Jeśli układ znajduje się w stanie równowagi, to pozostanie w nim tak długo, jak długo warunki zewnętrzne pozostaną niezmienne. Jeśli warunki się zmienią, system wyjdzie ze stanu równowagi - szybkości procesów w przód i w tył zmienią się nierównomiernie - nastąpi reakcja. Najwyższa wartość zdarzają się przypadki braku równowagi spowodowane zmianami stężenia którejkolwiek substancji biorącej udział w równowadze, ciśnieniu lub temperaturze.
Rozważmy każdy z tych przypadków.
Zakłócenie równowagi na skutek zmiany stężenia którejkolwiek z substancji biorących udział w reakcji. Niech wodór, jodowodór i para jodu będą ze sobą w równowadze w określonej temperaturze i ciśnieniu. Wprowadźmy do układu dodatkową ilość wodoru. Zgodnie z prawem działania mas wzrost stężenia wodoru będzie wiązał się ze wzrostem szybkości reakcji naprzód - reakcji syntezy HI, natomiast szybkość reakcji odwrotnej nie ulegnie zmianie. Reakcja będzie teraz przebiegać szybciej w kierunku do przodu niż w kierunku odwrotnym. W rezultacie zmniejszy się stężenie wodoru i par jodu, co spowolni reakcję do przodu, a stężenie HI wzrośnie, co przyspieszy reakcję odwrotną. Po pewnym czasie szybkości reakcji w przód i w tył ponownie się wyrównają i zostanie ustanowiona nowa równowaga. Ale jednocześnie stężenie HI będzie teraz wyższe niż przed dodaniem i stężenie będzie niższe.
Proces zmiany stężeń spowodowany brakiem równowagi nazywany jest przesunięciem lub przesunięciem równowagi. Jeśli jednocześnie nastąpi wzrost stężeń substancji po prawej stronie równania (i oczywiście jednocześnie spadek stężeń substancji po lewej stronie), to mówią, że równowaga się przesuwa w prawo, tj. w kierunku bezpośredniej reakcji; gdy stężenia zmieniają się w przeciwnym kierunku, mówią o przesunięciu równowagi w lewo - w kierunku reakcji odwrotnej. W rozważanym przykładzie równowaga przesunęła się w prawo. Jednocześnie substancja, której wzrost stężenia spowodował zaburzenie równowagi, weszła w reakcję - jej stężenie spadło.
Zatem wraz ze wzrostem stężenia którejkolwiek z substancji uczestniczących w równowadze równowaga przesuwa się w kierunku zużycia tej substancji; Kiedy stężenie którejkolwiek substancji maleje, równowaga przesuwa się w kierunku powstania tej substancji.
Zakłócenie równowagi na skutek zmian ciśnienia (poprzez zmniejszenie lub zwiększenie objętości układu). Gdy w reakcji biorą udział gazy, równowaga może zostać zakłócona w wyniku zmiany objętości układu.
Rozważmy wpływ ciśnienia na reakcję pomiędzy podtlenkiem azotu i tlenem:
Niech mieszanina gazów będzie w równowadze chemicznej w określonej temperaturze i ciśnieniu. Nie zmieniając temperatury zwiększamy ciśnienie tak, aby objętość układu zmniejszyła się 2-krotnie. W pierwszej chwili ciśnienia cząstkowe i stężenia wszystkich gazów podwoją się, ale jednocześnie zmieni się stosunek szybkości reakcji do przodu i do tyłu - równowaga zostanie zakłócona.
W rzeczywistości, zanim ciśnienie wzrosło, stężenia gazów miały wartości równowagi, i , a szybkości reakcji do przodu i do tyłu były takie same i zostały określone przez równania:
W pierwszej chwili po sprężaniu stężenia gazów podwoją się w stosunku do wartości początkowych i będą równe odpowiednio , i . W takim przypadku szybkości reakcji do przodu i do tyłu zostaną określone przez równania:
Zatem w wyniku wzrostu ciśnienia szybkość reakcji w przód wzrosła 8-krotnie, a reakcji odwrotnej tylko 4-krotnie. Równowaga w układzie zostanie zakłócona – reakcja naprzód będzie przeważać nad reakcją odwrotną. Gdy prędkości się wyrównają, równowaga zostanie ponownie ustalona, ale ilość w układzie wzrośnie, a równowaga przesunie się w prawo.
