Ako to ovplyvňuje rovnováhu? Chemická rovnováha: čo to je, ako sa posunúť

Štúdium parametrov systému, vrátane východiskových látok a reakčných produktov, umožňuje zistiť, ktoré faktory posúvajú chemickú rovnováhu a vedú k požadovaným zmenám. Priemyselné technológie sú založené na záveroch Le Chateliera, Browna a ďalších vedcov o metódach vykonávania reverzibilných reakcií, ktoré umožňujú vykonávať procesy, ktoré sa predtým zdali nemožné, a získať ekonomické výhody.

Rôzne chemické procesy

Na základe charakteristík tepelného účinku sa mnohé reakcie klasifikujú ako exo- alebo endotermické. Prvé prichádzajú s tvorbou tepla, napríklad oxidáciou uhlíka, hydratáciou koncentrovanej kyseliny sírovej. Druhý typ zmeny je spojený s absorpciou tepelnej energie. Príklady endotermických reakcií: rozklad uhličitanu vápenatého za vzniku haseného vápna a oxidu uhličitého, tvorba vodíka a uhlíka pri tepelnom rozklade metánu. V rovniciach exo- a endotermických procesov je potrebné uviesť tepelný efekt. K redistribúcii elektrónov medzi atómami reagujúcich látok dochádza pri redoxných reakciách. Podľa charakteristík činidiel a produktov sa rozlišujú štyri typy chemických procesov:

Na charakterizáciu procesov je dôležitá úplnosť interakcie reagujúcich zlúčenín. Táto vlastnosť je základom rozdelenia reakcií na reverzibilné a nezvratné.

Reverzibilita reakcií

Reverzibilné procesy tvoria väčšinu chemických javov. Tvorba konečných produktov z reaktantov je priama reakcia. V opačnom prípade sa východiskové látky získavajú z produktov ich rozkladu alebo syntézy. V reakčnej zmesi vzniká chemická rovnováha, pri ktorej sa získa rovnaký počet zlúčenín, koľko sa rozloží pôvodné molekuly. Pri reverzibilných procesoch sa namiesto znamienka „=“ medzi reaktantmi a produktmi používajú symboly „↔“ alebo „⇌“. Šípky môžu mať nerovnakú dĺžku, čo je spôsobené prevahou jednej z reakcií. V chemických rovniciach môžete uviesť súhrnné charakteristiky látok (g - plyny, g - kvapaliny, t - tuhé látky). Veľký praktický význam majú vedecky podložené metódy ovplyvňovania reverzibilných procesov. Výroba amoniaku sa tak stala rentabilnou po vytvorení podmienok, ktoré posunuli rovnováhu smerom k tvorbe cieľového produktu: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Nezvratné javy vedú k objaveniu sa nerozpustnej alebo slabo rozpustnej zlúčeniny a vzniku plynu, ktorý opúšťa reakčnú guľu. Takéto procesy zahŕňajú výmenu iónov a rozklad látok.

Chemická rovnováha a podmienky jej vytesnenia

Charakteristiku dopredného a spätného procesu ovplyvňuje viacero faktorov. Jedným z nich je čas. Koncentrácia látky použitej na reakciu sa postupne znižuje a konečná zlúčenina sa zvyšuje. Dopredná reakcia je stále pomalšia, zatiaľ čo spätný proces naberá na rýchlosti. V určitom intervale prebiehajú synchrónne dva protichodné procesy. Medzi látkami dochádza k interakciám, ale koncentrácie sa nemenia. Dôvodom je dynamická chemická rovnováha nastolená v systéme. Jeho zachovanie alebo zmena závisí od:

• teplotné podmienky;
• koncentrácie zlúčenín;
• tlak (pre plyny).

Posun chemickej rovnováhy

V roku 1884 vynikajúci vedec z Francúzska A.L. Le Chatelier navrhol popis spôsobov, ako odstrániť systém zo stavu dynamickej rovnováhy. Metóda je založená na princípe vyrovnávania účinkov vonkajších faktorov. Le Chatelier si všimol, že v reakčnej zmesi vznikajú procesy, ktoré kompenzujú vplyv vonkajších síl. Princíp formulovaný francúzskym výskumníkom hovorí, že zmena podmienok v rovnovážnom stave podporuje vznik reakcie, ktorá oslabuje vonkajšie vplyvy. Rovnovážny posun dodržiava toto pravidlo, pozoruje sa pri zmene zloženia, teplotných podmienok a tlaku. Technológie založené na poznatkoch vedcov sa využívajú v priemysle. Mnohé chemické procesy, ktoré sa považovali za prakticky nemožné, sa vykonávajú pomocou metód posúvania rovnováhy.

