Če je sistem v stanju ravnovesja, bo v njem ostal, dokler bodo zunanji pogoji nespremenjeni. Če se pogoji spremenijo, bo sistem izstopil iz ravnovesja - hitrosti naprednih in povratnih procesov se bodo spremenile neenakomerno - prišlo bo do reakcije. Najvišja vrednost obstajajo primeri neravnovesja zaradi sprememb v koncentraciji katere koli snovi, ki sodeluje pri ravnovesju, tlaku ali temperaturi.
Razmislimo o vsakem od teh primerov.
Motnje ravnovesja zaradi spremembe koncentracije katere koli snovi, ki sodeluje v reakciji. Naj bodo vodik, vodikov jodid in jodova para v medsebojnem ravnovesju pri določeni temperaturi in tlaku. V sistem vnesemo dodatno količino vodika. V skladu z zakonom o masnem delovanju bo povečanje koncentracije vodika povzročilo povečanje hitrosti neposredne reakcije - reakcije sinteze HI, medtem ko se hitrost povratne reakcije ne bo spremenila. Reakcija bo zdaj potekala hitreje v smeri naprej kot v obratni smeri. Zaradi tega se bosta koncentraciji vodika in jodovih hlapov znižali, kar bo upočasnilo potek reakcije naprej, koncentracija HI pa se bo povečala, kar bo pospešilo obratno reakcijo. Po določenem času se bosta hitrosti neposredne in povratne reakcije ponovno izenačili in vzpostavilo se bo novo ravnotežje. Toda hkrati bo koncentracija HI zdaj višja, kot je bila pred dodajanjem, koncentracija pa nižja.
Proces spreminjanja koncentracij, ki ga povzroči neravnovesje, imenujemo premik ali premik ravnotežja. Če hkrati pride do povečanja koncentracij snovi na desni strani enačbe (in seveda hkrati do zmanjšanja koncentracij snovi na levi), potem pravijo, da se ravnotežje premakne. v desno, to je v smeri neposredne reakcije; ko se koncentracije spremenijo v nasprotno smer, govorijo o premiku ravnovesja v levo - v smeri obratne reakcije. V obravnavanem primeru se je ravnotežje premaknilo v desno. Hkrati je snov, katere povečanje koncentracije je povzročilo neravnovesje, vstopila v reakcijo - njena koncentracija se je zmanjšala.
Tako se s povečanjem koncentracije katere koli od snovi, ki sodelujejo v ravnotežju, ravnotežje premakne v smeri porabe te snovi; Ko se koncentracija katere koli snovi zmanjša, se ravnovesje premakne v smeri nastanka te snovi.
Motnje ravnotežja zaradi sprememb tlaka (z zmanjšanjem ali povečanjem prostornine sistema). Ko so v reakcijo vključeni plini, se lahko ravnotežje poruši, ko se spremeni prostornina sistema.
Razmislite o vplivu tlaka na reakcijo med dušikovim monoksidom in kisikom:
Naj bo zmes plinov v kemijskem ravnovesju pri določeni temperaturi in tlaku. Brez spreminjanja temperature povečamo tlak, tako da se prostornina sistema zmanjša za 2-krat. V prvem trenutku se bodo parcialni tlaki in koncentracije vseh plinov podvojili, hkrati pa se bo spremenilo razmerje med hitrostjo prednjih in povratnih reakcij – ravnotežje bo porušeno.
Pravzaprav so imele koncentracije plina, preden se je tlak povečal, ravnotežne vrednosti in , hitrosti neposredne in povratne reakcije pa so bile enake in so bile določene z enačbami:
V prvem trenutku po stiskanju se bodo koncentracije plina podvojile v primerjavi z začetnimi vrednostmi in bodo enake oz. V tem primeru bodo hitrosti reakcije naprej in nazaj določene z enačbami:
Tako se je zaradi naraščajočega pritiska hitrost neposredne reakcije povečala 8-krat, povratne reakcije pa le 4-krat. Ravnotežje v sistemu bo porušeno - prednja reakcija bo prevladala nad obratno. Ko se hitrosti izenačita, se ponovno vzpostavi ravnovesje, vendar se količina v sistemu poveča, ravnotežje pa se premakne v desno.