Łatwo zauważyć, że nierówna zmiana szybkości reakcji do przodu i do tyłu wynika z faktu, że po lewej i prawej stronie równania rozpatrywanej reakcji liczba cząsteczek gazu jest różna: jedna cząsteczka tlenu i dwie cząsteczki podtlenku azotu (w sumie trzy cząsteczki gazu) ulegają przemianie w dwie cząsteczki gazu – dwutlenek azotu. Ciśnienie gazu powstaje w wyniku uderzenia jego cząsteczek w ścianki pojemnika; przy pozostałych parametrach, im wyższe ciśnienie gazu więcej cząsteczek zawartych w danej objętości gazu. Dlatego reakcja zachodząca ze wzrostem liczby cząsteczek gazu prowadzi do wzrostu ciśnienia, a reakcja zachodząca ze spadkiem liczby cząsteczek gazu prowadzi do spadku ciśnienia.
Mając to na uwadze, wyciągnięto wniosek dotyczący wpływu nacisku na równowaga chemiczna można sformułować w następujący sposób:
Gdy ciśnienie wzrasta w wyniku ściskania układu, równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszania się liczby cząsteczek gazu, tj. w kierunku spadku ciśnienia; gdy ciśnienie maleje, równowaga przesuwa się w kierunku wzrostu liczby cząsteczek gazu, tj. w kierunku a wzrost ciśnienia.
W przypadku, gdy reakcja przebiega bez zmiany liczby cząsteczek gazu, równowaga nie zostaje zakłócona podczas sprężania lub rozprężania układu. Na przykład w systemie
równowaga nie zostaje zakłócona przy zmianie objętości; moc wyjściowa HI jest niezależna od ciśnienia.
Brak równowagi na skutek zmian temperatury. Bilans zdecydowanej większości reakcje chemiczne zmienia się wraz ze zmianami temperatury. Czynnikiem determinującym kierunek przesunięcia równowagi jest znak efekt termiczny reakcje. Można wykazać, że wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, a gdy maleje, w kierunku reakcji egzotermicznej.
Zatem synteza amoniaku jest reakcją egzotermiczną
Dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga w układzie przesuwa się w lewo - w kierunku rozkładu amoniaku, ponieważ proces ten zachodzi wraz z absorpcją ciepła.
Odwrotnie, synteza tlenku azotu (II) jest reakcją endotermiczną:
Dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga w układzie przesuwa się w prawo - w kierunku formacji.
Wzorce, które pojawiają się w rozważanych przykładach braku równowagi chemicznej, są przypadkami szczególnymi ogólna zasada, który określa wpływ różnych czynników na układy równowagi. Zasadę tę, znaną jako zasada Le Chateliera, w zastosowaniu do równowag chemicznych, można sformułować w następujący sposób:
Jeśli na układ znajdujący się w równowadze zostanie wywarte jakiekolwiek oddziaływanie, to w wyniku zachodzących w nim procesów równowaga przesunie się w takim kierunku, że oddziaływanie będzie się zmniejszać.
Rzeczywiście, gdy do układu zostanie wprowadzona jedna z substancji biorących udział w reakcji, równowaga przesuwa się w kierunku zużycia tej substancji. „Kiedy ciśnienie wzrasta, przesuwa się tak, że ciśnienie w układzie maleje; gdy temperatura wzrasta, równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej – temperatura w układzie spada.
Zasada Le Chateliera ma zastosowanie nie tylko do równowag chemicznych, ale także do różnych równowag fizykochemicznych. Przesunięcie równowagi, gdy zmieniają się warunki procesów takich jak wrzenie, krystalizacja i rozpuszczanie, następuje zgodnie z zasadą Le Chateliera.
Równowaga chemiczna i zasady jej przemieszczania (zasada Le Chateliera)
W reakcjach odwracalnych, w pewnych warunkach, może wystąpić stan równowagi chemicznej. Jest to stan, w którym szybkość reakcji odwrotnej staje się równa szybkości reakcji naprzód. Aby jednak przesunąć równowagę w tym czy innym kierunku, konieczna jest zmiana warunków reakcji. Zasada przesuwania się równowagi jest zasadą Le Chateliera.
Kluczowe punkty:
1. Zewnętrzne oddziaływanie na układ będący w stanie równowagi prowadzi do przesunięcia tej równowagi w kierunku osłabienia efektu oddziaływania.
2. Gdy stężenie jednej z reagujących substancji wzrasta, równowaga przesuwa się w kierunku zużycia tej substancji; gdy stężenie maleje, równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia tej substancji.
3. Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszenia ilości substancji gazowych, czyli w kierunku spadku ciśnienia; wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zwiększających się ilości substancji gazowych, czyli w stronę rosnącego ciśnienia. Jeśli reakcja przebiega bez zmiany liczby cząsteczek substancji gazowych, wówczas ciśnienie nie wpływa na położenie równowagi w tym układzie.
4. Gdy temperatura wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a gdy temperatura spada, w stronę reakcji egzotermicznej.
Za zasady dziękujemy podręcznikowi „Początki chemii” Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Popkov V.A.
Zadania egzaminacyjne Unified State Examination dotyczące równowagi chemicznej (dawniej A21)
Zadanie nr 1.
H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q
1. Zwiększone ciśnienie
2. Rosnąca temperatura
3. Obniżone ciśnienie
Wyjaśnienie: Najpierw rozważmy reakcję: wszystkie substancje są gazami i po prawej stronie znajdują się dwie cząsteczki produktów, a po lewej tylko jedna, reakcja jest również endotermiczna (-Q). Dlatego rozważmy zmianę ciśnienia i temperatury. Potrzebujemy równowagi, aby przesunąć się w stronę produktów reakcji. Jeśli zwiększymy ciśnienie, to równowaga przesunie się w stronę zmniejszającej się objętości, czyli w stronę reagentów - to nam nie odpowiada. Jeśli podniesiemy temperaturę, to równowaga przesunie się w stronę reakcji endotermicznej, w naszym przypadku w kierunku produktów, a to jest to, co było wymagane. Prawidłowa odpowiedź to 2.
Zadanie nr 2.
Równowaga chemiczna w układzie
SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + NO2(g) - Q
przesunie się w stronę tworzenia odczynników, gdy:
1. Zwiększanie stężenia NO
2. Zwiększanie stężenia SO2
3. Wzrost temperatury
4. Zwiększone ciśnienie
Wyjaśnienie: wszystkie substancje są gazami, ale objętości po prawej i lewej stronie równania są takie same, więc ciśnienie nie będzie miało wpływu na równowagę w układzie. Rozważmy zmianę temperatury: wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a dokładnie w stronę reagentów. Prawidłowa odpowiedź to 3.
Zadanie nr 3.
W systemie
2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q
przyczyni się do tego przesunięcie równowagi w lewo
1. Wzrost ciśnienia
2. Wzrost stężenia N2O4
3. Spadek temperatury
4. Wprowadzenie katalizatora
Wyjaśnienie: Zwróćmy uwagę, że objętości substancji gazowych po prawej i lewej stronie równania nie są równe, dlatego zmiana ciśnienia wpłynie na równowagę w tym układzie. Mianowicie wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszania się ilości substancji gazowych, czyli w prawo. To nam nie odpowiada. Reakcja jest egzotermiczna, dlatego zmiana temperatury wpłynie na równowagę układu. Wraz ze spadkiem temperatury równowaga przesunie się w stronę reakcji egzotermicznej, czyli również w prawo. Wraz ze wzrostem stężenia N2O4 równowaga przesuwa się w stronę zużycia tej substancji, czyli w lewo. Prawidłowa odpowiedź to 2.
Zadanie nr 4.
W reakcji
2Fe(s) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(s) + 3H2(g) - Q
równowaga przesunie się w stronę produktów reakcji, gdy
1. Zwiększone ciśnienie
2. Dodanie katalizatora
3. Dodawanie żelaza
4. Dodawanie wody
Wyjaśnienie: liczba cząsteczek w prawej i lewej części jest taka sama, więc zmiana ciśnienia nie wpłynie na równowagę w tym układzie. Rozważmy wzrost stężenia żelaza – równowaga powinna przesunąć się w stronę zużycia tej substancji, czyli w prawo (w stronę produktów reakcji). Prawidłowa odpowiedź to 3.
Zadanie nr 5.
Równowaga chemiczna
H2O(l) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q
przesunie się w stronę tworzenia produktów w tej sprawie
1. Zwiększone ciśnienie
2. Wzrost temperatury
3. Wydłużenie czasu procesu
4. Zastosowania katalizatorów
Wyjaśnienie: zmiana ciśnienia nie wpłynie na równowagę w danym układzie, ponieważ nie wszystkie substancje są gazowe. Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, czyli w prawo (w kierunku powstawania produktów). Prawidłowa odpowiedź to 2.
Zadanie nr 6.
Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna przesunie się w stronę produktów w układzie:
1. CH4(g) + 3S(s) ↔ 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
Wyjaśnienie: na reakcje 1 i 4 nie mają wpływu zmiany ciśnienia, ponieważ nie wszystkie uczestniczące substancje są gazowe; w równaniu 2 liczba cząsteczek po prawej i lewej stronie jest taka sama, więc ciśnienie nie będzie miało wpływu. Pozostaje sprawdzić równanie 3: wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga powinna przesuwać się w kierunku malejących ilości substancji gazowych (4 cząsteczki po prawej, 2 cząsteczki po lewej), czyli w kierunku produktów reakcji. Prawidłowa odpowiedź to 3.
Zadanie nr 7.
Nie wpływa na zmianę równowagi
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) - Q
1. Zwiększanie ciśnienia i dodanie katalizatora
2. Podniesienie temperatury i dodanie wodoru
3. Obniż temperaturę i dodaj jodowodór
4. Dodawanie jodu i dodawanie wodoru
Wyjaśnienie: w części prawej i lewej ilości substancji gazowych są takie same, więc zmiana ciśnienia nie wpłynie na równowagę w układzie, a dodanie katalizatora również na nią nie wpłynie, ponieważ gdy tylko dodamy katalizator, bezpośredni reakcja przyspieszy, po czym natychmiast nastąpi odwrotność i równowaga w układzie. Prawidłowa odpowiedź to 1.
Zadanie nr 8.
Przesunięcie równowagi reakcji w prawo
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g); ΔH°<0
wymagany
1. Wprowadzenie katalizatora
2. Obniżenie temperatury
3. Niższe ciśnienie
4. Zmniejszone stężenie tlenu
Wyjaśnienie: spadek stężenia tlenu doprowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reagentów (w lewo). Spadek ciśnienia przesunie równowagę w kierunku zmniejszenia ilości substancji gazowych, czyli w prawo. Prawidłowa odpowiedź to 3.
Zadanie nr 9.
Wydajność produktu w reakcji egzotermicznej
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)
przy jednoczesnym wzroście temperatury i spadku ciśnienia
1. Zwiększ
2. Zmniejszy się
3. Nie zmieni się
4. Najpierw wzrośnie, potem zmniejszy się
Wyjaśnienie: wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, czyli w stronę produktów, a gdy ciśnienie maleje równowaga przesuwa się w stronę wzrostu ilości substancji gazowych, czyli także w lewo. Dlatego wydajność produktu spadnie. Prawidłowa odpowiedź to 2.
Zadanie nr 10.
Zwiększenie wydajności metanolu w reakcji
CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q
promuje
1. Wzrost temperatury
2. Wprowadzenie katalizatora
3. Wprowadzenie inhibitora
4. Zwiększone ciśnienie
Wyjaśnienie: wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, czyli w stronę reagentów. Wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w stronę zmniejszających się ilości substancji gazowych, czyli w stronę powstawania metanolu. Prawidłowa odpowiedź to 4.
Zadania do samodzielnego rozwiązania (odpowiedzi poniżej)
1. W systemie
CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q
przesunięcie równowagi chemicznej w kierunku produktów reakcji będzie ułatwione przez
1. Zmniejszenie ciśnienia
2. Wzrost temperatury
3. Wzrost stężenia tlenku węgla
4. Wzrost stężenia wodoru
2. W którym układzie wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku produktów reakcji?
1. 2СО2(g) ↔ 2СО2(g) + O2(g)
2. C2H4(g) ↔ C2H2(g) + H2(g)
3. PCl3(g) + Cl2(g) ↔ PCl5(g)
4. H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl(g)
3. Równowaga chemiczna w układzie
2HBr(g) ↔ H2(g) + Br2(g) - Q
przesunie się w stronę produktów reakcji, kiedy
1. Zwiększone ciśnienie
2. Rosnąca temperatura
3. Obniżone ciśnienie
4. Użycie katalizatora
4. Równowaga chemiczna w układzie
C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + Q
przesuwa się w kierunku produktów reakcji, gdy
1. Dodawanie wody
2. Zmniejszenie stężenia kwasu octowego
3. Zwiększanie stężenia eteru
4. Podczas usuwania estrów
5. Równowaga chemiczna w układzie
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
przesuwa się w kierunku tworzenia produktu reakcji, gdy
1. Zwiększone ciśnienie
2. Rosnąca temperatura
3. Obniżone ciśnienie
4. Zastosowanie katalizatora
6. Równowaga chemiczna w układzie
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
przesunie się w stronę produktów reakcji, kiedy
1. Zwiększone ciśnienie
2. Obniżenie temperatury
3. Zwiększanie stężenia CO
4. Wzrost temperatury
7. Zmiany ciśnienia nie będą miały wpływu na stan równowagi chemicznej w układzie
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. W którym układzie wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna przesunie się w stronę substancji wyjściowych?
