Reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Kemijska ravnoteža

Kemijske reakcije su reverzibilne i ireverzibilne.

oni. ako je neka reakcija A + B = C + D ireverzibilna, to znači da ne dolazi do reverzne reakcije C + D = A + B.

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

Zapravo, jer odvijaju se izravne i obrnute reakcije, reagensi (početne tvari) u slučaju reverzibilnih reakcija mogu se nazvati i tvarima na lijevoj strani jednadžbe i tvarima na desnoj strani jednadžbe. Isto vrijedi i za proizvode.

Za bilo koju reverzibilnu reakciju moguće je da su brzine prednje i obrnute reakcije jednake. Takvo stanje se zove stanje ravnoteže.

U stanju ravnoteže, koncentracije svih reaktanata i svih produkata su nepromijenjene. Koncentracije produkata i reaktanata u ravnoteži nazivaju se ravnotežne koncentracije.

Pomak u kemijskoj ravnoteži pod utjecajem različitih čimbenika

Uslijed takvih vanjskih utjecaja na sustav kao što su promjena temperature, tlaka ili koncentracije polaznih tvari ili produkata, može doći do poremećaja ravnoteže sustava. Međutim, nakon prestanka tog vanjskog utjecaja sustav će nakon nekog vremena prijeći u novo stanje ravnoteže. Takav prijelaz sustava iz jednog ravnotežnog stanja u drugo ravnotežno stanje naziva se pomak (pomak) kemijske ravnoteže .

Kako bi se moglo odrediti kako se kemijska ravnoteža pomiče s određenom vrstom izloženosti, prikladno je koristiti Le Chatelierov princip:

Ako se na sustav u stanju ravnoteže izvrši bilo kakav vanjski utjecaj, tada će se smjer pomaka kemijske ravnoteže podudarati sa smjerom reakcije koja slabi učinak udara.

Utjecaj temperature na stanje ravnoteže

Kada se temperatura promijeni, pomiče se ravnoteža bilo koje kemijske reakcije. To je zbog činjenice da svaka reakcija ima toplinski učinak. U ovom slučaju toplinski učinci prednje i obrnute reakcije uvijek su izravno suprotni. Oni. ako je prednja reakcija egzotermna i odvija se s toplinskim učinkom jednakim +Q, tada je obrnuta reakcija uvijek endotermna i ima toplinski učinak jednak -Q.

Dakle, u skladu s Le Chatelierovim načelom, ako nekom sustavu koji je u stanju ravnoteže povećamo temperaturu, tada će se ravnoteža pomaknuti prema reakciji, tijekom koje se temperatura smanjuje, tj. prema endotermnoj reakciji. Isto tako, ako snizimo temperaturu sustava u stanju ravnoteže, ravnoteža će se pomaknuti prema reakciji, uslijed čega će se temperatura povećati, tj. prema egzotermnoj reakciji.

Na primjer, razmotrite sljedeću reverzibilnu reakciju i naznačite gdje će se njezina ravnoteža pomaknuti kako se temperatura smanjuje:

Kao što možete vidjeti iz gornje jednadžbe, prednja reakcija je egzotermna, tj. uslijed njegova strujanja oslobađa se toplina. Stoga će obrnuta reakcija biti endotermna, odnosno odvija se uz apsorpciju topline. Prema uvjetu, temperatura se snižava, dakle, ravnoteža će se pomaknuti udesno, tj. prema izravnoj reakciji.

Utjecaj koncentracije na kemijsku ravnotežu

Povećanje koncentracije reagensa u skladu s Le Chatelierovim načelom trebalo bi dovesti do pomaka ravnoteže prema reakciji u kojoj se reagensi troše, tj. prema izravnoj reakciji.

Obrnuto, ako se koncentracija reaktanata smanji, tada će se ravnoteža pomaknuti prema reakciji koja rezultira stvaranjem reaktanata, tj. strana reverzne reakcije (←).

Na sličan način utječe i promjena koncentracije produkata reakcije. Ako povećate koncentraciju proizvoda, ravnoteža će se pomaknuti prema reakciji, uslijed koje se proizvodi troše, tj. prema obrnutoj reakciji (←). Ako se, naprotiv, koncentracija produkata smanji, tada će se ravnoteža pomaknuti prema izravnoj reakciji (→), kako bi se koncentracija produkata povećala.

Utjecaj tlaka na kemijsku ravnotežu

Za razliku od temperature i koncentracije, promjena tlaka ne utječe na ravnotežno stanje svake reakcije. Da bi promjena tlaka dovela do pomaka kemijske ravnoteže, zbrojevi koeficijenata ispred plinovitih tvari na lijevoj i desnoj strani jednadžbe moraju biti različiti.