Účinok koncentrácie

K posunu v rovnováhe dôjde, ak sa z interakčnej zóny odstránia určité zložky alebo sa zavedú ďalšie časti látky. Odstraňovanie produktov z reakčnej zmesi zvyčajne spôsobuje zvýšenie rýchlosti ich tvorby, naopak, vedie k ich prednostnému rozkladu. V procese esterifikácie sa kyselina sírová používa na dehydratáciu. Keď sa zavádza do reakčnej sféry, výťažok metylacetátu sa zvyšuje: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOCH 3 + H 2 O. Ak pridáte kyslík, ktorý interaguje s oxidom siričitým, chemická rovnováha sa posunie smerom k priamemu reakcia tvorby oxidu sírového. Kyslík sa viaže na molekuly SO 3, jeho koncentrácia klesá, čo je v súlade s Le Chatelierovým pravidlom pre reverzibilné procesy.

Zmena teploty

Procesy, ktoré zahŕňajú absorpciu alebo uvoľňovanie tepla, sú endotermické a exotermické. Na posunutie rovnováhy sa používa zahrievanie alebo odvádzanie tepla z reakčnej zmesi. Zvýšenie teploty je sprevádzané zvýšením rýchlosti endotermických javov, pri ktorých sa absorbuje dodatočná energia. Chladenie vedie k výhode exotermických procesov, ktoré sa vyskytujú pri uvoľňovaní tepla. Pri interakcii oxidu uhličitého s uhlím je zahrievanie sprevádzané zvýšením koncentrácie monoxidu a ochladzovanie vedie k prevládajúcej tvorbe sadzí: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Účinok tlaku

Zmeny tlaku sú dôležitým faktorom pre reakčné zmesi obsahujúce plynné zlúčeniny. Pozor si treba dať aj na rozdiel v objemoch východiskových a výsledných látok. Pokles tlaku vedie k prednostnému výskytu javov, pri ktorých sa zvyšuje celkový objem všetkých zložiek. Zvýšenie tlaku smeruje proces k zníženiu objemu celého systému. Tento vzor sa pozoruje pri reakcii tvorby amoniaku: 0,5N2 (g) + 1,5 N2 (g) ⇌NH3 (g). Zmena tlaku neovplyvní chemickú rovnováhu v tých reakciách, ktoré sa vyskytujú pri konštantnom objeme.

Optimálne podmienky pre chemický proces

Vytváranie podmienok pre posun v rovnováhe do značnej miery určuje rozvoj moderných chemických technológií. Praktické využitie vedeckej teórie prispieva k získaniu optimálnych výrobných výsledkov. Najvýraznejším príkladom je výroba amoniaku: 0,5N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Zvýšenie obsahu molekúl N 2 a H 2 v systéme je priaznivé pre syntézu zložitých látok z jednoduchých. Reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním tepla, takže zníženie teploty spôsobí zvýšenie koncentrácie NH3. Objem počiatočných zložiek je väčší ako cieľový produkt. Zvýšenie tlaku zabezpečí zvýšenie výťažnosti NH 3.

Vo výrobných podmienkach sa zvolí optimálny pomer všetkých parametrov (teplota, koncentrácia, tlak). Okrem toho je veľmi dôležitá kontaktná plocha medzi činidlami. V pevných heterogénnych systémoch vedie zväčšenie povrchu k zvýšeniu rýchlosti reakcie. Katalyzátory zvyšujú rýchlosť priamych a spätných reakcií. Použitie látok s takýmito vlastnosťami nevedie k posunu chemickej rovnováhy, ale urýchľuje jej nástup.

Chemické reakcie môžu byť reverzibilné alebo ireverzibilné.

tie. ak je nejaká reakcia A + B = C + D nevratná, znamená to, že k spätnej reakcii C + D = A + B nedochádza.

t.j. ak je napríklad určitá reakcia A + B = C + D reverzibilná, znamená to, že obe reakcie A + B → C + D (priama) aj reakcia C + D → A + B (reverzná) prebiehajú súčasne. ).

V podstate preto V prípade reverzibilných reakcií dochádza k priamym aj spätným reakciám, látky na ľavej strane rovnice aj látky na pravej strane rovnice možno nazvať činidlami (východiskovými látkami). To isté platí pre produkty.

Pre akúkoľvek reverzibilnú reakciu je možná situácia, keď sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké. Tento stav sa nazýva stav rovnováhy.

V rovnováhe sú koncentrácie všetkých reaktantov a všetkých produktov konštantné. Koncentrácie produktov a reaktantov v rovnováhe sa nazývajú rovnovážne koncentrácie.

Posun v chemickej rovnováhe pod vplyvom rôznych faktorov

Vplyvom vonkajších vplyvov na systém, ako sú zmeny teploty, tlaku alebo koncentrácie východiskových látok alebo produktov, môže dôjsť k narušeniu rovnováhy systému. Po ukončení tohto vonkajšieho vplyvu však systém po určitom čase prejde do nového rovnovážneho stavu. Takýto prechod systému z jedného rovnovážneho stavu do druhého rovnovážneho stavu sa nazýva posunutie (posun) chemickej rovnováhy .