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. Równowaga chemiczna w układzie
С4Н10(g) ↔ С4Н6(g) + 2Н2(g) - Q
przesunie się w stronę produktów reakcji, kiedy
1. Wzrost temperatury
2. Obniżenie temperatury
3. Użycie katalizatora
4. Zmniejszenie stężenia butanu
10. O stanie równowagi chemicznej w układzie
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) -Q
nie ma wpływu
1. Wzrost ciśnienia
2. Zwiększenie stężenia jodu
3. Wzrost temperatury
4. Zmniejsz temperaturę
Zadania na rok 2016
1. Ustalić zgodność między równaniem reakcji chemicznej a przesunięciem równowagi chemicznej wraz ze wzrostem ciśnienia w układzie.
Równanie reakcji Przesunięcie równowagi chemicznej
A) N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) - Q 1. Przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej
B) N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q 2. Przesuwa się w stronę reakcji odwrotnej
B) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) - Q 3. Nie ma przesunięcia równowagi
D) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q
2. Ustal zgodność między wpływami zewnętrznymi na system:
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
i przesunięcie równowagi chemicznej.
A. Wzrost stężenia CO 1. Przejście w stronę reakcji bezpośredniej
B. Spadek ciśnienia 3. Nie następuje przesunięcie równowagi
3. Ustal zgodność pomiędzy wpływami zewnętrznymi na system
HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q
Wpływ zewnętrzny Przesunięcie równowagi chemicznej
A. Dodanie HCOOH 1. Przejście w stronę reakcji bezpośredniej
B. Rozcieńczanie wodą 3. Nie następuje żadne przesunięcie równowagi
D. Wzrost temperatury
4. Ustal zgodność pomiędzy wpływami zewnętrznymi na system
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
i przesunięcie równowagi chemicznej.
Wpływ zewnętrzny Przesunięcie równowagi chemicznej
A. Spadek ciśnienia 1. Przesuwa się w stronę reakcji do przodu
B. Wzrost temperatury 2. Przejście w stronę reakcji odwrotnej
B. Wzrost temperatury NO2 3. Nie następuje przesunięcie równowagi
D. Dodatek O2
5. Ustal powiązanie pomiędzy wpływami zewnętrznymi na system
4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) + Q
i przesunięcie równowagi chemicznej.
Wpływ zewnętrzny Przesunięcie równowagi chemicznej
A. Obniżenie temperatury 1. Przejście w kierunku reakcji bezpośredniej
B. Wzrost ciśnienia 2. Przejście w stronę reakcji odwrotnej
B. Wzrost stężenia amoniaku 3. Nie następuje przesunięcie równowagi
D. Usuwanie pary wodnej
6. Ustal powiązanie pomiędzy wpływami zewnętrznymi na system
WO3(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) +Q
i przesunięcie równowagi chemicznej.
Wpływ zewnętrzny Przesunięcie równowagi chemicznej
A. Wzrost temperatury 1. Przechodzi w stronę reakcji bezpośredniej
B. Wzrost ciśnienia 2. Przejście w stronę reakcji odwrotnej
B. Zastosowanie katalizatora 3. Nie następuje przesunięcie równowagi
D. Usuwanie pary wodnej
7. Ustal zgodność pomiędzy wpływami zewnętrznymi na system
С4Н8(g) + Н2(g) ↔ С4Н10(g) + Q
i przesunięcie równowagi chemicznej.
Wpływ zewnętrzny Przesunięcie równowagi chemicznej
A. Wzrost stężenia wodoru 1. Przechodzi w stronę reakcji bezpośredniej
B. Wzrost temperatury 2. Przejście w stronę reakcji odwrotnej
B. Wzrost ciśnienia 3. Nie następuje żadne przesunięcie równowagi
D. Zastosowanie katalizatora
8. Ustalić zgodność równania reakcji chemicznej z jednoczesną zmianą parametrów układu, prowadzącą do przesunięcia równowagi chemicznej w stronę reakcji bezpośredniej.
Równanie reakcji Zmiana parametrów systemu
A. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. Wzrost temperatury i stężenia wodoru
B. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g) -Q 2. Spadek temperatury i stężenia wodoru
B. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. Wzrost temperatury i spadek stężenia wodoru
D. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. Spadek temperatury i wzrost stężenia wodoru
9. Ustalić zgodność pomiędzy równaniem reakcji chemicznej a przesunięciem równowagi chemicznej wraz ze wzrostem ciśnienia w układzie.