Oni. iz dvije reakcije:

promjena tlaka može utjecati na stanje ravnoteže samo u slučaju druge reakcije. Budući da je zbroj koeficijenata ispred formula plinovitih tvari u slučaju prve jednadžbe lijevo i desno isti (jednak 2), a u slučaju druge jednadžbe različit (4 na lijevo i 2 desno).

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

Ako je količina plinovitih tvari različita s lijeve i desne strane, tada će porast tlaka dovesti do pomaka ravnoteže prema reakciji, pri čemu se volumen plinova smanjuje, a tlak pada u smjeru reakcija, uslijed čega se povećava volumen plinova.

Učinak katalizatora na kemijsku ravnotežu

Budući da katalizator podjednako ubrzava i prednju i obrnutu reakciju, njegova prisutnost ili odsutnost ne utječe do stanja ravnoteže.

Jedino na što katalizator može utjecati je brzina prijelaza sustava iz neravnotežnog stanja u ravnotežno.

Utjecaj svih gore navedenih čimbenika na kemijsku ravnotežu sažet je u nastavku u varalici u koju prvo možete zaviriti prilikom izvođenja zadataka ravnoteže. Međutim, ona to neće moći koristiti na ispitu, stoga je, nakon analize nekoliko primjera uz njezinu pomoć, treba naučiti i osposobiti rješavati zadatke za ravnotežu, ne zavirujući više u nju:

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

Kemijska ravnoteža i principi njezina pomicanja (Le Chatelierov princip)

U reverzibilnim reakcijama pod određenim uvjetima može doći do stanja kemijske ravnoteže. Ovo je stanje u kojem brzina obrnute reakcije postaje jednaka brzini prednje reakcije. Ali da bi se ravnoteža pomaknula u jednom ili drugom smjeru, potrebno je promijeniti uvjete reakcije. Načelo pomicanja ravnoteže je Le Chatelierovo načelo.

Osnovne odredbe:

1. Vanjski utjecaj na sustav koji je u stanju ravnoteže dovodi do pomaka te ravnoteže u smjeru u kojem je učinak proizvedenog utjecaja oslabljen.

2. S povećanjem koncentracije jedne od tvari koje reagiraju, ravnoteža se pomiče prema potrošnji te tvari, s smanjenjem koncentracije, ravnoteža se pomiče prema stvaranju te tvari.

3. S porastom tlaka ravnoteža se pomiče prema smanjenju količine plinovitih tvari, odnosno prema smanjenju tlaka; pri smanjenju tlaka ravnoteža se pomiče u smjeru povećanja količine plinovitih tvari, odnosno u smjeru povećanja tlaka. Ako reakcija teče bez promjene broja molekula plinovitih tvari, tada tlak ne utječe na ravnotežni položaj u ovom sustavu.

4. S porastom temperature, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, s padom temperature - prema egzotermnoj reakciji.

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

USE zadaci za kemijsku ravnotežu (ranije A21)

Zadatak broj 1.

H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q

1. Tlačenje

2. Porast temperature

3. smanjenje tlaka

Obrazloženje: za početak razmotrite reakciju: sve tvari su plinovi i na desnoj strani su dvije molekule produkata, a na lijevoj samo jedna, reakcija je također endotermna (-Q). Stoga razmotrite promjenu tlaka i temperature. Potrebno nam je da se ravnoteža pomakne prema produktima reakcije. Ako povećamo tlak, tada će se ravnoteža pomaknuti prema smanjenju volumena, odnosno prema reagensima - to nam ne odgovara. Ako povećamo temperaturu, onda će se ravnoteža pomaknuti prema endotermnoj reakciji, u našem slučaju prema produktima, što je i bilo potrebno. Točan odgovor je 2.

Zadatak broj 2.

Kemijska ravnoteža u sustavu

SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + NO2(g) - Q

pomaknut će se prema stvaranju reagensa na:

1. Povećanje koncentracije NO

2. Povećanje koncentracije SO2

3. Porast temperature

4. Povećanje pritiska

Obrazloženje: sve tvari su plinovi, ali su volumeni na desnoj i lijevoj strani jednadžbe isti, pa tlak neće utjecati na ravnotežu u sustavu. Razmotrimo promjenu temperature: kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, samo prema reaktantima. Točan odgovor je 3.

Zadatak broj 3.

U sustavu

2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q

pomak ravnoteže ulijevo će pridonijeti

1. Povećanje tlaka

2. Povećanje koncentracije N2O4

3. Snižavanje temperature

4. Uvođenje katalizatora

Obrazloženje: Obratimo pozornost na činjenicu da volumeni plinovitih tvari u desnom i lijevom dijelu jednadžbe nisu jednaki, stoga će promjena tlaka utjecati na ravnotežu u ovom sustavu. Naime, s porastom tlaka ravnoteža se pomiče prema smanjenju količine plinovitih tvari, odnosno udesno. Ne odgovara nam. Reakcija je egzotermna, stoga će promjena temperature također utjecati na ravnotežu sustava. Smanjenjem temperature ravnoteža će se pomaknuti prema egzotermnoj reakciji, odnosno također udesno. S povećanjem koncentracije N2O4, ravnoteža se pomiče prema potrošnji ove tvari, odnosno ulijevo. Točan odgovor je 2.