Zlahka je videti, da je neenaka sprememba hitrosti reakcije naprej in nazaj posledica dejstva, da je na levi in desni strani enačbe obravnavane reakcije število molekul plina različno: ena molekula kisika in dve molekuli dušikovega monoksida (skupaj tri molekule plina) se pretvorita v dve molekuli plina - dušikov dioksid. Tlak plina je posledica udarca njegovih molekul ob stene posode; če so druge stvari enake, višji je tlak plina več molekul ki jih vsebuje določena prostornina plina. Zato reakcija, ki se pojavi s povečanjem števila molekul plina, vodi do povečanja tlaka, reakcija, ki se pojavi z zmanjšanjem števila molekul plina, pa vodi do zmanjšanja tlaka.
Ob upoštevanju tega sklep o vplivu pritiska na kemijsko ravnovesje lahko formuliramo takole:
Ko tlak narašča s stiskanjem sistema, se ravnotežje premakne v smeri zmanjševanja števila molekul plina, tj. povečanje pritiska.
V primeru, ko reakcija poteka brez spreminjanja števila molekul plina, se ravnotežje med stiskanjem ali raztezanjem sistema ne poruši. Na primer v sistemu
ravnovesje ni porušeno, ko se volumen spremeni; izhod HI je neodvisen od tlaka.
Neravnovesje zaradi temperaturnih sprememb. Bilanca velike večine kemične reakcije premiki s temperaturnimi spremembami. Faktor, ki določa smer premika ravnotežja, je predznak toplotni učinek reakcije. Lahko se pokaže, da se ravnotežje pri zvišanju temperature premakne v smeri endotermne reakcije, pri znižanju pa v smeri eksotermne reakcije.
Tako je sinteza amoniaka eksotermna reakcija
Zato se s povišanjem temperature ravnotežje v sistemu premakne v levo - proti razpadu amoniaka, saj se ta proces zgodi z absorpcijo toplote.
Nasprotno pa je sinteza dušikovega oksida (II) endotermna reakcija:
Zato se z naraščanjem temperature ravnovesje v sistemu premakne v desno – proti tvorbi.
Vzorci, ki se pojavljajo v obravnavanih primerih kemijskega neravnovesja, so posebni primeri splošno načelo, ki določa vpliv različnih dejavnikov na ravnotežne sisteme. To načelo, znano kot Le Chatelierjevo načelo, če ga uporabimo za kemijska ravnovesja, lahko formuliramo na naslednji način:
Če se na sistem, ki je v ravnotežju, izvaja kakršen koli vpliv, se bo ravnotežje zaradi procesov, ki se v njem odvijajo, premaknilo v tako smer, da se bo vpliv zmanjšal.
Dejansko, ko se ena od snovi, ki sodelujejo v reakciji, vnese v sistem, se ravnotežje premakne v smeri porabe te snovi. »Ko se tlak poveča, se premakne tako, da se tlak v sistemu zmanjša, ko se temperatura poveča, se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji - temperatura v sistemu pade.
Le Chatelierjevo načelo ne velja samo za kemična, ampak tudi za različna fizikalno-kemijska ravnovesja. Premik v ravnovesju, ko se pogoji procesov, kot so vrenje, kristalizacija in raztapljanje, spremenijo v skladu z Le Chatelierjevim načelom.
Kemijsko ravnotežje in principi njegovega premika (Le Chatelierjev princip)
Pri reverzibilnih reakcijah lahko pod določenimi pogoji pride do stanja kemijskega ravnovesja. To je stanje, v katerem hitrost povratne reakcije postane enaka hitrosti reakcije naprej. Toda za premik ravnotežja v eno ali drugo smer je treba spremeniti pogoje za reakcijo. Načelo premikanja ravnotežja je Le Chatelierjevo načelo.
Ključne točke:
1. Zunanji vpliv na sistem, ki je v stanju ravnotežja, povzroči premik tega ravnovesja v smeri, v kateri je učinek učinka oslabljen.
2. Ko koncentracija ene od reagirajočih snovi naraste, se ravnotežje premakne v smeri porabe te snovi, ko se koncentracija zmanjša, se ravnotežje premakne v smeri nastanka te snovi.
