Princip pomeranja dinamičke hemijske ravnoteže. Promena hemijske ravnoteže

Hemijska ravnoteža i principi njenog pomjeranja (Le Chatelierov princip)

U reverzibilnim reakcijama, pod određenim uslovima, može doći do stanja hemijske ravnoteže. Ovo je stanje u kojem brzina obrnute reakcije postaje jednaka brzini reakcije naprijed. Ali da bi se ravnoteža pomjerila u jednom ili drugom smjeru, potrebno je promijeniti uslove za reakciju. Princip pomjeranja ravnoteže je Le Chatelierov princip.

Osnovne odredbe:

1. Eksterni uticaj na sistem koji je u stanju ravnoteže dovodi do pomeranja ove ravnoteže u pravcu u kome je efekat proizvedenog uticaja oslabljen.

2. Sa povećanjem koncentracije jedne od reagujućih supstanci, ravnoteža se pomera ka potrošnji ove supstance, sa smanjenjem koncentracije, ravnoteža se pomera ka stvaranju ove supstance.

3. Sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera ka smanjenju količine gasovitih materija, odnosno ka smanjenju pritiska; kada se pritisak smanji, ravnoteža se pomera u pravcu povećanja količine gasovitih materija, odnosno u pravcu povećanja pritiska. Ako se reakcija odvija bez promjene broja molekula plinovitih tvari, tada pritisak ne utječe na položaj ravnoteže u ovom sistemu.

4. Sa povećanjem temperature, ravnoteža se pomera ka endotermnoj reakciji, sa smanjenjem temperature - ka egzotermnoj reakciji.

Za principe zahvaljujemo priručniku "Počeci hemije" Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Popkov V.A.

USE zadaci za hemijsku ravnotežu (ranije A21)

Zadatak broj 1.

H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q

1. Pod pritiskom

2. Porast temperature

3. smanjenje pritiska

Objašnjenje: za početak razmotrite reakciju: sve tvari su plinovi i na desnoj strani su dva molekula proizvoda, a na lijevoj strani je samo jedan, reakcija je također endotermna (-Q). Stoga uzmite u obzir promjenu tlaka i temperature. Potrebna nam je ravnoteža da se pomakne prema proizvodima reakcije. Ako povećamo pritisak, tada će se ravnoteža pomjeriti prema smanjenju volumena, odnosno prema reagensima - to nam ne odgovara. Ako povećamo temperaturu, tada će se ravnoteža pomjeriti prema endotermnoj reakciji, u našem slučaju prema produktima, što je i bilo potrebno. Tačan odgovor je 2.

Zadatak broj 2.

Hemijska ravnoteža u sistemu

SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + NO2(g) - Q

će se pomaknuti prema formiranju reagensa na:

1. Povećanje koncentracije NO

2. Povećanje koncentracije SO2

3. Porast temperature

4. Povećanje pritiska

Objašnjenje: sve supstance su gasovi, ali su zapremine na desnoj i levoj strani jednačine iste, tako da pritisak neće uticati na ravnotežu u sistemu. Razmotrite promjenu temperature: kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, samo prema reaktantima. Tačan odgovor je 3.

Zadatak broj 3.

U sistemu

2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q

pomeranje ravnoteže ulevo će doprineti

1. Povećanje pritiska

2. Povećanje koncentracije N2O4

3. Snižavanje temperature

4. Uvođenje katalizatora

Objašnjenje: Obratimo pažnju na činjenicu da zapremine gasovitih materija u desnom i levom delu jednačine nisu jednake, pa će promena pritiska uticati na ravnotežu u ovom sistemu. Naime, sa porastom pritiska, ravnoteža se pomera ka smanjenju količine gasovitih materija, odnosno udesno. Ne odgovara nam. Reakcija je egzotermna, stoga će promjena temperature također utjecati na ravnotežu sistema. Kako temperatura pada, ravnoteža će se pomjeriti prema egzotermnoj reakciji, odnosno također udesno. Sa povećanjem koncentracije N2O4, ravnoteža se pomera prema potrošnji ove supstance, odnosno ulijevo. Tačan odgovor je 2.

Zadatak broj 4.

U reakciji

2Fe(t) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(t) + 3H2(g) - Q

ravnoteža će se pomjeriti prema proizvodima reakcije

1. Pod pritiskom

2. Dodavanje katalizatora

3. Dodatak gvožđa

4. Dodavanje vode

Objašnjenje: broj molekula na desnoj i lijevoj strani je isti, tako da promjena pritiska neće uticati na ravnotežu u ovom sistemu. Razmotrite povećanje koncentracije željeza - ravnoteža bi se trebala pomaknuti prema potrošnji ove tvari, odnosno udesno (prema produktima reakcije). Tačan odgovor je 3.

