Ako je sistem u stanju ravnoteže, onda će ostati u njemu sve dok vanjski uvjeti ostanu konstantni. Ako se uslovi promene, sistem će izaći iz ravnoteže - brzina direktnog i obrnutog procesa će se promeniti drugačije - reakcija će se nastaviti. Od najveće važnosti su slučajevi neravnoteže zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u ravnotežu, pritisak ili temperaturu.
Razmotrimo svaki od ovih slučajeva.
Neravnoteža zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u reakciju. Neka su vodonik, jodid vodonik i para joda međusobno u ravnoteži na određenoj temperaturi i pritisku. Hajde da unesemo dodatnu količinu vodonika u sistem. Prema zakonu djelovanja mase, povećanje koncentracije vodika povlači za sobom povećanje brzine naprijed reakcije - reakcije sinteze HI, dok se brzina reverzne reakcije neće promijeniti. U smjeru naprijed, reakcija će se sada odvijati brže nego u obrnutom smjeru. Kao rezultat toga, koncentracije vodika i para joda će se smanjiti, što će dovesti do usporavanja reakcije naprijed, a koncentracija HI će se povećati, što će uzrokovati ubrzanje obrnute reakcije. Nakon nekog vremena, brzine reakcije naprijed i nazad će ponovo postati jednake - uspostavit će se nova ravnoteža. Ali u isto vrijeme, koncentracija HI će sada biti veća nego što je bila prije dodavanja, a koncentracija će biti niža.
Proces promjene koncentracija uzrokovan neravnotežom naziva se pomak ili pomak ravnoteže. Ako u ovom slučaju dođe do povećanja koncentracije supstanci na desnoj strani jednadžbe (i, naravno, istovremeno do smanjenja koncentracije supstanci na lijevoj strani), onda kažu da se ravnoteža pomiče na desno, tj. u pravcu toka direktne reakcije; s obrnutom promjenom koncentracija, govore o pomaku ravnoteže ulijevo - u smjeru obrnute reakcije. U ovom primjeru, ravnoteža se pomjerila udesno. Istovremeno, tvar, čije je povećanje koncentracije izazvalo neravnotežu, ušla je u reakciju - njena koncentracija se smanjila.
Dakle, sa povećanjem koncentracije bilo koje supstance koja učestvuje u ravnoteži, ravnoteža se pomera ka potrošnji ove supstance; kada se koncentracija bilo koje od tvari smanji, ravnoteža se pomiče prema stvaranju ove tvari.
Neravnoteža usled promene pritiska (smanjenjem ili povećanjem zapremine sistema). Kada su gasovi uključeni u reakciju, ravnoteža može biti poremećena promenom zapremine sistema.
Razmotrimo učinak pritiska na reakciju između dušikovog monoksida i kisika:
Neka mješavina gasova bude u hemijskoj ravnoteži na određenoj temperaturi i pritisku. Bez promjene temperature povećavamo pritisak tako da se volumen sistema smanji za 2 puta. U prvom trenutku parcijalni pritisci i koncentracije svih gasova će se udvostručiti, ali će se promeniti odnos između brzina napredne i reverzne reakcije - ravnoteža će biti poremećena.
Zaista, prije povećanja tlaka, koncentracije plina imale su ravnotežne vrijednosti, i , a brzine naprijed i obrnuto bile su iste i određene su jednadžbama:
U prvom trenutku nakon kompresije, koncentracije plinova će se udvostručiti u odnosu na njihove početne vrijednosti i bit će jednake , i , respektivno. U ovom slučaju, stope reakcije naprijed i nazad će biti određene jednadžbama:
Dakle, kao rezultat povećanja pritiska, brzina reakcije naprijed porasla je za 8 puta, a obrnuto - samo za 4 puta. Ravnoteža u sistemu će biti poremećena - direktna reakcija će prevladati nad obrnutom. Nakon što brzine postanu jednake, ravnoteža će se ponovo uspostaviti, ali će se količina u sistemu povećati, ravnoteža će se pomeriti udesno.
Lako je vidjeti da je nejednaka promjena u brzinama naprijed i nazad reakcije posljedica činjenice da je broj molekula plina različit u lijevom i desnom dijelu jednačine reakcije koja se razmatra: jedan molekul kisika a dva molekula dušikovog monoksida (ukupno tri molekula plina) se pretvaraju u dva molekula plina – dušikov dioksid. Pritisak gasa je rezultat udara njegovih molekula na zidove posude; ceteris paribus, pritisak gasa je veći, što je više molekula zatvoreno u datoj zapremini gasa. Dakle, reakcija koja se odvija sa povećanjem broja molekula gasa dovodi do povećanja pritiska, a reakcija koja se odvija sa smanjenjem broja molekula gasa dovodi do njegovog smanjenja.