Równanie reakcji Kierunek przesunięcia równowagi chemicznej
A. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(s) 1. Przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej
B. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. Przesuwa się w stronę reakcji odwrotnej
B. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. Nie ma przesunięcia równowagi
G. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)
10. Ustalić zgodność równania reakcji chemicznej z jednoczesną zmianą warunków jej realizacji, prowadzącą do przesunięcia równowagi chemicznej w kierunku reakcji bezpośredniej.
Równanie reakcji Zmiana warunków
A. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. Wzrost temperatury i ciśnienia
B. N2O4(l) ↔ 2NO2(g) -Q 2. Spadek temperatury i ciśnienia
B. CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g) + Q 3. Wzrost temperatury i spadek ciśnienia
D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Spadek temperatury i wzrost ciśnienia
Odpowiedzi: 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 zadania dziękujemy zbiorom ćwiczeń z lat 2016, 2015, 2014, 2013, autorom:
Kavernina A.A., Dobrotina D.Yu., Snastina M.G., Savinkina E.V., Zhiveinova O.G.
Równowaga chemiczna jest nieodłączna odwracalny reakcje i nie jest to typowe nieodwracalny reakcje chemiczne.
Często podczas prowadzenia procesu chemicznego początkowe reagenty całkowicie przekształcają się w produkty reakcji. Na przykład:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Nie da się otrzymać metalicznej miedzi, prowadząc reakcję w przeciwnym kierunku, ponieważ dany reakcja jest nieodwracalna. W takich procesach reagenty całkowicie przekształcają się w produkty, tj. reakcja przebiega do końca.
Ale większość reakcji chemicznych odwracalny, tj. reakcja prawdopodobnie nastąpi równolegle w kierunku do przodu i do tyłu. Innymi słowy, reagenty są tylko częściowo przekształcane w produkty, a układ reakcyjny będzie składał się zarówno z reagentów, jak i produktów. System w w tym przypadku jest w stanie równowaga chemiczna.
W procesach odwracalnych początkowo reakcja bezpośrednia ma maksymalną prędkość, która stopniowo maleje w wyniku zmniejszania się ilości odczynników. Przeciwnie, reakcja odwrotna ma początkowo minimalną prędkość, która wzrasta w miarę gromadzenia się produktów. W końcu przychodzi moment, w którym szybkości obu reakcji zrównują się – układ osiąga stan równowagi. Kiedy następuje stan równowagi, stężenia składników pozostają niezmienione, ale reakcja chemiczna nie zatrzymuje się. To. – jest to stan dynamiczny (ruchomy). Dla jasności oto następujący rysunek:
Powiedzmy, że jest pewne odwracalna reakcja chemiczna:
za ZA + b B = do do + re re
następnie, w oparciu o prawo akcji masowych, zapisujemy wyrażenia dla prostyυ 1 i odwracaćυ 2 reakcje:
v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b
υ2 = k 2 ·[C] do ·[D] re
Zdolny równowaga chemiczna, szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, tj .:
k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] do ·[D] re
dostajemy
DO= k 1 / k 2 = [C] do [D] re ̸ [A] a [B] b
Gdzie K. =k 1 / k 2 – stała równowagi.
Dla dowolnego procesu odwracalnego, w danych warunkach k jest wartością stałą. Nie zależy to od stężeń substancji, ponieważ Kiedy zmienia się ilość jednej z substancji, zmieniają się także ilości pozostałych składników.
Kiedy zmieniają się warunki procesu chemicznego, równowaga może się przesunąć.
Czynniki wpływające na zmianę równowagi:
- zmiany stężeń odczynników lub produktów,
- zmiana ciśnienia,
- zmiana temperatury,
- dodanie katalizatora do środowiska reakcji.
Zasada Le Chateliera
Wszystkie powyższe czynniki wpływają na przesunięcie równowagi chemicznej, której przestrzega Zasada Le Chateliera: Jeśli zmienimy jeden z warunków, w jakich układ znajduje się w stanie równowagi – stężenie, ciśnienie lub temperaturę – wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, która przeciwdziała tej zmianie. Te. równowaga ma tendencję do przesuwania się w kierunku prowadzącym do zmniejszenia wpływu wpływu, który doprowadził do naruszenia stanu równowagi.
Rozważmy więc osobno wpływ każdego z ich czynników na stan równowagi.