Zadatak broj 4.

U reakciji

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

ravnoteža će se pomaknuti prema produktima reakcije

1. Tlačenje

2. Dodavanje katalizatora

3. Dodatak željeza

4. Dodavanje vode

Obrazloženje: broj molekula na desnoj i lijevoj strani je isti, pa promjena tlaka neće utjecati na ravnotežu u ovom sustavu. Uzmite u obzir povećanje koncentracije željeza - ravnoteža bi se trebala pomaknuti prema potrošnji ove tvari, odnosno udesno (prema produktima reakcije). Točan odgovor je 3.

Zadatak broj 5.

Kemijska ravnoteža

H2O(g) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q

će se pomaknuti prema formiranju proizvoda u slučaju

1. Povećanje tlaka

2. Porast temperature

3. Povećanje vremena procesa

4. Primjene katalizatora

Obrazloženje: promjena tlaka neće utjecati na ravnotežu u određenom sustavu, jer nisu sve tvari plinovite. Porastom temperature ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, odnosno udesno (u smjeru nastanka produkata). Točan odgovor je 2.

Zadatak broj 6.

Kako tlak raste, kemijska ravnoteža će se pomaknuti prema proizvodima u sustavu:

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

Obrazloženje: promjena tlaka ne utječe na reakcije 1 i 4, stoga nisu sve uključene tvari plinovite, u jednadžbi 2 broj molekula na desnoj i lijevoj strani je isti, tako da tlak neće biti pogođen. Ostaje jednadžba 3. Provjerimo: s porastom tlaka ravnoteža bi se trebala pomaknuti prema smanjenju količine plinovitih tvari (4 molekule desno, 2 molekule lijevo), odnosno prema produktima reakcije. Točan odgovor je 3.

Zadatak broj 7.

Ne utječe na promjenu ravnoteže

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) - Q

1. Tlačenje i dodavanje katalizatora

2. Povećanje temperature i dodavanje vodika

3. Snižavanje temperature i dodavanje hidrogen joda

4. Adicija joda i adicija vodika

Obrazloženje: u desnom i lijevom dijelu količine plinovitih tvari su iste, dakle promjena tlaka neće utjecati na ravnotežu u sustavu, a neće utjecati ni dodavanje katalizatora, jer čim dodamo katalizator , izravna reakcija će se ubrzati, a potom odmah i obrnuta i ravnoteža u sustavu će se ponovno uspostaviti. Točan odgovor je 1.

Zadatak broj 8.

Za pomicanje ravnoteže u reakciji udesno

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g); ∆H°<0

potreban

1. Uvođenje katalizatora

2. Snižavanje temperature

3. Smanjenje tlaka

4. Smanjena koncentracija kisika

Obrazloženje: smanjenje koncentracije kisika dovest će do pomaka ravnoteže prema reaktantima (ulijevo). Smanjenje tlaka pomaknut će ravnotežu u smjeru smanjenja količine plinovitih tvari, odnosno udesno. Točan odgovor je 3.

Zadatak broj 9.

Prinos produkta u egzotermnoj reakciji

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

uz istodobno povećanje temperature i smanjenje tlaka

1. Povećanje

2. Smanjenje

3. Neće se promijeniti

4. Prvo povećanje, zatim smanjenje

Obrazloženje: pri porastu temperature ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, odnosno prema produktima, a pri smanjenju tlaka ravnoteža se pomiče prema povećanju količine plinovitih tvari, odnosno također ulijevo. Stoga će se prinos proizvoda smanjiti. Točan odgovor je 2.

Zadatak broj 10.

Povećanje prinosa metanola u reakciji

CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q

promiče

1. Porast temperature

2. Uvođenje katalizatora

3. Uvođenje inhibitora

4. Povećanje tlaka

Obrazloženje: kada se tlak poveća, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, odnosno prema reaktantima. Porast tlaka pomiče ravnotežu prema smanjenju količine plinovitih tvari, odnosno prema stvaranju metanola. Točan odgovor je 4.