Zadatak broj 5.

Hemijska ravnoteža

H2O(g) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q

će se pomaknuti prema formiranju proizvoda u slučaju

1. Povećanje pritiska

2. Porast temperature

3. Povećanje vremena procesa

4. Aplikacije katalizatora

Objašnjenje: promena pritiska neće uticati na ravnotežu u datom sistemu, jer nisu sve supstance gasovite. Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, odnosno udesno (u smjeru stvaranja produkata). Tačan odgovor je 2.

Zadatak broj 6.

Kako se pritisak povećava, hemijska ravnoteža će se pomjeriti prema proizvodima u sistemu:

1. CH4(g) + 3S(t) ↔ CS2(g) + 2H2S(g) - Q

2. C(t) + CO2(g) ↔ 2CO(g) - Q

3. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q

4. Ca(HCO3)2(t) ↔ CaCO3(t) + CO2(g) + H2O(g) - Q

Objašnjenje: promjena tlaka ne utječe na reakcije 1 i 4, stoga nisu sve uključene tvari plinovite, u jednačini 2 broj molekula na desnoj i lijevoj strani je isti, tako da pritisak neće biti pod utjecajem. Ostaje jednačina 3. Provjerimo: s porastom tlaka, ravnoteža bi se trebala pomjeriti prema smanjenju količine plinovitih tvari (4 molekula desno, 2 molekula lijevo), odnosno prema produktima reakcije. Tačan odgovor je 3.

Zadatak broj 7.

Ne utiče na promenu ravnoteže

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) - Q

1. Dodavanje pritiska i dodavanje katalizatora

2. Povećanje temperature i dodavanje vodonika

3. Snižavanje temperature i dodavanje vodonik-joda

4. Dodavanje joda i dodavanje vodonika

Objašnjenje: u desnom i levom delu količine gasovitih materija su iste, pa promena pritiska neće uticati na ravnotežu u sistemu, a ni dodatak katalizatora neće uticati, jer čim dodamo katalizator , direktna reakcija će se ubrzati, a onda će se odmah uspostaviti obrnuto i ravnoteža u sistemu. Tačan odgovor je 1.

Zadatak broj 8.

Pomaknuti ravnotežu udesno u reakciji

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g); ∆H°<0

potrebno

1. Uvod katalizatora

2. Snižavanje temperature

3. Smanjenje pritiska

4. Smanjena koncentracija kiseonika

Objašnjenje: smanjenje koncentracije kisika će dovesti do pomaka u ravnoteži prema reaktantima (lijevo). Smanjenje pritiska pomeriće ravnotežu u pravcu smanjenja količine gasovitih materija, odnosno udesno. Tačan odgovor je 3.

Zadatak broj 9.

Prinos proizvoda u egzotermnoj reakciji

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

uz istovremeno povećanje temperature i smanjenje pritiska

1. Povećati

2. Smanjenje

3. Neće se promijeniti

4. Prvo povećajte, a zatim smanjite

Objašnjenje: pri porastu temperature ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, odnosno prema produktima, a kada se pritisak smanji, ravnoteža se pomiče u pravcu povećanja količine gasovitih tvari, odnosno također ulijevo. Stoga će se prinos proizvoda smanjiti. Tačan odgovor je 2.

Zadatak broj 10.

Povećanje prinosa metanola u reakciji

CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q

promovira

1. Porast temperature

2. Uvođenje katalizatora

3. Uvođenje inhibitora

4. Povećanje pritiska

Objašnjenje: kada se pritisak poveća, ravnoteža se pomera prema endotermnoj reakciji, odnosno prema reaktantima. Povećanje pritiska pomera ravnotežu ka smanjenju količine gasovitih materija, odnosno ka stvaranju metanola. Tačan odgovor je 4.