3. S povečanjem tlaka se ravnotežje premakne proti zmanjšanju količine plinastih snovi, to je proti zmanjšanju tlaka; ko se tlak zmanjša, se ravnotežje premakne proti naraščajočim količinam plinastih snovi, torej proti naraščajočemu tlaku. Če reakcija poteka brez spreminjanja števila molekul plinastih snovi, potem tlak ne vpliva na ravnotežni položaj v tem sistemu.
4. Pri povišanju temperature se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, pri znižanju temperature pa proti eksotermni reakciji.
Za načela se zahvaljujemo priročniku "Začetki kemije" Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Popkov V.A.
Naloge enotnega državnega izpita o kemijskem ravnovesju (prej A21)
Naloga št. 1.
H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q
1. Povečan pritisk
2. Naraščajoča temperatura
3. Zmanjšan pritisk
Pojasnilo: Najprej si oglejmo reakcijo: vse snovi so plini in na desni strani sta dve molekuli produktov, na levi pa le ena, reakcija je tudi endotermna (-Q). Zato upoštevajmo spremembo tlaka in temperature. Potrebujemo ravnotežje, da se premakne proti produktom reakcije. Če povečamo tlak, se bo ravnotežje premaknilo proti zmanjševanju prostornine, torej proti reaktantom - to nam ne ustreza. Če zvišamo temperaturo, se bo ravnovesje premaknilo proti endotermni reakciji, v našem primeru proti produktom, kar je bilo potrebno. Pravilen odgovor je 2.
Naloga št. 2.
Kemijsko ravnotežje v sistemu
SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + NO2(g) - Q
se bo premaknil v smeri tvorbe reagentov, ko:
1. Povečanje koncentracije NO
2. Povečanje koncentracije SO2
3. Temperatura se dvigne
4. Povečan pritisk
Pojasnilo: vse snovi so plini, vendar sta prostornini na desni in levi strani enačbe enaki, zato tlak ne bo vplival na ravnotežje v sistemu. Razmislite o spremembi temperature: ko temperatura narašča, se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, natančno proti reaktantom. Pravilen odgovor je 3.
Naloga št. 3.
V sistemu
2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q
bo prispeval premik ravnotežja v levo
1. Povečanje pritiska
2. Povečanje koncentracije N2O4
3. Padec temperature
4. Uvedba katalizatorja
Pojasnilo: Bodimo pozorni na dejstvo, da prostornini plinastih snovi na desni in levi strani enačbe nista enaki, zato bo sprememba tlaka vplivala na ravnovesje v tem sistemu. Namreč, z naraščanjem tlaka se ravnotežje premika proti zmanjševanju količine plinastih snovi, torej v desno. To nam ne ustreza. Reakcija je eksotermna, zato bo sprememba temperature vplivala na ravnotežje sistema. Z nižanjem temperature se bo ravnotežje premaknilo proti eksotermni reakciji, torej tudi v desno. Z večanjem koncentracije N2O4 se ravnovesje premakne v smeri porabe te snovi, torej v levo. Pravilen odgovor je 2.
Naloga št. 4.
V reakciji
2Fe(s) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(s) + 3H2(g) - Q
se bo ravnotežje premaknilo proti produktom reakcije, ko
1. Povečan pritisk
2. Dodajanje katalizatorja
3. Dodajanje železa
4. Dodajanje vode
Pojasnilo:število molekul v desnem in levem delu je enako, zato sprememba tlaka ne bo vplivala na ravnovesje v tem sistemu. Razmislimo o povečanju koncentracije železa - ravnotežje bi se moralo premakniti v smeri porabe te snovi, to je v desno (proti reakcijskim produktom). Pravilen odgovor je 3.
Naloga št. 5.
Kemijsko ravnovesje
H2O(l) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q
se bo preusmeril v oblikovanje izdelkov v primeru
1. Povečan pritisk
2. Zvišanje temperature
3. Povečanje časa postopka
4. Aplikacije katalizatorja
Pojasnilo: sprememba tlaka ne bo vplivala na ravnovesje v danem sistemu, saj niso vse snovi plinaste. Z zviševanjem temperature se ravnovesje premakne proti endotermni reakciji, to je v desno (proti nastanku produktov). Pravilen odgovor je 2.