Zadaci za samostalno odlučivanje (odgovori ispod)

1. U sustavu

CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q

doprinijet će pomak u kemijskoj ravnoteži prema produktima reakcije

1. Smanjite pritisak

2. Povećanje temperature

3. Povećanje koncentracije ugljičnog monoksida

4. Povećanje koncentracije vodika

2. U kojem se sustavu s porastom tlaka ravnoteža pomiče prema 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. Kemijska ravnoteža u sustavu

2HBr(g) ↔ H2(g) + Br2(g) - Q

pomaknut će se prema produktima reakcije na

1. Tlačenje

2. Porast temperature

3. smanjenje tlaka

4. Korištenje katalizatora

4. Kemijska ravnoteža u sustavu

C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + Q

pomiče prema produktima reakcije na

1. Dodavanje vode

2. Smanjenje koncentracije octene kiseline

3. Povećanje koncentracije etera

4. Prilikom uklanjanja estera

5. Kemijska ravnoteža u sustavu

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q

pomiče prema stvaranju produkta reakcije pri

1. Tlačenje

2. Porast temperature

3. smanjenje tlaka

4. Primjena katalizatora

6. Kemijska ravnoteža u sustavu

CO2 (g) + C (tv) ↔ 2CO (g) - Q

pomaknut će se prema produktima reakcije na

1. Tlačenje

2. Snižavanje temperature

3. Povećanje koncentracije CO

4. Porast temperature

7. Promjena tlaka neće utjecati na stanje kemijske ravnoteže u sustavu

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 kojem će se sustavu s porastom tlaka kemijska ravnoteža pomaknuti prema polaznim tvarima?

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. Kemijska ravnoteža u sustavu

C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) - Q

pomaknut će se prema produktima reakcije na

1. Porast temperature

2. Snižavanje temperature

3. Korištenje katalizatora

4. Smanjenje koncentracije butana

10. O stanju kemijske ravnoteže u sustavu

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) -Q

ne utječe

1. Povećanje tlaka

2. Povećanje koncentracije joda

3. Povećanje temperature

4. Smanjenje temperature

Zadaci za 2016. godinu

1. Uspostavite korespondenciju između jednadžbe kemijske reakcije i pomaka kemijske ravnoteže s povećanjem tlaka u sustavu.

Jednadžba reakcije Pomak kemijske ravnoteže

A) N2 (g) + O2 (g) ↔ 2NO (g) - Q 1. Pomiče se prema izravnoj 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 vanjskih utjecaja na sustav:

CO2 (g) + C (tv) ↔ 2CO (g) - Q

i pomicanje kemijske ravnoteže.

A. Povećanje koncentracije CO 1. Pomaci prema izravnoj reakciji

B. Smanjenje tlaka 3. Nema pomaka u ravnoteži

3. Uspostaviti korespondenciju između vanjskih utjecaja na sustav

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

Vanjski utjecaj Pomicanje kemijske ravnoteže

A. Dodavanje HCOOH 1. Pomiče se prema naprijed reakciji

B. Razrjeđivanje s vodom 3. Ne dolazi do pomaka u ravnoteži

D. Porast temperature

4. Uspostaviti korespondenciju između vanjskih utjecaja na sustav

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q

i pomak u kemijskoj ravnoteži.

Vanjski utjecaj Pomicanje kemijske ravnoteže

A. Smanjenje tlaka 1. Pomaci prema izravnoj reakciji

B. Povećanje temperature 2. Pomak prema obrnutoj reakciji

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

D. Dodatak O2

5. Uspostaviti korespondenciju između vanjskih utjecaja na sustav

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

i pomak u kemijskoj ravnoteži.

Vanjski utjecaj Pomicanje kemijske ravnoteže

A. Smanjenje temperature 1. Pomak prema izravnoj reakciji

B. Porast tlaka 2. Pomak prema obrnutoj reakciji

B. Povećanje koncentracije amonijaka 3. Nema pomaka u ravnoteži

D. Uklanjanje vodene pare

6. Uspostaviti korespondenciju između vanjskih utjecaja na sustav

WO3(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) + Q

i pomak u kemijskoj ravnoteži.

Vanjski utjecaj Pomicanje kemijske ravnoteže

A. Porast temperature 1. Pomaci prema izravnoj reakciji

B. Porast tlaka 2. Pomak prema obrnutoj reakciji

B. Upotreba katalizatora 3. Ne dolazi do pomaka ravnoteže

D. Uklanjanje vodene pare

7. Uspostavite korespondenciju između vanjskih utjecaja na sustav

S4N8(g) + N2(g) ↔ S4N10(g) + Q

i pomak u kemijskoj ravnoteži.

Vanjski utjecaj Pomicanje kemijske ravnoteže

A. Povećanje koncentracije vodika 1. Pomaci prema izravnoj reakciji

B. Povećanje temperature 2. Pomaci u smjeru obrnute reakcije

B. Povećanje tlaka 3. Nema pomaka u ravnoteži

D. Upotreba katalizatora

8. Uspostavite korespondenciju između jednadžbe kemijske reakcije i istodobne promjene parametara sustava, što dovodi do pomaka kemijske ravnoteže prema izravnoj reakciji.

Jednadžba reakcije Promjena parametara sustava

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

B. H2(g) + I2(tv) ↔ 2HI(g) -Q 2. Pad 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 jednadžbe kemijske reakcije i pomaka kemijske ravnoteže s povećanjem tlaka u sustavu.