Imajući to u vidu, zaključak o uticaju pritiska na hemijsku ravnotežu može se formulisati na sledeći način:
Sa povećanjem pritiska kompresijom sistema, ravnoteža se pomera ka smanjenju broja molekula gasa, odnosno ka smanjenju pritiska; sa smanjenjem pritiska, ravnoteža se pomera ka povećanju broja molekula gasa, tj. ka porastu pritiska.
U slučaju kada se reakcija odvija bez promjene broja molekula plina, ravnoteža se ne narušava kompresijom ili ekspanzijom sistema. Na primjer, u sistemu
ravnoteža nije narušena promjenom volumena; HI izlaz je nezavisan od pritiska.
Neravnoteža zbog promjene temperature. Ravnoteža velike većine kemijskih reakcija mijenja se s temperaturom. Faktor koji određuje pravac pomeranja ravnoteže je znak toplotnog efekta reakcije. Može se pokazati da se pri porastu temperature ravnoteža pomiče u smjeru endotermne reakcije, a kada se smanjuje, pomiče se u smjeru egzotermne reakcije.
Dakle, sinteza amonijaka je egzotermna reakcija
Stoga se s povećanjem temperature ravnoteža u sistemu pomiče ulijevo - prema razgradnji amonijaka, jer se ovaj proces odvija uz apsorpciju topline.
Suprotno tome, sinteza dušikovog oksida (II) je endotermna reakcija:
Dakle, kada temperatura poraste, ravnoteža u sistemu se pomera udesno - u pravcu formiranja.
Obrasci koji se manifestuju u razmatranim primerima narušavanja hemijske ravnoteže su posebni slučajevi opšteg principa koji određuje uticaj različitih faktora na ravnotežne sisteme. Ovaj princip, poznat kao Le Chatelierov princip, može se formulirati na sljedeći način kada se primjenjuje na kemijske ravnoteže:
Ako se na sistem koji je u ravnoteži izvrši bilo kakav utjecaj, onda će se, kao rezultat procesa koji se u njemu odvijaju, ravnoteža pomjeriti u tom smjeru da će se utjecaj smanjiti.
Zaista, kada se jedna od supstanci koje sudjeluju u reakciji unese u sistem, ravnoteža se pomjera prema potrošnji ove tvari. „Kada pritisak raste, on se pomera tako da se pritisak u sistemu smanjuje; kada temperatura raste, ravnoteža se pomera ka endotermnoj reakciji – temperatura u sistemu opada.
Le Chatelierov princip se odnosi ne samo na hemijske, već i na različite fizičko-hemijske ravnoteže. Pomjeranje ravnoteže pri promjeni uvjeta takvih procesa kao što su ključanje, kristalizacija, otapanje događa se u skladu sa Le Chatelierovim principom.
Sve hemijske reakcije su u principu reverzibilne.
To znači da se i interakcija reaktanata i interakcija produkata odvijaju u reakcijskoj smjesi. U tom smislu, razlika između reaktanata i proizvoda je proizvoljna. Smjer hemijske reakcije određen je uslovima njenog sprovođenja (temperatura, pritisak, koncentracija supstanci).
Mnoge reakcije imaju jedan preovlađujući smjer i potrebni su ekstremni uvjeti da se takve reakcije izvode u suprotnom smjeru. U takvim reakcijama dolazi do gotovo potpune konverzije reaktanata u produkte.Primjer. Gvožđe i sumpor međusobno reaguju pod umerenim zagrevanjem i formiraju gvožđe (II) sulfid, FeS je stabilan u takvim uslovima i praktično se ne razlaže na gvožđe i sumpor:
Na 200 atm i 400 0C postiže se maksimalni i jednak 36% (volumenski) sadržaj NH3 u reakcionoj smjesi. Daljnjim povećanjem temperature zbog pojačanog toka reverzne reakcije, volumni udio amonijaka u smjesi se smanjuje.
Prednja i obrnuta reakcija odvijaju se istovremeno u suprotnim smjerovima.
U svim reverzibilnim reakcijama, brzina reakcije naprijed opada, a brzina reverzne reakcije raste sve dok obje brzine ne postanu jednake i ravnotežno stanje se ne uspostavi.
U stanju ravnoteže, brzine direktne i reverzne reakcije postaju jednake.
PRINCIP LE CHATELIER-a.POMJENA HEMIJSKE RAVNOTEŽE.