Naloga št. 6.
Ko se tlak poveča, se kemijsko ravnovesje premakne proti produktom v sistemu:
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
Pojasnilo: na reakciji 1 in 4 spremembe tlaka ne vplivajo, ker niso vse sodelujoče snovi plinaste; v enačbi 2 je število molekul na desni in levi strani enako, zato tlak ne bo vplival. Ostaja enačba 3. Preverimo: z naraščanjem tlaka naj bi se ravnovesje premikalo proti zmanjševanju količine plinastih snovi (4 molekule desno, 2 molekuli levo), torej proti produktom reakcije. Pravilen odgovor je 3.
Naloga št. 7.
Ne vpliva na premik ravnotežja
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) - Q
1. Povečanje tlaka in dodajanje katalizatorja
2. Zvišanje temperature in dodajanje vodika
3. Znižanje temperature in dodajanje vodikovega jodida
4. Dodajanje joda in dodajanje vodika
Pojasnilo: v desnem in levem delu so količine plinastih snovi enake, zato sprememba tlaka ne bo vplivala na ravnovesje v sistemu, pa tudi dodajanje katalizatorja ne bo vplivalo nanj, saj takoj ko dodamo katalizator, neposredno reakcija se bo pospešila, nato pa se bo takoj vzpostavilo obratno stanje in ravnovesje v sistemu. Pravilen odgovor je 1.
Naloga št. 8.
Za premik ravnotežja v reakciji v desno
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g); ΔH°<0
potrebno
1. Uvedba katalizatorja
2. Znižanje temperature
3. Nižji tlak
4. Zmanjšana koncentracija kisika
Pojasnilo: zmanjšanje koncentracije kisika bo povzročilo premik ravnotežja proti reaktantom (na levo). Zmanjšanje tlaka bo premaknilo ravnovesje proti zmanjšanju količine plinastih snovi, to je v desno. Pravilen odgovor je 3.
Naloga št. 9.
Izkoristek produkta pri eksotermni reakciji
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)
s hkratnim zvišanjem temperature in znižanjem tlaka
1. Povečanje
2. Zmanjšalo se bo
3. Ne bo se spremenilo
4. Najprej se bo povečalo, nato pa zmanjšalo
Pojasnilo: pri povišanju temperature se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, torej proti produktom, ob znižanju tlaka pa se ravnotežje premakne v smeri povečanja količin plinastih snovi, torej tudi v levo. Zato se bo izkoristek izdelka zmanjšal. Pravilen odgovor je 2.
Naloga št. 10.
Povečanje donosa metanola v reakciji
CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q
spodbuja
1. Zvišanje temperature
2. Uvedba katalizatorja
3. Uvedba inhibitorja
4. Povečan pritisk
Pojasnilo: z naraščanjem tlaka se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, torej proti reaktantom. Povečanje tlaka premakne ravnotežje v smeri zmanjševanja količine plinastih snovi, to je v smeri nastanka metanola. Pravilen odgovor je 4.
Naloge za samostojno reševanje (odgovori spodaj)
1. V sistemu
CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q
premik kemijskega ravnovesja proti reakcijskim produktom bo olajšal
1. Zmanjšanje pritiska
2. Zvišanje temperature
3. Povečanje koncentracije ogljikovega monoksida
4. Povečanje koncentracije vodika
2. V katerem sistemu se ob povečanju tlaka ravnotežje premakne proti produktom reakcije?
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. Kemijsko ravnotežje v sistemu
2HBr(g) ↔ H2(g) + Br2(g) - Q
se bo premaknil proti produktom reakcije, ko
1. Povečan pritisk
2. Naraščajoča temperatura
3. Zmanjšan pritisk
4. Uporaba katalizatorja
4. Kemijsko ravnotežje v sistemu
C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + Q
se premakne proti produktom reakcije, ko
1. Dodajanje vode
2. Zmanjšanje koncentracije ocetne kisline
3. Povečanje koncentracije etra
4. Pri odstranjevanju estra
5. Kemijsko ravnotežje v sistemu
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
premakne proti nastanku reakcijskega produkta pri
1. Povečan pritisk
2. Naraščajoča temperatura
3. Zmanjšan pritisk
4. Uporaba katalizatorja
6. Kemijsko ravnotežje v sistemu
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
se bo premaknil proti produktom reakcije, ko
1. Povečan pritisk
2. Znižanje temperature
3. Povečanje koncentracije CO
4. Temperatura se dvigne
7. Spremembe tlaka ne bodo vplivale na stanje kemijskega ravnovesja v 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. V katerem sistemu se bo z naraščanjem tlaka kemijsko ravnovesje premaknilo proti izhodnim snovem?