Jednadžba reakcije Smjer pomaka kemijske ravnoteže

A. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(tv) 1. Pomaci prema izravnoj reakciji

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

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

H. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)

10. Uspostavite korespondenciju između jednadžbe kemijske reakcije i istovremene promjene uvjeta za njezino provođenje, što dovodi do pomaka kemijske ravnoteže prema izravnoj reakciji.

Jednadžba reakcije Promjenjivi uvjeti

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

B. N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g) -Q 2. Pad temperature i tlaka

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

D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Pad temperature i porast tlaka

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

Za zadatke zahvaljujemo zbirkama vježbi za 2016., 2015., 2014., 2013. autorima:

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

Prijelaz kemijskog sustava iz jednog ravnotežnog stanja u drugo naziva se pomak (pomak) ravnoteže. Zbog dinamičke prirode kemijske ravnoteže, pokazalo se da je osjetljiva na vanjske uvjete i sposobna je odgovoriti na njihovu promjenu.

Smjer pomicanja položaja kemijske ravnoteže kao rezultat promjena vanjskih uvjeta određen je pravilom koje je prvi formulirao francuski kemičar i metalurg Henri Louis Le Chatelier 1884. godine i koje je po njemu nazvano Le Chatelierov princip:

Ako se na sustav u stanju ravnoteže izvrši vanjski utjecaj, tada se u sustavu događa takav pomak ravnoteže koji taj utjecaj slabi.

Postoje tri glavna parametra čijom promjenom je moguće pomaknuti kemijsku ravnotežu. To su temperatura, tlak i koncentracija. Razmotrimo njihov utjecaj na primjeru ravnotežne reakcije:

1) Učinak temperature. 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 sustav uvede dodatna energija, ravnoteža se pomiče prema obrnutoj endotermnoj reakciji, koja troši taj višak energije. Sniženjem temperature, naprotiv, ravnoteža se pomiče u smjeru reakcije koja teče uz oslobađanje topline tako da ona kompenzira hlađenje, tj. ravnoteža se pomiče u smjeru izravne reakcije.

Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji koja se odvija uz apsorpciju energije.

Kako se temperatura smanjuje, ravnoteža se pomiče u smjeru egzotermne reakcije koja se odvija uz oslobađanje energije.

2) Efekt volumena. S porastom tlaka, brzina reakcije se odvija uz smanjenje volumena (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).

Tijekom razmatrane reakcije iz 3 mola plinovitih tvari nastaju 2 mola plinova:

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

3 mola plina 2 mola plina

V REF > V PROD

DV = V PROD - V REF<0

Stoga se s porastom tlaka ravnoteža pomiče prema manjem volumenu sustava, tj. produkti reakcije. Kada se tlak snizi, ravnoteža se pomiče prema početnim tvarima koje zauzimaju veći volumen.

S povećanjem tlaka, ravnoteža se pomiče prema reakciji koja teče stvaranjem manjeg broja molova plinovitih tvari.

Kako se tlak smanjuje, ravnoteža se pomiče u smjeru reakcije koja se nastavlja stvaranjem više molova plinovitih tvari.

3) Utjecaj koncentracije. S povećanjem koncentracije povećava se brzina reakcije, prema kojoj se unesena tvar troši. Doista, kada se u sustav uvede dodatna količina kisika, sustav ga "troši" na tok izravne reakcije. Smanjenjem koncentracije O 2, ovaj se nedostatak nadoknađuje razgradnjom produkta reakcije (NO 2) u početne materijale.

S povećanjem koncentracije polaznih tvari ili smanjenjem koncentracije produkata, ravnoteža se pomiče prema izravnoj reakciji.

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

Uvođenje katalizatora u sustav ne utječe na pomak u položaju kemijske ravnoteže, budući da katalizator podjednako povećava brzinu i prednje i obrnute reakcije.

9. Brzina kemijske reakcije. Kemijska ravnoteža

9.2. Kemijska ravnoteža i njezino pomicanje

Većina kemijskih reakcija je reverzibilna, tj. istodobno teku i u smjeru nastanka produkata i u smjeru njihova raspadanja (slijeva na desno i zdesna nalijevo).

Primjeri jednadžbi reakcija za reverzibilne procese:

N 2 + 3H 2 ⇄ t °, p, kat 2NH 3

2SO 2 + O 2 ⇄ t °, p, cat 2SO 3

H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI

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

Kemijska ravnoteža To je stanje sustava u kojem se brzine prednje i obrnute reakcije izjednačavaju. Kada se kreće prema kemijskoj ravnoteži, brzina prednje reakcije i koncentracija reaktanata se smanjuju, dok se obrnuta reakcija i koncentracija produkata povećavaju.