Položaj hemijske ravnoteže zavisi od sledećih parametara reakcije: temperature, pritiska i koncentracije. Uticaj koji ovi faktori imaju na hemijsku reakciju podložan je obrascu koji je generalno izrazio francuski naučnik Le Chatelier 1884. godine. Moderna formulacija Le Chatelierovog principa je sljedeća:
1. Utjecaj temperature. U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom.
2. Uticaj pritiska. U svim reakcijama koje uključuju plinovite tvari, praćene promjenom volumena zbog promjene količine tvari pri kretanju od polaznih tvari do proizvoda, tlak u sistemu utječe na položaj ravnoteže.
Utjecaj pritiska na ravnotežni položaj podliježe sljedećim pravilima:Dakle, tokom prelaska sa polaznih supstanci na produkte, zapremina gasova se smanjila za polovinu. To znači da se s povećanjem tlaka ravnoteža pomiče prema stvaranju NH3, o čemu svjedoče sljedeći podaci za reakciju sinteze amonijaka na 400 0C:
3. Utjecaj koncentracije. Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže pridržava se sljedećih pravila:
Koncept hemijske ravnoteže
Ravnotežnim stanjem smatra se stanje sistema koje ostaje nepromijenjeno, a to stanje nije posljedica djelovanja bilo kakvih vanjskih sila. Stanje sistema reaktanata u kojem brzina reakcije naprijed postaje jednaka brzini reverzne reakcije naziva se hemijska ravnoteža. Ova ravnoteža se još naziva mobilni m ili dinamičan balans.
Znakovi hemijske ravnoteže
1. Stanje sistema ostaje nepromijenjeno u vremenu uz održavanje vanjskih uslova.
2. Ravnoteža je dinamička, odnosno zbog toka direktne i reverzne reakcije istom brzinom.
3. Svaki spoljni uticaj izaziva promenu ravnoteže sistema; ako se vanjski utjecaj ukloni, sistem se ponovo vraća u prvobitno stanje.
4. Stanju ravnoteže može se pristupiti sa dvije strane - kako sa strane početnih supstanci, tako i sa strane produkta reakcije.
5. U ravnoteži, Gibbsova energija dostiže svoju minimalnu vrijednost.
Le Chatelierov princip
Uticaj promena spoljašnjih uslova na položaj ravnoteže određen je Le Chatelierov princip (princip pokretne ravnoteže): ako se na sistem u stanju ravnoteže proizvede bilo kakav vanjski utjecaj, tada će se u sistemu povećati jedan od pravaca procesa koji slabi učinak ovog utjecaja, a položaj ravnoteže će se pomjeriti u istom smjeru.
Le Chatelierov princip se ne odnosi samo na hemijske procese, već i na fizičke, kao što su ključanje, kristalizacija, otapanje itd.
Razmotrite utjecaj različitih faktora na kemijsku ravnotežu koristeći reakciju oksidacije NO kao primjer:
2 NO (d) + O 2(d) 2 BR 2(d); H oko 298 = - 113,4 kJ / mol.
Utjecaj temperature na kemijsku ravnotežu
Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, a kako temperatura opada, pomiče se prema egzotermnoj reakciji.
Stupanj pomaka ravnoteže određen je apsolutnom vrijednošću termičkog efekta: što je veća apsolutna vrijednost entalpije reakcije H, značajniji je uticaj temperature na stanje ravnoteže.
U razmatranoj reakciji sinteze dušikovog oksida (IV ) povećanje temperature će pomjeriti ravnotežu u smjeru polaznih tvari.
Utjecaj pritiska na hemijsku ravnotežu
Kompresija pomiče ravnotežu u smjeru procesa, što je praćeno smanjenjem volumena plinovitih tvari, a smanjenje tlaka pomiče ravnotežu u suprotnom smjeru. U ovom primjeru postoje tri volumena na lijevoj strani jednačine, a dva na desnoj strani. Pošto povećanje pritiska pogoduje procesu koji teče smanjenjem zapremine, povećanje pritiska će pomeriti ravnotežu udesno, tj. prema produktu reakcije - NO 2 . Smanjenje pritiska će pomeriti ravnotežu u suprotnom smeru. Treba napomenuti da ako je u jednadžbi reverzibilne reakcije broj molekula plinovitih tvari u desnom i lijevom dijelu jednak, tada promjena tlaka ne utječe na položaj ravnoteže.
Utjecaj koncentracije na kemijsku ravnotežu
Za reakciju koja se razmatra, uvođenje dodatnih količina NO ili O 2 u ravnotežni sistem uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru u kojem opada koncentracija ovih supstanci, stoga dolazi do pomaka ravnoteže prema formiranju NE 2 . Povećanje koncentracije NE 2 pomiče ravnotežu prema polaznim materijalima.