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. Kemijsko ravnotežje v sistemu
С4Н10(g) ↔ С4Н6(g) + 2Н2(g) - Q
se bo premaknil proti produktom reakcije, ko
1. Zvišanje temperature
2. Znižanje temperature
3. Uporaba katalizatorja
4. Zmanjšanje koncentracije butana
10. O stanju kemijskega ravnovesja v sistemu
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) -Q
ne vpliva
1. Povečanje pritiska
2. Povečanje koncentracije joda
3. Zvišanje temperature
4. Znižajte temperaturo
2016 naloge
1. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in premikom kemijskega ravnovesja z naraščajočim tlakom v sistemu.
Enačba reakcije Premik kemijskega ravnovesja
A) N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) - Q 1. Premiki proti neposredni reakciji
B) N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q 2. Premiki proti obratni reakciji
B) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) - Q 3. Ni premika v ravnovesju
D) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q
2. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem:
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
in premik v kemijskem ravnovesju.
A. Povečanje koncentracije CO 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. Zmanjšanje tlaka 3. Ne pride do premika v ravnotežju
3. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Adicija HCOOH 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. Redčenje z vodo 3. Ne pride do premika v ravnotežju
D. Zvišanje temperature
4. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
in premik v kemičnem ravnovesju.
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Zmanjšanje tlaka 1. Premik proti reakciji naprej
B. Povišanje temperature 2. Premiki proti obratni reakciji
B. Zvišanje temperature NO2 3. Ne pride do premika ravnotežja
D. Dodatek O2
5. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) + Q
in premik v kemičnem ravnovesju.
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Znižanje temperature 1. Premik k neposredni reakciji
B. Povečanje tlaka 2. Premiki proti obratni reakciji
B. Povečanje koncentracije amoniaka 3. Ne pride do premika v ravnotežju
D. Odstranjevanje vodne pare
6. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
WO3(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) +Q
in premik v kemičnem ravnovesju.
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Povišanje temperature 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. Povečanje tlaka 2. Premiki proti obratni reakciji
B. Uporaba katalizatorja 3. Ni premika v ravnovesju
D. Odstranjevanje vodne pare
7. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
С4Н8(g) + Н2(g) ↔ С4Н10(g) + Q
in premik v kemičnem ravnovesju.
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Povečanje koncentracije vodika 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. Povišanje temperature 2. Premiki proti obratni reakciji
B. Povečanje tlaka 3. Ne pride do premika v ravnotežju
D. Uporaba katalizatorja
8. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in hkratno spremembo parametrov sistema, kar vodi do premika kemijskega ravnovesja v smeri neposredne reakcije.
Enačba reakcije Spreminjanje parametrov sistema
A. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. Zvišanje temperature in koncentracije vodika
B. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g) -Q 2. Znižanje temperature in koncentracije vodika
B. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. Zvišanje temperature in zniževanje koncentracije vodika
D. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. Znižanje temperature in povečanje koncentracije vodika
9. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in premikom kemijskega ravnovesja z naraščajočim tlakom v sistemu.
Enačba reakcije Smer premika kemijskega ravnotežja
A. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(s) 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. Premiki proti obratni reakciji
B. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. Ni premika v ravnotežju
G. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)
10. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in hkratno spremembo pogojev za njeno izvedbo, kar vodi do premika kemijskega ravnovesja v smeri neposredne reakcije.
Enačba reakcije Spreminjanje pogojev
A. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. Zvišanje temperature in tlaka
B. N2O4(l) ↔ 2NO2(g) -Q 2. Znižanje temperature in tlaka
B. CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g) + Q 3. Zvišanje temperature in znižanje tlaka
D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Znižanje temperature in zvišanje 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 naloge se zahvaljujemo zbirkam vaj za leto 2016, 2015, 2014, 2013, avtorjem:
Kavernina A.A., Dobrotina D.Yu., Snastina M.G., Savinkina E.V., Zhiveinova O.G.