U stanju kemijske ravnoteže u jedinici vremena nastaje onoliko proizvoda koliko se raspada. Zbog toga se koncentracije tvari u stanju kemijske ravnoteže ne mijenjaju tijekom vremena. Međutim, to uopće ne znači da su ravnotežne koncentracije ili mase (volumeni) svih tvari nužno međusobno jednake (vidi sl. 9.8 i 9.9). Kemijska ravnoteža je dinamička (pokretna) ravnoteža koja može reagirati na vanjske utjecaje.

Prijelaz ravnotežnog sustava iz jednog ravnotežnog stanja u drugo nazivamo pomakom odn pomak ravnoteže. U praksi se govori o pomaku ravnoteže prema produktima reakcije (udesno) ili prema polaznim tvarima (ulijevo); Izravna reakcija naziva se reakcija koja teče slijeva nadesno, a obrnuta reakcija zdesna nalijevo. Stanje ravnoteže prikazano je s dvije suprotno usmjerene strelice: ⇄.

Princip pomicanja ravnoteže formulirao je francuski znanstvenik Le Chatelier (1884.): vanjski utjecaj na sustav u ravnoteži dovodi do pomaka te ravnoteže u smjeru koji slabi učinak vanjskog utjecaja.

Formulirajmo osnovna pravila za pomicanje ravnoteže.

Utjecaj koncentracije: s povećanjem koncentracije tvari, ravnoteža se pomiče prema njezinom trošenju, a s smanjenjem - prema njezinom stvaranju.

Na primjer, s povećanjem koncentracije H 2 u reverzibilnoj reakciji

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)

brzina prednje reakcije, koja ovisi o koncentraciji vodika, će se povećati. Kao rezultat toga, ravnoteža će se pomaknuti udesno. Sa smanjenjem koncentracije H 2, brzina izravne reakcije će se smanjiti, kao rezultat toga, ravnoteža procesa će se pomaknuti ulijevo.

Učinak temperature: kada temperatura poraste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, a kada se snizi, pomiče se prema egzotermnoj reakciji.

Važno je zapamtiti da se s povećanjem temperature povećava brzina i egzo- i endotermne reakcije, ali u većem broju puta - endotermna reakcija, za koju je E a uvijek veća. S padom temperature, brzina obje reakcije opada, ali opet, u većem broju puta - endotermna. Zgodno je rečeno ilustrirati dijagramom u kojem je vrijednost brzine proporcionalna duljini strelica, a ravnoteža je pomaknuta u smjeru duže strelice.

Utjecaj tlaka: promjena tlaka utječe na stanje ravnoteže samo kada u reakciji sudjeluju plinovi, pa čak i kada je plinovita tvar samo u jednom dijelu kemijske jednadžbe. Primjeri jednadžbi reakcija:

• tlak utječe na pomak ravnoteže:

3H 2 (g) + N 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g),

CaO (tv) + CO 2 (g) ⇄ CaCO 3 (tv);

• tlak ne utječe na pomak ravnoteže:

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

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

Smanjenjem tlaka ravnoteža se pomiče prema stvaranju veće kemijske količine plinovitih tvari, a s povećanjem prema stvaranju manje kemijske količine plinovitih tvari. Ako su kemijske količine plinova u oba dijela jednadžbe iste, tada tlak ne utječe na stanje kemijske ravnoteže:

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

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

Utjecaj volumena reakcijskog sustava: promjena volumena reakcijskog sustava povezana je s promjenom tlaka i utječe samo na ravnotežno stanje reakcija koje uključuju plinovite tvari. Smanjenje volumena znači povećanje tlaka i pomicanje ravnoteže prema stvaranju manje kemijske količine plinova. Povećanje volumena sustava dovodi do pada tlaka i pomaka ravnoteže prema stvaranju veće kemijske količine plinovitih tvari.

Uvođenje katalizatora u ravnotežni sustav ili promjena njegove prirode ne pomiče ravnotežu (ne povećava prinos produkta), budući da katalizator podjednako ubrzava i prednju i obrnutu reakciju. To je zbog činjenice da katalizator jednako smanjuje energiju aktivacije izravnih i obrnutih procesa. Zašto onda koristiti katalizator u reverzibilnim procesima? Činjenica je da uporaba katalizatora u reverzibilnim procesima pridonosi brzom uspostavljanju ravnoteže, a to povećava učinkovitost industrijske proizvodnje.

Konkretni primjeri utjecaja različitih čimbenika na pomak ravnoteže navedeni su u tablici. 9.1 za reakciju sinteze amonijaka koja se odvija uz oslobađanje topline. Drugim riječima, prednja reakcija je egzotermna, a obrnuta reakcija je endotermna.

Tablica 9.1

Učinak različitih čimbenika na pomak ravnoteže u reakciji sinteze amonijaka

Primjer 9.3. U procesnoj ravnoteži

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

koncentracije tvari (mol / dm 3) SO 2, O 2 odnosno SO 3 su 0,6, 0,4 i 0,2. Odredite početne koncentracije SO 2 i O 2 (početna koncentracija SO 3 je nula).