Zadaci za samostalno odlučivanje (odgovori u nastavku)

1. U sistemu

CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q

pomak u hemijskoj ravnoteži prema produktima reakcije će doprinijeti

1. Smanjite pritisak

2. Povećanje temperature

3. Povećanje koncentracije ugljičnog monoksida

4. Povećanje koncentracije vodonika

2. U kom sistemu se sa povećanjem pritiska ravnoteža pomera ka produktima reakcije

1. 2CO2(g) ↔ 2CO(g) + O2(g)

2. S2N4 (g) ↔ S2N2 (g) + N2 (g)

3. PCl3(g) + Cl2(g) ↔ PCl5(g)

4. H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl(g)

3. Hemijska ravnoteža u sistemu

2HBr(g) ↔ H2(g) + Br2(g) - Q

će se pomaknuti prema produktima reakcije na

1. Pod pritiskom

2. Porast temperature

3. smanjenje pritiska

4. Upotreba katalizatora

4. Hemijska ravnoteža u sistemu

C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + Q

pomera prema produktima reakcije na

1. Dodavanje vode

2. Smanjenje koncentracije sirćetne kiseline

3. Povećanje koncentracije etra

4. Prilikom uklanjanja estra

5. Hemijska ravnoteža u sistemu

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q

pomera prema stvaranju produkta reakcije na

1. Pod pritiskom

2. Porast temperature

3. smanjenje pritiska

4. Primjena katalizatora

6. Hemijska ravnoteža u sistemu

CO2 (g) + C (tv) ↔ 2CO (g) - Q

će se pomaknuti prema produktima reakcije na

1. Pod pritiskom

2. Snižavanje temperature

3. Povećanje koncentracije CO

4. Porast temperature

7. Promena pritiska neće uticati na stanje hemijske ravnoteže u sistemu

1. 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

2. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)

3. 2CO(g) + O2(g) ↔ 2CO2(g)

4. N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g)

8. U kom sistemu će se, sa povećanjem pritiska, hemijska ravnoteža pomeriti ka polaznim supstancama?

1. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q

2. N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q

3. CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(g) - Q

4. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q

9. Hemijska ravnoteža u sistemu

C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) - Q

će se pomaknuti prema produktima reakcije na

1. Porast temperature

2. Snižavanje temperature

3. Upotreba katalizatora

4. Smanjenje koncentracije butana

10. O stanju hemijske ravnoteže u sistemu

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) -Q

ne utiče

1. Povećanje pritiska

2. Povećanje koncentracije joda

3. Povećanje temperature

4. Smanjenje temperature

Zadaci za 2016

1. Uspostavite korespondenciju između jednačine hemijske reakcije i promene hemijske ravnoteže sa povećanjem pritiska u sistemu.

Jednačina reakcije Pomak kemijske ravnoteže

A) N2 (g) + O2 (g) ↔ 2NO (g) - Q 1. Prebacuje se prema direktnoj reakciji

B) N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g) - Q 2. Pomiče se prema obrnutoj reakciji

C) CaCO3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO2 (g) - Q 3. Nema pomaka ravnoteže

D) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q

2. Uspostavite korespondenciju između eksternih uticaja na sistem:

CO2 (g) + C (tv) ↔ 2CO (g) - Q

i pomeranje hemijske ravnoteže.

A. Povećanje koncentracije CO 1. Pomera se prema direktnoj reakciji

B. Smanjenje pritiska 3. Nema pomaka u ravnoteži

3. Uspostaviti korespondenciju između vanjskih utjecaja na sistem

HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q

Spoljni uticaj Pomeranje hemijske ravnoteže

A. Dodavanje HCOOH 1. Pomiče se prema naprijed reakciji

B. Razblaživanje vodom 3. Ne dolazi do pomaka u ravnoteži

D. Porast temperature

4. Uspostavite korespondenciju između spoljašnjih uticaja na sistem

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q

i pomak u hemijskoj ravnoteži.

Spoljni uticaj Pomeranje hemijske ravnoteže

A. Smanjenje pritiska 1. Pomera se ka direktnoj reakciji

B. Povećanje temperature 2. Pomicanje prema obrnutoj reakciji

B. Povećanje temperature NO2 3. Ne dolazi do pomaka ravnoteže

D. Dodatak O2

5. Uspostavite korespondenciju između eksternih uticaja na sistem

4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) + Q

i pomak u hemijskoj ravnoteži.

Spoljni uticaj Pomeranje hemijske ravnoteže

A. Smanjenje temperature 1. Prelazak na direktnu reakciju

B. Povećanje pritiska 2. Pomera se prema obrnutoj reakciji

B. Povećanje koncentracije u amonijaku 3. Nema pomaka u ravnoteži

D. Uklanjanje vodene pare

6. Uspostavite korespondenciju između eksternih uticaja na sistem

WO3(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) + Q

i pomak u hemijskoj ravnoteži.