Aby bolo možné určiť, ako sa chemická rovnováha posúva pod určitým typom vplyvu, je vhodné použiť Le Chatelierov princíp:

Ak na systém v rovnovážnom stave pôsobí akýkoľvek vonkajší vplyv, potom sa smer posunu chemickej rovnováhy zhoduje so smerom reakcie, ktorá oslabuje účinok vplyvu.

Vplyv teploty na rovnovážny stav

Keď sa teplota zmení, rovnováha akejkoľvek chemickej reakcie sa posunie. Je to spôsobené tým, že každá reakcia má tepelný účinok. Navyše tepelné účinky doprednej a spätnej reakcie sú vždy priamo opačné. Tie. ak je dopredná reakcia exotermická a prebieha s tepelným účinkom rovným +Q, potom spätná reakcia je vždy endotermická a má tepelný účinok rovný –Q.

Ak teda v súlade s Le Chatelierovým princípom zvýšime teplotu určitého systému, ktorý je v rovnovážnom stave, tak sa rovnováha posunie smerom k reakcii, počas ktorej teplota klesá, t.j. smerom k endotermickej reakcii. A podobne, ak znížime teplotu systému v rovnovážnom stave, rovnováha sa posunie smerom k reakcii, v dôsledku čoho sa teplota zvýši, t.j. smerom k exotermickej reakcii.

Zvážte napríklad nasledujúcu reverzibilnú reakciu a uveďte, kde sa jej rovnováha posunie pri poklese teploty:

Ako je možné vidieť z vyššie uvedenej rovnice, dopredná reakcia je exotermická, t.j. V dôsledku jeho výskytu sa uvoľňuje teplo. V dôsledku toho bude reverzná reakcia endotermická, to znamená, že k nej dochádza pri absorpcii tepla. Podľa podmienky sa teplota znižuje, preto sa rovnováha posunie doprava, t.j. smerom k priamej reakcii.

Vplyv koncentrácie na chemickú rovnováhu

Zvýšenie koncentrácie činidiel v súlade s Le Chatelierovým princípom by malo viesť k posunu rovnováhy smerom k reakcii, v dôsledku ktorej sú činidlá spotrebované, t.j. smerom k priamej reakcii.

A naopak, ak sa zníži koncentrácia reaktantov, potom sa rovnováha posunie smerom k reakcii, v dôsledku ktorej sa reaktanty tvoria, t.j. strana reverznej reakcie (←).

Podobný účinok má aj zmena koncentrácie reakčných produktov. Ak sa koncentrácia produktov zvýši, rovnováha sa posunie smerom k reakcii, v dôsledku ktorej sa produkty spotrebúvajú, t.j. smerom k obrátenej reakcii (←). Ak sa naopak koncentrácia produktov zníži, potom sa rovnováha posunie smerom k priamej reakcii (→), takže koncentrácia produktov sa zvýši.

Vplyv tlaku na chemickú rovnováhu

Na rozdiel od teploty a koncentrácie, zmeny tlaku neovplyvňujú rovnovážny stav každej reakcie. Aby zmena tlaku viedla k posunu chemickej rovnováhy, musia byť súčty koeficientov pre plynné látky na ľavej a pravej strane rovnice rozdielne.

Tie. z dvoch reakcií:

zmena tlaku môže ovplyvniť rovnovážny stav len v prípade druhej reakcie. Keďže súčet koeficientov pred vzorcami plynných látok v prípade prvej rovnice vľavo a vpravo je rovnaký (rovná sa 2), a v prípade druhej rovnice je rozdielny (4 na vľavo a 2 vpravo).

Z toho najmä vyplýva, že ak medzi reaktantmi aj produktmi nie sú žiadne plynné látky, potom zmena tlaku nijako neovplyvní aktuálny rovnovážny stav. Napríklad tlak neovplyvní rovnovážny stav reakcie:

Ak sa množstvo plynných látok vľavo a vpravo líši, potom zvýšenie tlaku povedie k posunu rovnováhy smerom k reakcii, počas ktorej sa objem plynov znižuje, a zníženie tlaku povedie k posunu rovnováha, v dôsledku čoho sa zväčšuje objem plynov.

Vplyv katalyzátora na chemickú rovnováhu

Pretože katalyzátor rovnako urýchľuje dopredné aj spätné reakcie, jeho prítomnosť alebo neprítomnosť nemá žiadny účinok do rovnovážneho stavu.

Jediné, čo môže katalyzátor ovplyvniť, je rýchlosť prechodu systému z nerovnovážneho stavu do rovnovážneho.