Wpływ zmiany stężeń reagentów lub produktów pokażmy na przykładzie Proces Habera:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
Jeśli np. do układu równowagowego składającego się z N 2 (g), H 2 (g) i NH 3 (g) dodamy azot, wówczas równowaga powinna przesunąć się w kierunku, który przyczyni się do zmniejszenia ilości wodór do swojej pierwotnej wartości, tj. w kierunku tworzenia dodatkowego amoniaku (po prawej). Jednocześnie zmniejszy się ilość wodoru. Po dodaniu wodoru do układu równowaga również przesunie się w stronę powstania nowej ilości amoniaku (po prawej). Natomiast wprowadzenie amoniaku do układu równowagowego wg Zasada Le Chateliera , spowoduje przesunięcie równowagi w kierunku procesu sprzyjającego powstaniu substancji wyjściowych (w lewo), tj. Stężenie amoniaku powinno się zmniejszać poprzez rozkład jego części na azot i wodór.
Spadek stężenia jednego ze składników spowoduje przesunięcie stanu równowagi układu w stronę powstania tego składnika.
Wpływ zmiany ciśnienia ma sens, jeśli w badanym procesie biorą udział składniki gazowe i następuje zmiana całkowitej liczby cząsteczek. Jeśli całkowita liczba cząsteczek w układzie pozostaje stały, a następnie zmianę ciśnienia nie ma wpływu na swoim bilansie, na przykład:
I 2(g) + H 2(g) = 2HI (g)
Jeżeli całkowite ciśnienie układu równowagi zostanie zwiększone poprzez zmniejszenie jego objętości, wówczas równowaga przesunie się w stronę zmniejszającej się objętości. Te. w kierunku zmniejszenia tej liczby gaz w systemie. W reakcji:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
z 4 cząsteczek gazu (1 N 2 (g) i 3 H 2 (g)) powstają 2 cząsteczki gazu (2 NH 3 (g)), tj. ciśnienie w układzie spada. W rezultacie wzrost ciśnienia przyczyni się do powstania dodatkowej ilości amoniaku, tj. równowaga przesunie się w stronę jej powstania (w prawo).
Jeżeli temperatura układu jest stała, to zmiana całkowitego ciśnienia układu nie spowoduje zmiany stałej równowagi DO.
Zmiana temperatury układ wpływa nie tylko na przesunięcie jego równowagi, ale także na stałą równowagi DO. Jeśli do układu równowagi pod stałym ciśnieniem zostanie przekazane dodatkowe ciepło, wówczas równowaga przesunie się w kierunku absorpcji ciepła. Rozważać:
N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) + 22 kcal
Jak więc widać, reakcja bezpośrednia przebiega z uwolnieniem ciepła, a reakcja odwrotna z absorpcją. Wraz ze wzrostem temperatury równowaga tej reakcji przesuwa się w stronę reakcji rozkładu amoniaku (w lewo), ponieważ pojawia się i osłabia wpływ zewnętrzny - wzrost temperatury. Wręcz przeciwnie, chłodzenie prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku syntezy amoniaku (w prawo), ponieważ reakcja jest egzotermiczna i odporna na chłodzenie.
Zatem wzrost temperatury sprzyja przesunięciu równowaga chemiczna w kierunku reakcji endotermicznej, a spadek temperatury w stronę procesu egzotermicznego . Stałe równowagi wszystkie procesy egzotermiczne maleją wraz ze wzrostem temperatury, a procesy endotermiczne rosną.
>> Chemia: Równowaga chemiczna i metody jej przesuwania W procesach odwracalnych szybkość reakcji bezpośredniej jest początkowo maksymalna, a następnie maleje ze względu na to, że zmniejszają się stężenia substancji wyjściowych zużywanych do tworzenia produktów reakcji. Przeciwnie, szybkość reakcji odwrotnej, początkowo minimalna, wzrasta wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji. Wreszcie nadchodzi moment, w którym szybkości reakcji w przód i w tył zrównują się.
Stan odwracalnego procesu chemicznego nazywa się równowagą chemiczną, jeśli szybkość reakcji naprzód jest równa szybkości reakcji odwrotnej.
Równowaga chemiczna jest dynamiczna (ruchoma), gdyż gdy zachodzi, reakcja nie zatrzymuje się, jedynie stężenia składników pozostają niezmienione, to znaczy w jednostce czasu powstaje taka sama ilość produktów reakcji, jaka jest przekształcana w substancje wyjściowe. W stałej temperaturze i ciśnieniu równowaga reakcja odwracalna może utrzymywać się przez czas nieokreślony.