Odluka. Tijekom reakcije troše se, dakle, SO 2 i O 2

c ref (SO 2) \u003d c jednako (SO 2) + c otpad (SO 2),

c ref (O ​​​​2) = c jednako (O 2) + c out (O 2).

Vrijednost c se nalazi iz c (SO 3):

x \u003d 0,2 mol / dm 3.

c ref (SO 2) \u003d 0,6 + 0,2 \u003d 0,8 (mol / dm 3).

y \u003d 0,1 mol / dm 3.

c ref (O ​​​​2) \u003d 0,4 + 0,1 \u003d 0,5 (mol / dm 3).

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

Pri izvođenju ispitnih zadataka često se brka utjecaj različitih čimbenika, s jedne strane na brzinu reakcije, as druge strane na pomak u kemijskoj ravnoteži.

Za reverzibilni proces

kako temperatura raste, povećava se brzina i prednje i obrnute reakcije; kako se temperatura smanjuje, brzina i prednje i obrnute reakcije se smanjuje;

s povećanjem tlaka povećavaju se brzine svih reakcija koje se odvijaju uz sudjelovanje plinova, izravne i obrnute. S padom tlaka, brzina svih reakcija koje se odvijaju uz sudjelovanje plinova smanjuje se, izravna i obrnuta;

uvođenje katalizatora u sustav ili njegova zamjena drugim katalizatorom ne pomiče ravnotežu.

Primjer 9.4. Odvija se reverzibilan proces, opisan jednadžbom

N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g) + Q

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

a) snižavanje temperature;

b) povećanje tlaka;

c) smanjenje koncentracije NH 3;

d) korištenje katalizatora;

e) porast koncentracije N 2 .

Odluka. Čimbenici b), d) i e) povećavaju brzinu reakcije sinteze amonijaka (kao i porast temperature, porast koncentracije H 2); pomaknuti ravnotežu udesno - a), b), c), e).

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

Primjer 9.5. Ispod je energetski dijagram reverzibilne reakcije

Navedite sve istinite tvrdnje:

a) obrnuta reakcija teče brže od prednje;

b) s porastom temperature, brzina reverzne reakcije raste veći broj puta od izravne reakcije;

c) izravna reakcija teče uz apsorpciju topline;

d) vrijednost temperaturnog koeficijenta γ veća je za reverznu reakciju.

Odluka.

a) Tvrdnja je točna, jer je E a rev = 500 - 300 = 200 (kJ) manje od E a pr = 500 - 200 = 300 (kJ).

b) Tvrdnja je netočna, brzina izravne reakcije raste za veći broj puta, za što je E a veći.

c) Tvrdnja je točna, Q pr \u003d 200 - 300 \u003d -100 (kJ).

d) Tvrdnja je netočna, γ je veći za izravnu reakciju, pri čemu je E a veći.

Odgovor: a), c).

Stanje ravnoteže za reverzibilnu reakciju može trajati neodređeno dugo (bez vanjske intervencije). Ali ako se na takav sustav primijeni vanjski utjecaj (da se promijeni temperatura, tlak ili koncentracija konačnih ili početnih tvari), tada će se stanje ravnoteže poremetiti. Brzina jedne od reakcija postat će veća od brzine druge. Tijekom vremena sustav će opet poprimiti ravnotežno stanje, ali će se nove ravnotežne koncentracije početne i konačne tvari razlikovati od početnih. U ovom slučaju se govori o pomaku kemijske ravnoteže u jednom ili drugom smjeru.

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

Kada se ravnoteža pomakne udesno, ravnotežne koncentracije početnih tvari se smanjuju, a ravnotežne koncentracije konačnih tvari rastu u usporedbi s početnim ravnotežnim koncentracijama. Sukladno tome, povećava se i prinos produkata reakcije.

Pomicanje kemijske ravnoteže ulijevo uzrokuje povećanje ravnotežnih koncentracija početnih tvari i smanjenje ravnotežnih koncentracija konačnih produkata, čiji će se prinos u tom slučaju smanjiti.

Smjer pomaka kemijske ravnoteže određuje se korištenjem Le Chatelierovog načela: „Ako se vanjski učinak izvrši na sustav koji je u stanju kemijske ravnoteže (promjena temperature, tlaka, koncentracije jedne ili više tvari koje sudjeluju u reakciji) ), onda će to dovesti do povećanja brzine te reakcije čiji će tok kompenzirati (smanjiti) udar.

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

S porastom temperature (tj. kada se sustav zagrijava) ravnoteža se pomiče prema pojavi endotermne reakcije, a kada se ona smanji (tj. kada se sustav hladi) pomiče se prema pojavi egzotermne reakcije. (Ako je prednja reakcija egzotermna, tada će obrnuta reakcija nužno biti endotermna, i obrnuto).