Spoljni uticaj Pomeranje hemijske ravnoteže

A. Povećanje temperature 1. Prelazi na direktnu reakciju

B. Povećanje pritiska 2. Pomera se prema obrnutoj reakciji

B. Upotreba katalizatora 3. Ne dolazi do promjene ravnoteže

D. Uklanjanje vodene pare

7. Uspostavite korespondenciju između eksternih uticaja na sistem

S4N8(g) + N2(g) ↔ S4N10(g) + Q

i pomak u hemijskoj ravnoteži.

Spoljni uticaj Pomeranje hemijske ravnoteže

A. Povećanje koncentracije vodonika 1. Prelazi na direktnu reakciju

B. Povećanje temperature 2. Pomjera se u smjeru obrnute reakcije

B. Povećanje pritiska 3. Nema pomaka u ravnoteži

D. Upotreba katalizatora

8. Uspostaviti korespondenciju između jednačine hemijske reakcije i istovremene promene parametara sistema, što dovodi do pomeranja hemijske ravnoteže ka direktnoj reakciji.

Jednačina reakcije Promjena parametara sistema

A. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. Povećanje temperature i koncentracije vodika

B. H2(g) + I2(tv) ↔ 2HI(g) -Q 2. Smanjenje temperature i koncentracije vodika

B. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. Povećanje temperature i smanjenje koncentracije vodika

D. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. Smanjenje temperature i povećanje koncentracije vodika

9. Uspostavite korespondenciju između jednačine hemijske reakcije i promene hemijske ravnoteže sa povećanjem pritiska u sistemu.

Jednačina reakcije Smjer pomaka kemijske ravnoteže

A. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(tv) 1. Pomiče se prema direktnoj reakciji

B. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. Pomiče se prema obrnutoj reakciji

B. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. Nema pomaka ravnoteže

H. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)

10. Uspostaviti korespondenciju između jednačine hemijske reakcije i istovremene promene uslova za njeno sprovođenje, što dovodi do pomeranja hemijske ravnoteže ka direktnoj reakciji.

Jednačina reakcije Promjena uslova

A. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. Povećanje temperature i pritiska

B. N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g) -Q 2. Smanjenje temperature i pritiska

B. CO2 (g) + C (čvrsto) ↔ 2CO (g) + Q 3. Povećanje temperature i smanjenje pritiska

D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Smanjenje temperature i povećanje pritiska

Odgovori: 1 - 3, 2 - 3, 3 - 2, 4 - 4, 5 - 1, 6 - 4, 7 - 4, 8 - 2, 9 - 1, 10 - 1

1. 3223

2. 2111

3. 1322

4. 2221

5. 1211

6. 2312

7. 1211

8. 4133

9. 1113

10. 4322

Na zadacima se zahvaljujemo Zbirkama vježbi za 2016, 2015, 2014, 2013 autorima:

Kavernina A.A., Dobrotina D.Yu., Snastina M.G., Savinkina E.V., Živeinova O.G.

1. Među svim poznatim reakcijama razlikuju se reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Prilikom proučavanja reakcija jonske izmjene navedeni su uvjeti pod kojima se one odvijaju. ().

Poznate su i reakcije koje ne idu do kraja pod datim uslovima. Tako, na primjer, kada se sumpor dioksid otopi u vodi, dolazi do reakcije: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Ali ispostavilo se da se u vodenoj otopini može formirati samo određena količina sumporne kiseline. To je zbog činjenice da je sumporna kiselina krhka i dolazi do obrnute reakcije, tj. razlaganje na sumporov oksid i vodu. Dakle, 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↔H2SO3.

Hemijske reakcije koje se pod datim uslovima 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 maksimalan, a brzina obrnute reakcije ( υ arr) jednako nuli. Koncentracija reaktanata opada s vremenom, a koncentracija produkta reakcije raste. Stoga se brzina reakcije naprijed smanjuje, a brzina obrnute povećava. U određenom trenutku, brzine reakcije naprijed i nazad postaju jednake:

U svim reverzibilnim reakcijama, brzina reakcije naprijed opada, brzina obrnute 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 supstanci koje reaguju 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.

Kvantitativno je opisano stanje hemijske ravnoteže 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 reakcijskoj smjesi.

Ova konstanta se zove konstanta ravnoteže - k

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

υ 1 =υ 2

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

υ 2 (obrnuta reakcija) = k 2 [ NH 3 ] 2

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

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

Hemijska ravnoteža zavisi od koncentracije, pritiska, temperature.