Kemijsko ravnovesje je inherentno reverzibilen reakcije in ni tipično za nepovraten kemične reakcije.
Pogosto se pri izvajanju kemijskega procesa začetni reaktanti popolnoma pretvorijo v reakcijske produkte. Na primer:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Nemogoče je pridobiti kovinski baker z izvedbo reakcije v nasprotni smeri, ker dano reakcija je ireverzibilna. Pri takšnih procesih se reaktanti popolnoma pretvorijo v produkte, tj. reakcija poteka do konca.
Toda glavnina kemičnih reakcij reverzibilen, tj. reakcija bo verjetno potekala vzporedno v smeri naprej in nazaj. Z drugimi besedami, reaktanti se le delno pretvorijo v produkte in reakcijski sistem bo sestavljen iz reaktantov in produktov. Sistem v v tem primeru je v stanju kemijsko ravnovesje.
Pri reverzibilnih procesih ima direktna reakcija na začetku največjo hitrost, ki se postopoma zmanjšuje zaradi zmanjšanja količine reagentov. Povratna reakcija ima, nasprotno, sprva minimalno hitrost, ki se poveča, ko se produkti kopičijo. Sčasoma pride trenutek, ko se hitrosti obeh reakcij izenačita – sistem doseže stanje ravnovesja. Ko nastopi stanje ravnovesja, ostanejo koncentracije komponent nespremenjene, vendar se kemična reakcija ne ustavi. to. – to je dinamično (gibljivo) stanje. Za jasnost je tukaj naslednja slika:
Recimo, da obstaja določeno reverzibilna kemična reakcija:
a A + b B = c C + d D
nato pa na podlagi zakona o množičnem delovanju zapišemo izraze za naravnostυ 1 in vzvratnoυ 2 reakciji:
v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b
v2 = k 2 ·[C] c ·[D] d
Sposoben kemijsko ravnovesje, sta hitrosti prednjih in povratnih reakcij enaki, tj.
k 1 · [A] a · [B] b = k 2 · [C] c · [D] d
dobimo
TO= k 1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b
Kje K =k 1 / k 2 – konstanta ravnovesja.
Za vsak reverzibilen proces pod danimi pogoji k je konstantna vrednost. Ni odvisna od koncentracij snovi, saj Ko se spremeni količina ene od snovi, se spremenijo tudi količine drugih sestavin.
Ko se pogoji kemijskega procesa spremenijo, se lahko ravnovesje premakne.
Dejavniki, ki vplivajo na premik ravnovesja:
- spremembe v koncentracijah reagentov ali produktov,
- sprememba tlaka,
- sprememba temperature,
- dodajanje katalizatorja v reakcijski medij.
Le Chatelierjevo načelo
Vsi zgoraj navedeni dejavniki vplivajo na premik kemijskega ravnovesja, ki je predmet Le Chatelierjevo načelo: Če spremenite enega od pogojev, pod katerimi je sistem v stanju ravnotežja - koncentracijo, tlak ali temperaturo -, se bo ravnotežje premaknilo v smeri reakcije, ki nasprotuje tej spremembi. Tisti. ravnovesje se nagiba k premiku v smeri, ki vodi do zmanjšanja vpliva vpliva, ki je privedel do kršitve stanja ravnovesja.
Torej, razmislimo ločeno o vplivu vsakega od njihovih dejavnikov na stanje ravnovesja.
Vpliv spremembe v koncentracijah reaktantov ali produktov pokažimo s primerom Haberjev postopek:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
Če na primer dodamo dušik v ravnotežni sistem, ki ga sestavljajo N 2 (g), H 2 (g) in NH 3 (g), potem bi se moralo ravnotežje premakniti v smer, ki bi prispevala k zmanjšanju količine vodika proti prvotni vrednosti, tiste. v smeri tvorbe dodatnega amoniaka (desno). Hkrati se bo zmanjšala količina vodika. Ko sistemu dodamo vodik, se ravnotežje premakne tudi v smeri nastanka nove količine amoniaka (desno). Medtem ko je vnos amoniaka v ravnotežni sistem po Le Chatelierjevo načelo , bo povzročil premik ravnovesja proti procesu, ki je ugoden za nastanek izhodnih snovi (v levo), tj. Koncentracija amoniaka bi se morala zmanjšati z razgradnjo njegovega dela na dušik in vodik.