W produkcji najczęściej interesuje ich preferencyjne występowanie reakcji bezpośredniej. Na przykład przy produkcji amoniaku, tlenku siarki (VI). tlenek azotu (II). Jak wyprowadzić układ ze stanu równowagi? Jak wpływa na to zmiana warunków zewnętrznych, w których zachodzi ten lub inny odwracalny proces chemiczny?
Treść lekcji notatki z lekcji ramka wspomagająca prezentację lekcji metody przyspieszania technologie interaktywne Ćwiczyć zadania i ćwiczenia autotest warsztaty, szkolenia, case'y, zadania prace domowe dyskusja pytania retoryczne pytania uczniów Ilustracje pliki audio, wideo i multimedia fotografie, obrazy, grafiki, tabele, diagramy, humor, anegdoty, dowcipy, komiksy, przypowieści, powiedzenia, krzyżówki, cytaty Dodatki streszczenia artykuły sztuczki dla ciekawskich szopki podręczniki podstawowy i dodatkowy słownik terminów inne Udoskonalanie podręczników i lekcjipoprawianie błędów w podręczniku aktualizacja fragmentu podręcznika, elementy innowacji na lekcji, wymiana przestarzałej wiedzy na nową Tylko dla nauczycieli doskonałe lekcje plan kalendarza na dany rok wytyczne programy dyskusyjne Zintegrowane LekcjePrzejście układu chemicznego z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się przesunięcie (przesunięcie) równowagi. Ze względu na dynamiczny charakter równowagi chemicznej okazuje się ona wrażliwa na warunki zewnętrzne i potrafi reagować na ich zmiany.
Kierunek przemieszczenia położenia równowagi chemicznej w wyniku zmiany warunki zewnętrzne określone przez regułę sformułowaną po raz pierwszy przez francuskiego chemika i metalurga Henri Louisa Le Chateliera w 1884 r. i nazwaną jego imieniem Zasada Le Chateliera:
Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi wywierany jest wpływ zewnętrzny, wówczas w układzie następuje przesunięcie równowagi, które osłabia ten wpływ.
Istnieją trzy główne parametry, których zmiana powoduje przesunięcie równowagi chemicznej. Są to temperatura, ciśnienie i stężenie. Rozważmy ich wpływ na przykładzie reakcji równowagowej:
1) Wpływ temperatury. Ponieważ dla tej reakcji 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)
Kiedy temperatura wzrasta, tj. Kiedy do układu zostanie wprowadzona dodatkowa energia, równowaga przesuwa się w kierunku odwrotnej reakcji endotermicznej, która pochłania nadmiar energii. Przeciwnie, gdy temperatura spada, równowaga przesuwa się w kierunku reakcji zachodzącej z wydzielaniem ciepła, tak że kompensuje to chłodzenie, tj. równowaga przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej.
Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, która obejmuje absorpcję energii.
Wraz ze spadkiem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej, w wyniku której uwalniana jest energia.
2) Wpływ objętości. Wraz ze wzrostem ciśnienia szybkość reakcji zachodzącej przy zmniejszaniu się objętości wzrasta w większym stopniu (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).
Kiedy zachodzi rozważana reakcja, z 3 moli substancji gazowych powstają 2 mole gazów:
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
3 mole gazu 2 mole gazu
V WYJ > V PROD
DV = V PROD - V WYJ<0
Dlatego wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę mniejszej objętości układu, tj. produkty reakcji. Wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę substancji wyjściowych, które zajmują większą objętość
Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę reakcji, w wyniku której powstaje mniej moli substancji gazowych.
Wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę reakcji, w wyniku której powstaje więcej moli substancji gazowych.
3) Efekt koncentracji. Wraz ze wzrostem stężenia wzrasta szybkość reakcji, w wyniku której wstrzyknięta substancja jest zużywana. Rzeczywiście, kiedy do układu wprowadza się dodatkowy tlen, system „zużywa” go, aby nastąpiła bezpośrednia reakcja. Kiedy stężenie O 2 maleje, niedobór ten jest kompensowany przez rozkład produktu reakcji (NO 2) na substancje wyjściowe.
Gdy wzrasta stężenie substancji wyjściowych lub maleje stężenie produktów, równowaga przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej.
Kiedy stężenie substancji wyjściowych maleje lub wzrasta stężenie produktów, równowaga przesuwa się w stronę reakcji odwrotnej.
Wprowadzenie katalizatora do układu nie wpływa na zmianę położenia równowagi chemicznej, gdyż katalizator w równym stopniu zwiększa szybkość reakcji zarówno do przodu, jak i do tyłu.