Principodređuje smjer ravnotežnog miješanja:

Ako je na sistem koji je u ravnoteži izvršen vanjski utjecaj, tada će se ravnoteža u sistemu pomjeriti u smjeru suprotnom od ovog utjecaja.

1) Uticaj koncentracije - ako je koncentracija polaznih tvari povećana, tada se ravnoteža pomiče prema stvaranju produkta reakcije.

Na primjer,Kp = k 1 / k 2 = [ NH 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 raste, ali pošto je K konstanta, brojnik se takođe mora povećati da bi se ispunio ovaj uslov. Tako se povećava količina produkta reakcije u reakcijskoj smjesi. U ovom slučaju govorimo 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. prema zadnjoj reakciji.

Promjena mase čvrste tvari ne mijenja položaj ravnoteže.

2) Temperaturni efekat Povećanje temperature pomera ravnotežu prema endotermnoj reakciji.

a)N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (D) + 92,4 kJ (egzotermno - stvaranje toplote)

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

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

Kako temperatura raste, ravnoteža će se pomjeriti u smjeru reakcije formiranja NO (→)

3) Uticaj pritiska (samo za gasovite materije) - sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera prema formacijii supstance koje zauzimaju manje o b jesti.

N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – NH 3

Kada pritisak poraste ( P): prije reakcije4 V gasovite materije → nakon reakcije2 Vgasovitim supstancama, dakle, ravnoteža se pomera udesno ( → )

S povećanjem tlaka, na primjer, za 2 puta, volumen plinova se smanjuje za isti broj puta, pa će se koncentracije svih plinovitih tvari povećati za 2 puta. Kp = k 1 / k 2 = [ NH 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 amonijaki smanjiti koncentraciju nitrogenivodevrsta. Ravnoteža će se pomjeriti udesno.

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

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

! Supstance koje utiču na tok hemijske reakcije katalizatori. Ali kada se koristi katalizator, energija aktivacije i prednje i reverzne reakcije smanjuje se za istu količinu, pa stoga ravnoteža se ne mijenja.

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) \u003d 2SO 3 (g) + Q

Navedite gdje će se ravnoteža pomjeriti ako

a) povećati pritisak

b) podići temperaturu

c) povećati koncentraciju kiseonika

d) uvođenje katalizatora?

Prelazak hemijskog sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo se naziva pomak (pomak) ravnoteže. Zbog dinamičke prirode hemijske ravnoteže, ispostavlja se da je osetljiv na spoljašnje uslove i da je u stanju da odgovori na njihovu promenu.

Smjer pomaka položaja hemijske ravnoteže kao rezultat promjena vanjskih uslova određen je pravilom koje je prvi formulirao francuski hemičar i metalurg Henri Louis Le Chatelier 1884. godine i nazvan po njemu. Le Chatelierov princip:

Ako se na sistem u stanju ravnoteže izvrši vanjski utjecaj, tada dolazi do takvog pomaka ravnoteže u sistemu koji taj utjecaj slabi.

Postoje tri glavna parametra, promenom kojih je moguće pomeriti hemijsku ravnotežu. To su temperatura, pritisak i koncentracija. Razmotrimo njihov utjecaj na primjeru ravnotežne reakcije:

1) Temperaturni efekat. Budući da je za ovu reakciju DH°<0, следовательно, прямая реакция идет с выделением тепла (+Q), а обратная реакция – с поглощением тепла (-Q):

2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)

Kada temperatura poraste, tj. kada se u sistem unese dodatna energija, ravnoteža se pomera prema obrnutoj endotermnoj reakciji, koja troši ovaj višak energije. Kada se temperatura smanji, naprotiv, ravnoteža se pomera u pravcu reakcije koja ide sa oslobađanjem toplote tako da ona nadoknađuje hlađenje, tj. ravnoteža se pomiče u smjeru direktne reakcije.

Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji koja se nastavlja s apsorpcijom energije.

Kako temperatura opada, ravnoteža se pomiče u smjeru egzotermne reakcije koja se nastavlja oslobađanjem energije.

2) Efekat volumena. Sa povećanjem pritiska, brzina reakcije se nastavlja sa smanjenjem zapremine (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).