Zmanjšanje koncentracije ene od komponent bo premaknilo ravnotežno stanje sistema v smeri nastanka te komponente.
Vpliv spremembe tlaka smiselno, če v proučevanem procesu sodelujejo plinaste komponente in pride do spremembe skupnega števila molekul. Če skupno število molekul v sistemu ostane trajno, nato sprememba tlaka ne vpliva na njegovo bilanco, na primer:
I 2(g) + H 2(g) = 2HI (g)
Če skupni tlak ravnotežnega sistema povečamo z zmanjšanjem njegove prostornine, se bo ravnotežje premaknilo proti zmanjšanju prostornine. Tisti. v smeri zmanjševanja števila plin v sistemu. V reakciji:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
iz 4 molekul plina (1 N 2 (g) in 3 H 2 (g)) nastaneta 2 molekuli plina (2 NH 3 (g)), t.j. tlak v sistemu se zmanjša. Posledično bo povečanje tlaka prispevalo k nastanku dodatne količine amoniaka, tj. ravnovesje se bo premaknilo proti njenemu nastanku (v desno).
Če je temperatura sistema konstantna, potem sprememba celotnega tlaka sistema ne bo povzročila spremembe konstante ravnotežja TO.
Sprememba temperature sistem ne vpliva samo na premik njegovega ravnotežja, temveč tudi na ravnotežno konstanto TO.Če ravnotežnemu sistemu pri konstantnem tlaku dodamo dodatno toploto, se bo ravnotežje premaknilo proti absorpciji toplote. Razmislite:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g) + 22 kcal
Torej, kot vidite, direktna reakcija poteka s sproščanjem toplote, obratna reakcija pa z absorpcijo. Z naraščanjem temperature se ravnotežje te reakcije premakne proti reakciji razgradnje amoniaka (v levo), ker pojavi se in oslabi zunanji vpliv - zvišanje temperature. Nasprotno, ohlajanje vodi do premika ravnovesja v smeri sinteze amoniaka (desno), ker reakcija je eksotermna in se upira ohlajanju.
Tako povišanje temperature spodbuja premik kemijsko ravnovesje proti endotermni reakciji, padec temperature pa proti eksotermnemu procesu . Ravnotežne konstante vsi eksotermni procesi se z naraščanjem temperature zmanjšujejo, endotermni pa povečujejo.
>> Kemija: Kemijsko ravnovesje in načini njegovega premika Pri reverzibilnih procesih je hitrost direktne reakcije sprva največja, nato pa upada zaradi dejstva, da se koncentracije izhodnih snovi, porabljenih pri nastajanju reakcijskih produktov, zmanjšujejo. Nasprotno, hitrost povratne reakcije, ki je na začetku minimalna, se povečuje z večanjem koncentracije reakcijskih produktov. Končno pride trenutek, ko se hitrosti reakcije naprej in nazaj izenačita.
Stanje kemijskega reverzibilnega procesa se imenuje kemijsko ravnovesje, če je hitrost neposredne reakcije enaka hitrosti povratne reakcije.
Kemijsko ravnotežje je dinamično (mobilno), saj se ob njegovem nastopu reakcija ne ustavi, le koncentracije komponent ostanejo nespremenjene, to pomeni, da na enoto časa nastane enaka količina reakcijskih produktov, kot se pretvori v izhodne snovi. Pri stalni temperaturi in tlaku ravnovesje reverzibilna reakcija lahko traja neomejeno dolgo.
V proizvodnji jih največkrat zanima prednostni pojav direktne reakcije. Na primer, pri proizvodnji amoniaka, žveplovega oksida (VI). dušikov oksid (II). Kako izpeljati sistem iz stanja ravnovesja? Kako vpliva sprememba zunanjih pogojev, v katerih se pojavi ta ali oni reverzibilni kemični proces?