Vplyv všetkých vyššie uvedených faktorov na chemickú rovnováhu je zhrnutý nižšie v cheat sheete, ktorý si môžete spočiatku pozrieť pri vykonávaní úloh rovnováhy. Nebude ho však možné použiť pri skúške, takže po analýze niekoľkých príkladov s jeho pomocou by ste sa ho mali naučiť a precvičiť si riešenie problémov s rovnováhou bez toho, aby ste sa na to pozerali:

Označenia: T - teplota, p - tlak, s – koncentrácia, – zvýšenie, ↓ – zníženie

Katalyzátor

T	T - posuny rovnováhy smerom k endotermickej reakcii
	↓T - posun rovnováhy smerom k exotermickej reakcii
p	p - rovnováha sa posúva smerom k reakcii s menším súčtom koeficientov pred plynnými látkami
	↓s - rovnováha sa posúva smerom k reakcii s väčším súčtom koeficientov pred plynnými látkami
c	c (činidlo) – rovnováha sa posúva smerom k priamej reakcii (doprava)
	↓c (činidlo) – rovnováha sa posúva smerom k reverznej reakcii (doľava)
	c (produkt) – rovnováha sa posúva smerom k reverznej reakcii (doľava)
	↓c (produkt) – rovnováha sa posúva smerom k priamej reakcii (doprava)
Neovplyvňuje rovnováhu!!!

Témy kodifikátora: vratné a nezvratné reakcie. Chemická bilancia. Posun v chemickej rovnováhe pod vplyvom rôznych faktorov.

Ak je možná reverzná reakcia, chemické reakcie sa delia na reverzibilné a nevratné.

Reverzibilné chemické reakcie sú reakcie, ktorých produkty za daných podmienok môžu navzájom interagovať.

Nezvratné reakcie sú reakcie, ktorých produkty nemôžu za daných podmienok vzájomne interagovať.

Viac podrobností o klasifikácia chemických reakcií sa dá čítať.

Pravdepodobnosť interakcie produktu závisí od podmienok procesu.

Ak teda systém OTVORENÉ, t.j. vymieňa hmotu aj energiu s okolím, potom budú chemické reakcie, pri ktorých vznikajú napríklad plyny, nevratné. Napríklad , pri kalcinácii tuhého hydrogénuhličitanu sodného:

2NaHC03 → Na2C03 + CO2 + H20

Plynný oxid uhličitý sa bude uvoľňovať a odparovať z reakčnej zóny. Preto bude takáto reakcia nezvratné za týchto podmienok. Ak uvažujeme uzavretý systém , ktorý nemôže výmena látky s prostredím (napríklad uzavretý box, v ktorom prebieha reakcia), potom oxid uhličitý nebude môcť uniknúť z reakčnej zóny a bude interagovať s vodou a uhličitanom sodným, potom bude reakcia reverzibilná pri tieto podmienky:

2NaHC03 ⇔ Na2C03 + C02 + H20

Uvažujme reverzibilné reakcie. Nechajte reverzibilnú reakciu prebiehať podľa schémy:

aA + bB = cC + dD

Rýchlosť doprednej reakcie podľa zákona o hmotnej akcii je určená výrazom: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , rýchlosť spätnej reakcie: v 2 =k 2 ·C C s ·C D d . Ak v počiatočnom momente reakcie nie sú v systéme žiadne látky C a D, potom sa častice A a B hlavne zrážajú a interagujú a nastáva prevažne priama reakcia. Postupne sa začne zvyšovať aj koncentrácia častíc C a D, preto sa zvýši rýchlosť spätnej reakcie. V určitom okamihu rýchlosť priamej reakcie sa bude rovnať rýchlosti spätnej reakcie. Tento stav sa nazýva chemická rovnováha .

teda chemická rovnováha je stav systému, v ktorom rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké .

Pretože rýchlosť priamych a spätných reakcií je rovnaká, rýchlosť tvorby látok sa rovná rýchlosti ich spotreby a prúd koncentrácie látok sa nemenia . Takéto koncentrácie sa nazývajú rovnováha .

Upozorňujeme, že v rovnováhe existujú priame aj spätné reakcie, to znamená, že reaktanty interagujú navzájom, ale produkty tiež interagujú rovnakou rýchlosťou. Zároveň môžu ovplyvniť vonkajšie faktory premiestniť chemická rovnováha v jednom alebo druhom smere. Preto sa chemická rovnováha nazýva mobilná alebo dynamická.

Výskum v oblasti mobilnej rovnováhy sa začal v 19. storočí. Diela Henriho Le Chateliera položili základy teórie, ktorú neskôr zovšeobecnil vedec Karl Brown. Princíp mobilnej rovnováhy alebo princíp Le Chatelier-Brown hovorí:

Ak je systém v rovnovážnom stave ovplyvnený vonkajším faktorom, ktorý mení niektorú z podmienok rovnováhy, potom sa v systéme zintenzívňujú procesy zamerané na kompenzáciu vonkajšieho vplyvu.