U toku reakcije koja se razmatra, iz 3 mola gasovitih supstanci nastaju 2 mola gasova:

2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)

3 mola gasa 2 mola gasa

V REF > V PROD

DV = V PROD. - V REF<0

Dakle, sa porastom pritiska, ravnoteža se pomera ka manjoj zapremini sistema, tj. produkti reakcije. Kada se pritisak spusti, ravnoteža se pomera prema početnim supstancama koje zauzimaju veći volumen.

Sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera prema reakciji koja se odvija sa stvaranjem manjeg broja molova gasovitih supstanci.

Kako pritisak opada, ravnoteža se pomiče u smjeru reakcije koja se nastavlja formiranjem više molova plinovitih tvari.

3) Utjecaj koncentracije. S povećanjem koncentracije povećava se brzina reakcije, prema kojoj se unesena tvar troši. Zaista, kada se u sistem unese dodatna količina kiseonika, sistem ga "troši" na tok direktne reakcije. Sa smanjenjem koncentracije O 2, ovaj nedostatak se nadoknađuje razgradnjom produkta reakcije (NO 2) u početne materijale.

S povećanjem koncentracije polaznih tvari ili smanjenjem koncentracije proizvoda, ravnoteža se pomiče prema direktnoj reakciji.

Sa smanjenjem koncentracije polaznih tvari ili povećanjem koncentracije proizvoda, ravnoteža se pomiče u smjeru obrnute reakcije.

Uvođenje katalizatora u sistem ne utiče na promenu položaja hemijske ravnoteže, jer katalizator podjednako povećava brzinu i napred i obrnuto.

Ako se spoljašnji uslovi hemijskog procesa ne promene, onda se stanje hemijske ravnoteže može održavati proizvoljno dugo. Promjenom uvjeta reakcije (temperatura, pritisak, koncentracija) može se 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. Pomicanje 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 na sistem u stanju hemijske ravnoteže utiče na bilo koji način, na primer, promenom temperature, pritiska ili koncentracije reagensa, tada će se ravnoteža pomeriti u pravcu reakcije koja slabi efekat .

Utjecaj promjene koncentracije na promjenu kemijske ravnoteže.

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

Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže pridržava se sljedećih pravila:

S povećanjem koncentracije jedne od polaznih tvari, brzina direktne reakcije se povećava i ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja produkta reakcije i obrnuto;

S povećanjem koncentracije jednog od produkta reakcije, 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 pomaknuti ravnotežu udesno, što će uzrokovati potrošnju polaznih materijala i povećanje koncentracije produkta reakcije. Novo stanje ravnoteže uspostaviće se sa novim ravnotežnim koncentracijama početnih supstanci 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 promjene tlaka na promjenu kemijske ravnoteže.

Prema Le Chatelierovom principu povećanje pritiska dovodi do pomeranja ravnoteže u pravcu stvaranja manje količine 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 pokazuju da tok direktne reakcije dovodi do povećanja broja molova gasova, a tok reverzne reakcije, naprotiv, smanjuje broj molova gasa. gasovita materija. Ako se na takav sistem izvrši vanjski utjecaj, na primjer, povećanjem pritiska, tada će sistem reagirati na način da oslabi ovaj utjecaj. Tlak se može smanjiti ako se ravnoteža ove reakcije pomakne 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 materija ostane konstantan pre i posle reakcije, 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 menja sa pritiskom.

Utjecaj promjene temperature na promjenu kemijske ravnoteže.

U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom. 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, promjena u brzinama se ne događa u istoj mjeri. U skladu s Arrheniusovom jednačinom, endotermna reakcija, koju karakterizira velika vrijednost energije aktivacije, u većoj mjeri reagira na promjenu temperature.

Stoga, da bi se procijenio uticaj temperature na smjer pomaka u kemijskoj ravnoteži, potrebno je poznavati toplinski učinak 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 hemijske ravnoteže (K p).

Prema Le Chatelierovom principu Povećanje temperature pomera ravnotežu prema endotermnoj reakciji. Kako temperatura pada, ravnoteža se pomiče u smjeru egzotermne reakcije.

Na ovaj način, porast temperature u reakciji sinteze amonijaka dovest će do promjene ravnoteže prema endotermnom reakcije, tj. nalijevo. Prednost se postiže obrnutom reakcijom koja se nastavlja sa apsorpcijom topline.