Vsebina lekcije zapiski lekcije podporni okvir predstavitev lekcije metode pospeševanja interaktivne tehnologije Vadite naloge in vaje samotestiranje delavnice, treningi, primeri, questi domače naloge diskusija vprašanja retorična vprašanja študentov Ilustracije avdio, video posnetki in multimedija fotografije, slike, grafike, tabele, diagrami, humor, anekdote, šale, stripi, prispodobe, izreki, križanke, citati Dodatki izvlečkičlanki triki za radovedneže jaslice učbeniki osnovni in dodatni slovar pojmov drugo Izboljšanje učbenikov in poukapopravljanje napak v učbeniku posodobitev odlomka v učbeniku, elementi inovativnosti pri pouku, nadomeščanje zastarelega znanja z novim Samo za učitelje popolne lekcije koledarski načrt za leto smernice diskusijski programi Integrirane lekcijePrehod kemijskega sistema iz enega ravnotežnega stanja v drugega imenujemo premik (premik) ravnovesja. Zaradi dinamične narave kemijskega ravnovesja je občutljivo na zunanje pogoje in se lahko odziva na njihove spremembe.
Smer premika položaja kemijskega ravnovesja kot posledica spremembe zunanje razmere določeno s pravilom, ki ga je leta 1884 prvi oblikoval francoski kemik in metalurg Henri Louis Le Chatelier in po njem poimenoval Le Chatelierjevo načelo:
Če na sistem v ravnotežnem stanju deluje zunanji vpliv, pride v sistemu do premika ravnovesja, ki ta vpliv oslabi.
Obstajajo trije glavni parametri, s spreminjanjem katerih lahko premaknete kemijsko ravnovesje. To so temperatura, tlak in koncentracija. Oglejmo si njihov vpliv na primeru ravnotežne reakcije:
1) Vpliv temperature. Ker je za to reakcijo 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)
Ko se temperatura dvigne, tj. Ko v sistem vnesemo dodatno energijo, se ravnotežje premakne proti obratni endotermni reakciji, ki ta presežek energije porabi. Nasprotno, ko se temperatura zniža, se ravnotežje premakne v smeri reakcije, ki se pojavi s sproščanjem toplote, tako da kompenzira hlajenje, tj. ravnovesje se premakne proti neposredni reakciji.
Ko se temperatura dvigne, se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, ki vključuje absorpcijo energije.
Ko se temperatura zniža, se ravnovesje premakne proti eksotermni reakciji, ki sprošča energijo.
2) Učinek glasnosti. Z naraščanjem tlaka se hitrost reakcije, ki se zgodi z zmanjšanjem volumna, v večji meri poveča (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).
Ko pride do obravnavane reakcije, nastaneta 2 mola plinov iz 3 molov plinastih snovi:
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
3 mol plina 2 mol plina
V OUT > V PROD
DV = V PROD - V OUT<0
Zato se z naraščanjem tlaka ravnotežje premakne proti manjši prostornini sistema, tj. produkti reakcije. Z zmanjševanjem tlaka se ravnovesje premakne proti izhodnim snovem, ki zasedajo večjo prostornino
Z naraščanjem tlaka se ravnotežje premakne proti reakciji, ki proizvaja manj molov plinastih snovi.
Ko se tlak zmanjša, se ravnotežje premakne proti reakciji, ki proizvede več molov plinastih snovi.
3) Učinek koncentracije. Z naraščanjem koncentracije se povečuje hitrost reakcije, s katero se vbrizgana snov porabi. Dejansko, ko se v sistem vnese dodaten kisik, ga sistem "porabi", da pride do neposredne reakcije. Ko se koncentracija O 2 zmanjša, se to pomanjkanje kompenzira z razpadom reakcijskega produkta (NO 2) v izhodne snovi.
Ko se koncentracija izhodnih snovi poveča ali koncentracija produktov zmanjša, se ravnotežje premakne v smeri neposredne reakcije.
Ko se koncentracija izhodnih snovi zmanjša ali koncentracija produktov poveča, se ravnotežje premakne proti obratni reakciji.
Vnos katalizatorja v sistem ne vpliva na premik položaja kemijskega ravnotežja, saj katalizator enako poveča hitrost tako neposredne kot povratne reakcije.