Katalizator podjednako ubrzava i prednju i obrnutu reakciju i stoga ne utječe na promjenu kemijske ravnoteže.
Kada se uvede u ravnotežni sistem (pri R = konst ) inertnog plina, koncentracije reaktanata (parcijalni pritisci) se smanjuju. Pošto je proces oksidacije koji se razmatra NO ide sa smanjenjem volumena, zatim pri dodavanju
Konstanta hemijske ravnoteže
Za hemijsku reakciju:
2 NO (d) + O 2(d) 2 NE 2(d)
Konstanta kemijske reakcije K sa je omjer:
(12.1)
U ovoj jednadžbi, u uglastim zagradama su koncentracije reaktanata koje su uspostavljene u hemijskoj ravnoteži, tj. ravnotežne koncentracije supstanci.
Konstanta kemijske ravnoteže povezana je s promjenom Gibbsove energije jednadžbom:
G T o = - RTlnK . (12.2).
Primjeri rješavanja problema
Na određenoj temperaturi, ravnotežne koncentracije u sistemu 2CO (g) + O 2 (d) 2CO 2 (d) su: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Odredite konstantu ravnoteže na ovoj temperaturi i početne koncentracije CO i O 2 ako početna smjesa nije sadržavala CO 2 .
.
2CO (g) + O 2(g) 2CO 2(d).
U drugom redu c proreaktor označava koncentraciju izreagiranih polaznih tvari i koncentraciju nastalog CO 2 , štaviše, c početno = c proreact + c jednako .
Koristeći referentne podatke, izračunajte konstantu ravnoteže procesa3H 2 (G) + N 2 (G) 2 NH 3 (G) na 298 K.
G 298 o \u003d 2 ( - 16,71) kJ = -33,42 10 3 J.
G T o = - RTlnK.
lnK \u003d 33,42 10 3 / (8,314 × 298) = 13,489. K \u003d 7,21 × 10 5.
Odrediti ravnotežnu koncentraciju HI u sistemuH 2(d) + I 2(d) 2HI (G) ,
ako je na nekoj temperaturi konstanta ravnoteže 4, a početne koncentracije H 2 , I 2 i HI su 1, 2 i 0 mol/l, respektivno.
Rješenje. Neka je x mol/l H 2 reagovao do određenog trenutka.
.
Rješavajući ovu jednačinu, dobijamo x = 0,67.
Dakle, ravnotežna koncentracija HI je 2 × 0,67 = 1,34 mol/l.
Koristeći referentne podatke, odredite temperaturu na kojoj je konstanta ravnoteže procesa: H 2 (g) + HCOH (d) CH 3 OH (d) postaje jednako 1. Pretpostavimo da su H o T » H o 298 i S o T » S oko 298 .Ako je K = 1, onda je G o T = - RTlnK = 0;
G o T » H o 298 - T D S oko 298 . Onda ;
H o 298 \u003d -202 - (- 115,9) = -86,1 kJ = - 86,1×103 J;
S oko 298 \u003d 239,7 - 218,7 - 130,52 \u003d -109,52 J / K;
TO.
Rješenje. Neka je x mol/l SO 2 reagovao do određenog trenutka.
SO 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2(G)
Tada dobijamo:
.
Rješavajući ovu jednačinu, nalazimo: x 1 = 3 i x 2 = 1,25. Ali x 1 = 3 ne zadovoljava uslov problema.
Dakle, \u003d 1,25 + 1 \u003d 2,25 mol / l.
Zadaci za samostalno rješavanje
12.1. U kojoj će od sljedećih reakcija povećanje pritiska pomjeriti ravnotežu udesno? Obrazložite odgovor.
1) 2NH 3 (d) 3 H 2 (d) + N 2 (g)
2) ZnCO 3 (c) ZnO (c) + CO 2 (g)
3) 2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (w)
4) CO2 (d) + C (grafit) 2CO (g)
12.2.Na određenoj temperaturi, ravnotežne koncentracije u sistemu
2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (g)
bili su: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Odrediti konstantu ravnoteže i početnu koncentraciju HBr.
12.3.Za reakciju H 2 (g)+S (d) H 2 S (d) na nekoj temperaturi, konstanta ravnoteže je 2. Odredite ravnotežne koncentracije H 2 i S ako su početne koncentracije H 2, S i H 2 S su 2, 3 i 0 mol/l, respektivno.