Stanje ravnoteže za reverzibilnu reakciju može trajati neograničeno dugo (bez vanjske intervencije). Ali ako se na takav sistem primeni spoljni uticaj (da se promeni temperatura, pritisak ili koncentracija konačnih ili početnih supstanci), tada će se poremetiti stanje ravnoteže. Brzina jedne od reakcija postat će veća od brzine druge. Vremenom će sistem ponovo zauzeti ravnotežno stanje, ali će se nove ravnotežne koncentracije početne i krajnje supstance razlikovati od početnih. U ovom slučaju se govori o pomaku u hemijskoj ravnoteži u jednom ili drugom smjeru.

Ako, kao rezultat vanjskog utjecaja, brzina prednje reakcije postane veća od brzine obrnute, to znači da se kemijska ravnoteža pomaknula udesno. Ako, naprotiv, brzina obrnute reakcije postane veća, to znači da se kemijska ravnoteža pomjerila ulijevo.

Kada se ravnoteža pomjeri udesno, ravnotežne koncentracije početnih tvari se smanjuju, a ravnotežne koncentracije konačnih tvari povećavaju u odnosu na početne ravnotežne koncentracije. Shodno tome, povećava se i prinos produkta reakcije.

Pomicanje kemijske ravnoteže ulijevo uzrokuje povećanje ravnotežnih koncentracija početnih supstanci i smanjenje ravnotežnih koncentracija konačnih proizvoda, čiji će se prinos u ovom slučaju smanjiti.

Smjer pomaka kemijske ravnoteže određuje se primjenom Le Chatelierovog principa: „Ako se na sistem koji je u stanju kemijske ravnoteže izvrši vanjski učinak (promijenite temperaturu, tlak, koncentraciju jedne ili više tvari koje učestvuju u reakciji). ), onda će to dovesti do povećanja brzine te reakcije čiji će tijek kompenzirati (smanjiti) utjecaj.

Na primjer, s povećanjem koncentracije polaznih tvari, brzina direktne reakcije se povećava i ravnoteža se pomiče udesno. Sa smanjenjem koncentracije polaznih tvari, naprotiv, brzina obrnute reakcije se povećava, a kemijska ravnoteža se pomiče ulijevo.

Sa povećanjem temperature (tj. kada se sistem zagrije), ravnoteža se pomjera prema pojavi endotermne reakcije, a kada se smanji (tj. kada se sistem ohladi) pomjera se prema pojavi egzotermne reakcije. (Ako je prednja reakcija egzotermna, tada će obrnuta reakcija nužno biti endotermna, i obrnuto).

Treba naglasiti da povećanje temperature, po pravilu, povećava brzinu i prednje i reverzne reakcije, ali se brzina endotermne reakcije povećava u većoj mjeri od brzine egzotermne reakcije. U skladu s tim, kada se sistem ohladi, brzine naprijed i nazad reakcije se smanjuju, ali također ne u istoj mjeri: za egzotermnu reakciju je mnogo manja nego za endotermnu.

Promjena tlaka utiče na promjenu kemijske ravnoteže samo ako su ispunjena dva uslova:

potrebno je da barem jedna od tvari koje sudjeluju u reakciji bude u plinovitom stanju, na primjer:

CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - promena pritiska utiče na pomeranje ravnoteže.

CH 3 COOH (l.) + C 2 H 5 OH (l.) CH 3 COOS 2 H 5 (l.) + H 2 O (l.) - promjena tlaka ne utiče na promjenu kemijske ravnoteže, jer nijedna početna ili krajnja supstanca nije u gasovitom stanju;

ako je nekoliko tvari u plinovitom stanju, potrebno je da broj molekula plina na lijevoj strani jednadžbe za takvu reakciju ne bude jednak broju molekula plina na desnoj strani jednačine, na primjer:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - promjena pritiska utiče na pomak ravnoteže

I 2 (g) + N 2 (g) 2NI (g) - promena pritiska ne utiče na pomeranje ravnoteže

Kada su ova dva uslova ispunjena, povećanje pritiska dovodi do pomeranja ravnoteže ka reakciji, čiji tok smanjuje broj molekula gasa u sistemu. U našem primjeru (katalitičko sagorijevanje SO 2), ovo će biti direktna reakcija.

Smanjenje tlaka, naprotiv, pomiče ravnotežu u smjeru reakcije koja se odvija sa stvaranjem većeg broja molekula plina. U našem primjeru, ovo će biti obrnuta reakcija.

Povećanje pritiska uzrokuje smanjenje zapremine sistema, a samim tim i povećanje molarne koncentracije gasovitih materija. Kao rezultat, povećava se stopa reakcije naprijed i nazad, ali ne u istoj mjeri. Snižavanje istog pritiska na sličan način dovodi do smanjenja brzina naprijed i nazad reakcije. Ali u isto vrijeme, brzina reakcije, prema kojoj se ravnoteža pomiče, smanjuje se u manjoj mjeri.