Inými slovami: keď existuje vonkajší vplyv na systém, rovnováha sa posunie tak, aby kompenzovala tento vonkajší vplyv.

Tento princíp, ktorý je veľmi dôležitý, funguje pri akýchkoľvek rovnovážnych javoch (nielen pri chemických reakciách). Teraz to však zvážime vo vzťahu k chemickým interakciám. V prípade chemických reakcií vonkajšie vplyvy vedú k zmenám v rovnovážnych koncentráciách látok.

Chemické reakcie v rovnováhe môžu byť ovplyvnené tromi hlavnými faktormi – teplotou, tlakom a koncentráciou reaktantov alebo produktov.

1. Ako je známe, chemické reakcie sú sprevádzané tepelným účinkom. Ak dôjde k priamej reakcii s uvoľňovaním tepla (exotermická alebo +Q), potom nastane reverzná reakcia s absorpciou tepla (endotermická alebo -Q) a naopak. Ak zvýšiš teplota v systéme sa rovnováha posunie tak, aby sa toto zvýšenie kompenzovalo. Je logické, že pri exotermickej reakcii nie je možné kompenzovať zvýšenie teploty. So zvyšovaním teploty sa teda rovnováha v systéme posúva smerom k absorpcii tepla, t.j. smerom k endotermickým reakciám (-Q); s klesajúcou teplotou - smerom k exotermickej reakcii (+Q).

2. V prípade rovnovážnych reakcií, keď je aspoň jedna z látok v plynnej fáze, je rovnováha výrazne ovplyvnená aj zmenou tlak v systéme. Pri zvyšovaní tlaku sa chemický systém snaží kompenzovať tento efekt a zvyšuje rýchlosť reakcie, pri ktorej klesá množstvo plynných látok. Keď tlak klesá, systém zvyšuje rýchlosť reakcie, ktorá produkuje viac molekúl plynných látok. Takže: so zvýšením tlaku sa rovnováha posunie smerom k zníženiu počtu molekúl plynu a so znížením tlaku - k zvýšeniu počtu molekúl plynu.

Venujte pozornosť! Systémy, kde je počet molekúl reakčných plynov a produktov rovnaký, nie sú ovplyvnené tlakom! Taktiež zmeny tlaku nemajú prakticky žiadny vplyv na rovnováhu v roztokoch, t.j. pri reakciách, kde nie sú žiadne plyny.

3. Zmeny ovplyvňujú aj rovnováhu v chemických systémoch koncentrácie reaktanty a produkty. Keď sa koncentrácia reaktantov zvyšuje, systém sa ich snaží spotrebovať a zvyšuje rýchlosť priamej reakcie. Keď sa koncentrácia činidiel znižuje, systém sa ich snaží produkovať a rýchlosť reverznej reakcie sa zvyšuje. Keď sa koncentrácia produktov zvyšuje, systém sa ich tiež snaží spotrebovať a zvyšuje rýchlosť spätnej reakcie. Pri znižovaní koncentrácie produktov chemický systém zvyšuje rýchlosť ich tvorby, t.j. rýchlosť doprednej reakcie.

Ak v chemickom systéme rýchlosť doprednej reakcie sa zvyšuje správne , smerom k tvorbe produktov A spotreba činidla . Ak rýchlosť spätnej reakcie sa zvyšuje, hovoríme, že rovnováha sa posunula vľavo , smerom k spotrebe potravín A zvýšenie koncentrácie činidiel .

Napríklad v reakcii syntézy amoniaku:

N2 + 3H2 = 2NH3 + Q

Zvýšenie tlaku vedie k zvýšeniu reakčnej rýchlosti, pri ktorej sa tvorí menej molekúl plynu, t.j. priama reakcia (počet molekúl reakčných plynov je 4, počet molekúl plynu v produktoch je 2). So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva doprava, smerom k produktom. O zvýšenie teploty rovnováha sa posunie v opačnom smere endotermickej reakcie, t.j. doľava smerom k činidlám. Zvýšenie koncentrácie dusíka alebo vodíka posunie rovnováhu smerom k ich spotrebe, t.j. doprava smerom k produktom.

Katalyzátor neovplyvňuje rovnováhu, pretože urýchľuje reakcie vpred aj vzad.

Po dosiahnutí stavu chemickej rovnováhy systém v ňom zostane, kým sa nezmenia vonkajšie podmienky. To povedie k zmenám parametrov systému, t.j. k posunu chemickej rovnováhy smerom k jednej z reakcií. Na kvalitatívne určenie smeru posunu rovnováhy v chemickej reakcii sa používa princíp Le Chatelier-Brown:

Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv, t.j. zmeniť podmienky, za ktorých bol systém v rovnováhe, potom procesy, ktoré ZNIŽUJÚ vplyv, začnú v systéme prebiehať rýchlejším tempom.

