije polaznih supstanci N i M dovodi do povećanja brzine direktne reakcije. Kaže se da se ravnoteža pomjerila prema naprijed reakciji. Naprotiv, povećanje koncentracije proizvoda pomiče ravnotežu prema obrnutoj reakciji.

Kada se ukupan pritisak u ravnotežnoj smeši promeni, parcijalni pritisci svih učesnika u reakciji se menjaju za isti broj puta. Ako se u reakciji broj molova plinova ne promijeni, kao, na primjer, u reakciji H2 + Cl2 - 2 HCl, tada sastav smjese ostaje ravnotežan i ravnoteža se ne pomiče. Ako se broj molova gasova u reakciji promeni, tada će sastav mešavine gasova kao rezultat promene pritiska postati neravnotežan i jedna od reakcija će početi da se odvija većom brzinom. Smjer pomaka ravnoteže u ovom slučaju ovisi o tome da li se broj molova plinova povećao ili smanjio.

Razmotrite, na primjer, reakciju

N2 + 3 H2 - 2 NH3

Svi učesnici u ovoj reakciji su gasovi. Neka se ukupan pritisak u ravnotežnoj smjesi poveća (smjesa je komprimirana). Ravnoteža će biti poremećena, moraju započeti procesi u sistemu koji će dovesti do smanjenja pritiska. Ali pritisak je proporcionalan broju udara molekula na zidove, tj. broj molekula. Iz jednadžbe reakcije jasno je da se kao rezultat reakcije naprijed, broj molekula plina smanjuje sa 4 mola na 2 mola, a kao rezultat reverzne reakcije se shodno tome povećava. Stoga će doći do smanjenja ukupnog pritiska ako se ravnoteža pomakne u smjeru prednje reakcije. Kada se ukupni pritisak u ovom sistemu smanji, ravnoteža će se pomeriti u pravcu reverzne reakcije, što će dovesti do povećanja broja molekula gasa, tj. do povećanja pritiska.

Općenito, kada se ukupni tlak poveća, ravnoteža se pomjera prema reakciji koja dovodi do smanjenja broja molekula plinovitih tvari, a kada se tlak smanji, prema reakciji u kojoj se povećava broj molekula plina.

Da bi se odredio pravac pomeranja ravnoteže pri promeni temperature sistema, potrebno je poznavati toplotni efekat reakcije, tj. Da li je ova reakcija egzotermna ili endotermna? Mora se imati na umu da se tijekom egzotermne reakcije oslobađa toplina i temperatura raste. Kada dođe do endotermne reakcije, temperatura opada zbog apsorpcije topline. Shodno tome, kada se temperatura povećava, ravnoteža se uvijek pomjera prema endotermnoj reakciji, a kada se smanji, prema egzotermnoj reakciji. Na primjer, u sistemu u kojem se javlja reverzibilna reakcija

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 brzine naprijed i nazad reakcije postaju jednake. 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 se ne mijenjaju 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); naprijed reakcija je ona koja se događa s lijeva na desno, a obrnuta reakcija se događa 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 temperatura raste, 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 brzo uspostavljanje 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

Faktor koji utiče na sistem ravnoteže	Smjer pomaka ravnotežne reakcije 3 H 2 + N 2 ⇄ t, p, kat 2 NH 3 + Q
Povećanje koncentracije vodika, s (H 2)	Ravnoteža se pomera udesno, sistem reaguje smanjenjem c (H 2)
Smanjenje koncentracije amonijaka, s (NH 3)↓	Ravnoteža se pomera udesno, sistem reaguje povećanjem c (NH 3)
Povećanje koncentracije amonijaka, s (NH 3)	Ravnoteža se pomera ulevo, sistem reaguje smanjenjem c (NH 3)
Smanjenje koncentracije dušika, s (N 2)↓	Ravnoteža se pomera ulevo, sistem reaguje povećanjem c (N 2)
Kompresija (smanjenje zapremine, povećanje pritiska)	Ravnoteža se pomera udesno, ka smanjenju zapremine gasova
Ekspanzija (povećanje zapremine, smanjenje pritiska)	Ravnoteža se pomera ulevo, ka povećanju zapremine gasa
Povećan pritisak	Ravnoteža se pomera udesno, prema manjoj zapremini gasa
Smanjen pritisak	Ravnoteža se pomiče ulijevo, prema većoj zapremini gasova
Povećanje temperature	Ravnoteža se pomiče ulijevo, prema endotermnoj reakciji
Pad temperature	Ravnoteža se pomiče udesno, prema egzotermnoj reakciji
Dodavanje katalizatora	Balans se ne pomera

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.