Katalizator ne utiče na pomeranje ravnoteže, jer podjednako ubrzava (ili usporava) i prednju i obrnutu reakciju. U njegovom prisustvu, hemijska ravnoteža se samo brže (ili sporije) uspostavlja.

Ako na sistem utječe više faktora u isto vrijeme, onda svaki od njih djeluje nezavisno od drugih. Na primjer, u sintezi amonijaka

N 2 (plin) + 3H 2 (plin) 2NH 3 (plin)

reakcija se odvija uz zagrijavanje iu prisustvu katalizatora da bi se povećala njena brzina.Ali istovremeno, uticaj temperature dovodi do toga da se ravnoteža reakcije pomjera ulijevo, prema obrnutoj endotermnoj reakciji. Ovo uzrokuje smanjenje proizvodnje NH 3 . Da bi se kompenzovao ovaj neželjeni efekat temperature i povećao prinos amonijaka, istovremeno se povećava pritisak u sistemu, što pomera reakcijsku ravnotežu udesno, tj. ka stvaranju manjeg broja molekula gasa.

Istovremeno, empirijski se biraju najoptimalniji uslovi za reakciju (temperatura, pritisak) pod kojima bi se odvijala dovoljno velikom brzinom i dala ekonomski isplativ prinos konačnog proizvoda.

Le Chatelierov princip se na sličan način koristi u hemijskoj industriji u proizvodnji velikog broja različitih supstanci od velikog značaja za nacionalnu ekonomiju.

Le Chatelierov princip je primjenjiv ne samo na reverzibilne kemijske reakcije, već i na razne druge ravnotežne procese: fizičke, fizičko-hemijske, biološke.

Tijelo odrasle osobe karakterizira relativna postojanost mnogih parametara, uključujući različite biokemijske pokazatelje, uključujući koncentraciju biološki aktivnih tvari. Međutim, takvo stanje se ne može nazvati ravnotežnim, jer ne odnosi se na otvorene sisteme.

Ljudsko tijelo, kao i svaki živi sistem, neprestano izmjenjuje različite tvari s okolinom: konzumira hranu i oslobađa produkte njihove oksidacije i raspadanja. Stoga je tijelo karakterizirano Stabilno stanje, definisan kao konstantnost njegovih parametara pri konstantnoj brzini razmjene materije i energije sa okolinom. U prvoj aproksimaciji, stacionarno stanje se može posmatrati kao niz ravnotežnih stanja međusobno povezanih relaksacionim procesima. U stanju ravnoteže, koncentracije supstanci koje sudjeluju u reakciji održavaju se nadopunjavanjem početnih proizvoda izvana i uklanjanjem konačnih proizvoda prema van. Promjena njihovog sadržaja u tijelu ne dovodi, za razliku od zatvorenih sistema, do nove termodinamičke ravnoteže. Sistem se vraća u prvobitno stanje. Tako se održava relativna dinamička konstantnost sastava i svojstava unutrašnjeg okruženja tijela, što određuje stabilnost njegovih fizioloških funkcija. Ovo svojstvo živog sistema naziva se drugačije homeostaza.

U toku života organizma u stacionarnom stanju, za razliku od zatvorenog sistema ravnoteže, dolazi do povećanja entropije. Međutim, uz to se istovremeno odvija i obrnuti proces - smanjenje entropije zbog potrošnje nutrijenata niske entropijske vrijednosti iz okoline (na primjer, visokomolekularna jedinjenja - proteini, polisaharidi, ugljikohidrati, itd.) i ispuštanje produkata raspadanja u okoliš. Prema stavu I. R. Prigožina, ukupna proizvodnja entropije za organizam u stacionarnom stanju teži minimumu.

Veliki doprinos razvoju neravnotežne termodinamike dao je I. R. Prigozhy, dobitnik Nobelove nagrade 1977. godine, koji je izjavio da „u svakom neravnotežnom sistemu postoje lokalne oblasti koje su u ravnoteži. U klasičnoj termodinamici, ravnoteža se odnosi na ceo sistem, a u neravnotežnoj - samo na njegove pojedinačne delove.

Utvrđeno je da se entropija u takvim sistemima povećava u periodu embriogeneze, tokom procesa regeneracije i rasta malignih neoplazmi.