Treba naglasiti da porast temperature u pravilu povećava brzinu i prednje i obrnute reakcije, ali se brzina endotermne reakcije povećava u većoj mjeri od brzine egzotermne reakcije. Sukladno tome, kada se sustav hladi, brzina prednje i obrnute reakcije se smanjuje, ali također ne u istoj mjeri: za egzotermnu reakciju ona je puno manja nego za endotermnu.

Promjena tlaka utječe na promjenu kemijske ravnoteže samo ako su ispunjena dva uvjeta:

potrebno je da barem jedna od tvari koje sudjeluju u reakciji bude u plinovitom stanju, npr.

CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - promjena tlaka utječe na pomicanje 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 utječe na pomak kemijske ravnoteže, jer nijedna od početnih ili krajnjih tvari nije u plinovitom stanju;

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

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - promjena tlaka utječe na pomak ravnoteže

I 2 (g) + N 2 (g) 2NI (g) - promjena tlaka ne utječe na pomak ravnoteže

Kada su ta dva uvjeta zadovoljena, povećanje tlaka dovodi do pomaka ravnoteže prema reakciji čijim se tijekom smanjuje broj molekula plina u sustavu. U našem primjeru (katalitičko izgaranje SO 2), to će biti izravna reakcija.

Smanjenje tlaka, naprotiv, pomiče ravnotežu u smjeru odvijanja reakcije uz stvaranje većeg broja molekula plina. U našem primjeru, to će biti obrnuta reakcija.

Povećanje tlaka uzrokuje smanjenje volumena sustava, a time i povećanje molarne koncentracije plinovitih tvari. Kao rezultat toga, brzina naprijed i obratnih reakcija raste, ali ne u istoj mjeri. Snižavanje istog tlaka na sličan način dovodi do smanjenja brzine naprijed i obrnute reakcije. Ali u isto vrijeme, brzina reakcije, prema kojoj se pomiče ravnoteža, smanjuje se u manjoj mjeri.

Katalizator ne utječe na pomak ravnoteže jer podjednako ubrzava (ili usporava) i prednju i obrnutu reakciju. U njegovoj prisutnosti samo se brže (ili sporije) uspostavlja kemijska ravnoteža.

Ako na sustav djeluje više čimbenika istovremeno, tada svaki od njih djeluje neovisno o drugima. Na primjer, u sintezi amonijaka

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

reakcija se provodi uz zagrijavanje iu prisutnosti katalizatora kako bi se povećala njezina brzina.Ali u isto vrijeme, učinak temperature dovodi do činjenice da se ravnoteža reakcije pomiče ulijevo, prema obrnutoj endotermnoj reakciji. To uzrokuje smanjenje proizvodnje NH 3 . Da bi se kompenzirao ovaj nepoželjni učinak temperature i povećao prinos amonijaka, istovremeno se povećava tlak u sustavu, što pomiče reakcijsku ravnotežu udesno, tj. prema stvaranju manjeg broja molekula plina.

Pritom se empirijski odabiru najoptimalniji uvjeti za reakciju (temperatura, tlak) pod kojima bi se odvijala dovoljno velikom brzinom i davala ekonomski isplativ prinos konačnog produkta.

Le Chatelierovo načelo se na sličan način koristi u kemijskoj industriji u proizvodnji velikog broja različitih tvari od velike važnosti za nacionalno gospodarstvo.

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

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

Ljudsko tijelo, kao i svaki živi sustav, neprestano izmjenjuje različite tvari s okolinom: konzumira hranu i oslobađa proizvode njihove oksidacije i raspadanja. Stoga se tijelo karakterizira stabilno stanje, definiran kao postojanost njegovih parametara pri konstantnoj brzini izmjene tvari i energije s okolinom. U prvoj aproksimaciji stacionarno stanje možemo promatrati kao niz ravnotežnih stanja međusobno povezanih procesima relaksacije. U stanju ravnoteže, koncentracije tvari 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 sustava, do nove termodinamičke ravnoteže. Sustav se vraća u prvobitno stanje. Tako se održava relativna dinamička postojanost sastava i svojstava unutarnjeg okruženja tijela, što određuje stabilnost njegovih fizioloških funkcija. Ovo svojstvo živog sustava naziva se drugačije homeostaza.

Tijekom života organizma u stacionarnom stanju, za razliku od zatvorenog ravnotežnog sustava, dolazi do povećanja entropije. No, uz to se istodobno odvija i obrnuti proces - smanjenje entropije zbog potrošnje hranjivih tvari niske entropijske vrijednosti iz okoliša (primjerice, visokomolekularni spojevi - 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 sustavu postoje lokalna područja koja su u ravnoteži. U klasičnoj termodinamici ravnoteža se odnosi na cijeli sustav, au neravnoteži samo na njegove pojedine dijelove.

Utvrđeno je da entropija u takvim sustavima raste u razdoblju embriogeneze, tijekom procesa regeneracije i rasta malignih neoplazmi.