Stav chemickej rovnováhy najviac ovplyvňuje koncentrácia, tlak a teplota.

Ako je zrejmé z výrazu pre reakčnú rýchlostnú konštantu, zvýšenie koncentrácií východiskových látok N a M vedie k zvýšeniu rýchlosti priamej reakcie. Hovorí sa, že rovnováha sa posunula smerom k priamej reakcii. Naopak, zvýšenie koncentrácií produktov posúva rovnováhu smerom k reverznej reakcii.

Keď sa zmení celkový tlak v rovnovážnej zmesi, parciálne tlaky všetkých účastníkov reakcie sa zmenia rovnako. Ak sa pri reakcii počet mólov plynov nemení, ako napríklad pri reakcii H2 + Cl2 - 2 HCl, potom zloženie zmesi zostáva v rovnováhe a rovnováha sa neposúva. Ak sa zmení počet mólov plynov v reakcii, potom sa zloženie zmesi plynov v dôsledku zmeny tlaku dostane do nerovnovážneho stavu a jedna z reakcií začne prebiehať vyššou rýchlosťou. Smer posunu rovnováhy v tomto prípade závisí od toho, či sa počet mólov plynov zvýšil alebo znížil.

Zvážte napríklad reakciu

N2 + 3 H2 - 2 NH3

Všetci účastníci tejto reakcie sú plyny. Necháme zvýšiť celkový tlak v rovnovážnej zmesi (zmes stlačíme). Rovnováha sa naruší, v systéme sa musia začať procesy, ktoré povedú k zníženiu tlaku. Ale tlak je úmerný počtu dopadov molekúl na steny, t.j. počet molekúl. Z reakčnej rovnice je zrejmé, že v dôsledku priamej reakcie sa počet molekúl plynu zníži zo 4 mol na 2 mol a v dôsledku spätnej reakcie sa zodpovedajúcim spôsobom zvýši. Preto dôjde k zníženiu celkového tlaku, ak sa rovnováha posunie v smere doprednej reakcie. Keď sa celkový tlak v tomto systéme zníži, rovnováha sa posunie v smere reverznej reakcie, čo vedie k zvýšeniu počtu molekúl plynu, t.j. k zvýšeniu tlaku.

Vo všeobecnosti platí, že pri zvýšení celkového tlaku sa rovnováha posúva smerom k reakcii, ktorá vedie k zníženiu počtu molekúl plynných látok a pri poklese tlaku k reakcii, pri ktorej sa zvyšuje počet molekúl plynu.

Na určenie smeru posunu rovnováhy pri zmene teploty sústavy je potrebné poznať tepelný účinok reakcie, t.j. Je táto reakcia exotermická alebo endotermická? Treba mať na pamäti, že počas exotermickej reakcie sa uvoľňuje teplo a teplota stúpa. Keď dôjde k endotermickej reakcii, teplota sa zníži v dôsledku absorpcie tepla. V dôsledku toho, keď sa teplota zvýši, rovnováha sa vždy posunie smerom k endotermickej reakcii a keď sa zníži, k exotermickej reakcii. Napríklad v systéme, kde dochádza k reverzibilnej reakcii

9. Rýchlosť chemickej reakcie. Chemická rovnováha

9.2. Chemická rovnováha a jej posun

Väčšina chemických reakcií je reverzibilná, t.j. prúdi súčasne v smere tvorby produktov aj v smere ich rozkladu (zľava doprava a sprava doľava).

Príklady reakčných rovníc pre reverzibilné procesy:

N2 + 3H2° t°, p, kat. 2NH3

2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , kat 2SO 3

H2 + I2 ° t ° 2HI

Reverzibilné reakcie sú charakterizované špeciálnym stavom nazývaným stav chemickej rovnováhy.

Chemická rovnováha- toto je stav systému, v ktorom sa rýchlosť priamych a spätných reakcií vyrovná. Pri pohybe smerom k chemickej rovnováhe sa rýchlosť priamej reakcie a koncentrácia reaktantov znižuje, zatiaľ čo spätná reakcia a koncentrácia produktov sa zvyšujú.

V stave chemickej rovnováhy sa za jednotku času vytvorí toľko produktu, koľko sa rozloží. V dôsledku toho sa koncentrácie látok v stave chemickej rovnováhy v priebehu času nemenia. To však vôbec neznamená, že rovnovážne koncentrácie alebo hmotnosti (objemy) všetkých látok sú nevyhnutne navzájom rovnaké (pozri obr. 9.8 a 9.9). Chemická rovnováha je dynamická (mobilná) rovnováha, ktorá môže reagovať na vonkajšie vplyvy.

Prechod rovnovážneho systému z jedného rovnovážneho stavu do druhého sa nazýva posun resp posun v rovnováhe. V praxi hovoria o posune rovnováhy smerom k reakčným produktom (doprava) alebo k východiskovým látkam (doľava); dopredná reakcia je taká, ktorá sa vyskytuje zľava doprava a spätná reakcia nastáva sprava doľava. Rovnovážny stav je znázornený dvoma protiľahlými šípkami: ⇄.

Princíp posunu rovnováhy sformuloval francúzsky vedec Le Chatelier (1884): vonkajší vplyv na systém, ktorý je v rovnováhe, vedie k posunu tejto rovnováhy smerom, ktorý oslabuje účinok vonkajšieho vplyvu.

Sformulujme základné pravidlá pre posun rovnováhy.

Účinok koncentrácie: keď sa koncentrácia látky zvyšuje, rovnováha sa posúva smerom k jej spotrebe a keď klesá, k jej tvorbe.

Napríklad so zvýšením koncentrácie H 2 pri reverzibilnej reakcii

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)

rýchlosť priamej reakcie v závislosti od koncentrácie vodíka sa zvýši. V dôsledku toho sa rovnováha posunie doprava. Keď sa koncentrácia H2 zníži, rýchlosť priamej reakcie sa zníži, v dôsledku čoho sa rovnováha procesu posunie doľava.

Vplyv teploty: Keď sa teplota zvýši, rovnováha sa posunie smerom k endotermickej reakcii a keď sa teplota zníži, posunie sa k exotermickej reakcii.

Je dôležité si uvedomiť, že so zvyšujúcou sa teplotou sa rýchlosť exo- aj endotermických reakcií zvyšuje, ale endotermická reakcia sa zvyšuje viackrát, pričom E a je vždy väčšie. S klesajúcou teplotou sa rýchlosť oboch reakcií znižuje, ale opäť viackrát - endotermické. Je vhodné to ilustrovať pomocou diagramu, v ktorom je hodnota rýchlosti úmerná dĺžke šípok a rovnováha sa posúva v smere dlhšej šípky.

Účinok tlaku: Zmena tlaku ovplyvňuje rovnovážny stav iba vtedy, keď sú do reakcie zapojené plyny, a to aj vtedy, keď je plynná látka len na jednej strane chemickej rovnice. Príklady reakčných rovníc:

• tlak ovplyvňuje posun rovnováhy:

3H2 (g) + N2 (g) ⇄ 2NH3 (g),

CaO (tv) + CO2 (g) ⇄ CaC03 (tv);

• tlak neovplyvňuje posun rovnováhy:

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

NaOH (roztok) + HCl (roztok) = NaCl (roztok) + H20 (1).

Pri poklese tlaku sa rovnováha posúva smerom k vzniku väčšieho chemického množstva plynných látok a pri jeho zvyšovaní sa rovnováha posúva smerom k tvorbe menšieho chemického množstva plynných látok. Ak sú chemické množstvá plynov na oboch stranách rovnice rovnaké, potom tlak neovplyvňuje stav chemickej rovnováhy:

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

Je to ľahko pochopiteľné, ak vezmeme do úvahy, že účinok zmeny tlaku je podobný účinku zmeny koncentrácie: so zvýšením tlaku n-krát sa koncentrácia všetkých látok v rovnováhe zvyšuje o rovnaké množstvo (a naopak).

Vplyv objemu reakčného systému: zmena objemu reakčného systému je spojená so zmenou tlaku a ovplyvňuje len rovnovážny stav reakcií s plynnými látkami. Zníženie objemu znamená zvýšenie tlaku a posunie rovnováhu smerom k tvorbe menšieho množstva chemických plynov. Zväčšenie objemu sústavy vedie k zníženiu tlaku a posunu rovnováhy smerom k tvorbe väčšieho chemického množstva plynných látok.

Zavedenie katalyzátora do rovnovážneho systému alebo zmena jeho povahy neposúva rovnováhu (nezvyšuje výťažok produktu), pretože katalyzátor urýchľuje dopredné aj spätné reakcie v rovnakom rozsahu. Je to spôsobené tým, že katalyzátor rovnako znižuje aktivačnú energiu priamych a spätných procesov. Prečo potom používajú katalyzátor v reverzibilných procesoch? Faktom je, že použitie katalyzátora v reverzibilných procesoch podporuje rýchly nástup rovnováhy, a to zvyšuje efektivitu priemyselnej výroby.

Konkrétne príklady vplyvu rôznych faktorov na posun rovnováhy sú uvedené v tabuľke. 9.1 pre reakciu syntézy amoniaku, ku ktorej dochádza pri uvoľňovaní tepla. Inými slovami, dopredná reakcia je exotermická a spätná reakcia je endotermická.

Tabuľka 9.1

Vplyv rôznych faktorov na posun v rovnováhe reakcie syntézy amoniaku

Faktor ovplyvňujúci rovnovážny systém	Smer posunu rovnovážnej reakcie 3 H 2 + N 2 ⇄ t, p, kat 2 NH 3 + Q
Zvýšenie koncentrácie vodíka, s (H 2)	Rovnováha sa posúva doprava, systém reaguje znížením c (H 2)
Pokles koncentrácie amoniaku, s (NH 3)↓	Rovnováha sa posúva doprava, systém reaguje zvýšením c (NH 3)
Zvýšenie koncentrácie amoniaku, s (NH 3)	Rovnováha sa posúva doľava, systém reaguje znížením c (NH 3)
Pokles koncentrácie dusíka, s (N 2)↓	Rovnováha sa posúva doľava, systém reaguje zvýšením c (N 2)
Kompresia (zníženie objemu, zvýšenie tlaku)	Rovnováha sa posúva doprava, smerom k zníženiu objemu plynov
Expanzia (zvýšenie objemu, zníženie tlaku)	Rovnováha sa posúva doľava smerom k zvyšovaniu objemu plynu
Zvýšený tlak	Rovnováha sa posúva doprava, smerom k menšiemu objemu plynu
Znížený tlak	Rovnováha sa posúva doľava, smerom k väčšiemu objemu plynov
Nárast teploty	Rovnováha sa posúva doľava smerom k endotermickej reakcii
Pokles teploty	Rovnováha sa posúva doprava, smerom k exotermickej reakcii
Pridanie katalyzátora	Rovnováha sa neposúva

Príklad 9.3.

V stave procesnej rovnováhy

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

koncentrácie látok (mol/dm 3) SO 2, O 2 a SO 3 sú 0,6, 0,4 a 0,2. Nájdite počiatočné koncentrácie SO 2 a O 2 (počiatočná koncentrácia SO 3 je nulová).

Riešenie. Počas reakcie sa teda spotrebúvajú S02 a O2

c out (SO 2) = c sa rovná (SO 2) + c out (SO 2),

cout (02) = c sa rovná (02) + cout (02).

Hodnota vynaloženého c sa zistí pomocou c (SO 3):

x = 0,2 mol/dm3.

cout (S02) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (mol/dm3).

y = 0,1 mol/dm3.

cout (02) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (mol/dm3).

Odpoveď: 0,8 mol/dm 3 SO 2; 0,5 mol/dm302.

Pri plnení skúšobných úloh je často zamieňaný vplyv rôznych faktorov na jednej strane na rýchlosť reakcie a na druhej strane na posun chemickej rovnováhy.

Pre reverzibilný proces

so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť priamych aj spätných reakcií; pri znižovaní teploty sa znižuje rýchlosť reakcií vpred aj vzad;

so zvyšujúcim sa tlakom sa zvyšujú rýchlosti všetkých reakcií prebiehajúcich za účasti plynov, priamych aj reverzných. Keď tlak klesá, rýchlosť všetkých reakcií prebiehajúcich za účasti plynov, priamych aj reverzných, klesá;

zavedenie katalyzátora do systému alebo jeho nahradenie iným katalyzátorom neposúva rovnováhu.

N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) + Q

Zvážte, ktoré faktory: 1) zvyšujú rýchlosť syntézy reakcie amoniaku; 2) posuňte rovnováhu doprava:

a) zníženie teploty;

b) zvýšenie tlaku;

c) zníženie koncentrácie NH3;

d) použitie katalyzátora;

e) zvýšenie koncentrácie N 2 .

Riešenie. Faktory b), d) a e) zvyšujú rýchlosť reakcie syntézy amoniaku (ako aj zvýšenie teploty, zvýšenie koncentrácie H2); posunúť rovnováhu doprava - a), b), c), e).

Odpoveď: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.

Príklad 9.5.

Nižšie je uvedený energetický diagram reverzibilnej reakcie

Uveďte všetky pravdivé tvrdenia:

a) spätná reakcia prebieha rýchlejšie ako dopredná reakcia;

b) s rastúcou teplotou sa rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje viackrát ako priama reakcia;

c) dochádza k priamej reakcii s absorpciou tepla;

d) teplotný koeficient γ je väčší pre reverznú reakciu.

Riešenie.

a) Výrok je správny, keďže E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) je menšie ako E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).

b) Výrok je nesprávny, rýchlosť priamej reakcie, pre ktorú je E a väčšie, sa zvyšuje viackrát.

c) Výrok je správny, Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).

d) Výrok je nesprávny, γ je väčšie pre priamu reakciu, v tomto prípade E a je väčšie.