Hemijska ravnoteža- stanje sistema kada direktna i reverzna reakcija imaju istu brzinu.. Tokom procesa sa smanjenjem polaznih supstanci, brzina direktne hemikalije. reakcija se smanjuje, a brzina obrnutog rasta raste sa povećanjem C HI. U nekom trenutku u vremenu t, brzina kretanja naprijed i nazad kem. reakcije se izjednačavaju. Stanje sistema se ne mijenja dok ne djeluju vanjski faktori (P, T, s). Konstanta ravnoteže - Konstanta , koji odražava odnos koncentracija komponenti reverzibilne reakcije u stanju hemijske ravnoteže. (zavisi samo od C) Za svaku reverzibilnu hem. reakcije u koncentrovanom stanju, takoreći, karakteriše granicu do koje hem. reakcija. .K =.Ako (koncentracija ref) - neobr reakcija, ako se ravnoteža pomjeri udesno, ne teče. Konstanta ravnoteže s promjenom koncentracije reagujućih supstanci ne mijenja svoju vrijednost. Činjenica je da promjena koncentracije dovodi samo do promjene hemikalije. balans u jednom ili drugom pravcu. U ovom slučaju se uspostavlja novo stanje ravnoteže na istoj konstanti . True Balance može se pomjeriti na jednu ili drugu stranu djelovanjem bilo kojeg faktora. Ali kada se djelovanje ovih faktora poništi, sistem se vraća u prvobitno stanje. false- stanje sistema je nepromenjeno u vremenu, ali kada se spoljni uslovi promene, u sistemu se javlja nepovratan proces (U mraku postoji H 2 + Cl 2, kada je osvetljen uzorak HCl. Kada se osvetljenje zaustavi, ne vraćamo se H 2 i Cl 2). Promena barem jednog od ovih faktora dovodi do pomeranja ravnoteže. Uticaj različitih faktora na stanje hemijskih jednakih kvalitativno je opisan principom pomeranja ravnoteže Le Chateliera (1884: Kod bilo kakvog spoljašnjeg uticaja na sistem koji je u stanju hemijske ravnoteže, u njemu se javljaju procesi koji dovode do smanjenja tog uticaja.
Konstanta ravnoteže
Konstanta ravnoteže pokazuje koliko puta je brzina reakcije naprijed veća ili manja od brzine obrnute reakcije.
Konstanta ravnoteže je omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija produkta reakcije, uzetih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata, prema proizvodu ravnotežnih koncentracija polaznih materijala, uzetih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata.
Vrijednost konstante ravnoteže zavisi od prirode reagujućih supstanci i temperature, a ne zavisi od koncentracije u trenutku ravnoteže, jer je njihov odnos uvek konstantna vrednost, numerički jednaka konstanti ravnoteže. Ako dođe do homogene reakcije između tvari u otopini, tada se konstanta ravnoteže označava sa K C, a ako između plinova, onda K P.
gdje su R S, R D , R A i R V ravnotežni pritisci učesnika u reakciji.
Koristeći Clapeyron-Mendelejevovu jednačinu, može se odrediti odnos između K P i K C
Pomerite jačinu zvuka na desnu stranu
p = RT, tj. p = CRT (6.9)
Zamjenjujemo jednačinu (6.9) u (6.7), za svaki reagens i pojednostavljujemo
,
(6.10)
gdje je Dn promjena broja molova gasovitih učesnika u reakciji
Dn = (s + d) - (a + c) (6.11)
dakle,
K P \u003d K C (RT) Dn (6.12)
Iz jednačine (6.12) se vidi da je K P = K C, ako se broj molova gasovitih učesnika u reakciji ne promeni (Dn = 0) ili u sistemu nema gasova.
Treba napomenuti da se u slučaju heterogenog procesa koncentracija čvrste ili tečne faze u sistemu ne uzima u obzir.
Na primjer, konstanta ravnoteže za reakciju oblika 2A + 3B \u003d C + 4D, pod uvjetom da su sve tvari plinovi i imaju oblik
i ako je D solid, onda
Konstanta ravnoteže je od velike teorijske i praktične važnosti. Numerička vrijednost konstante ravnoteže omogućava procjenu praktične mogućnosti i dubine kemijske reakcije.
10 4 , tada je reakcija nepovratna
Promena ravnoteže. Le Chatelierov princip.
Le Chatelierov princip (1884): ako se na sistem u stabilnoj hemijskoj ravnoteži djeluje izvana promjenom temperature, tlaka ili koncentracije, tada se kemijska ravnoteža pomjera u smjeru u kojem se učinak proizvedenog efekta smanjuje.
Treba napomenuti da katalizator ne pomera hemijsku ravnotežu, već samo ubrzava njen početak.
Razmotrimo utjecaj svakog faktora na promjenu kemijske ravnoteže za opću reakciju:
aA + bB = cC + d D±Q.
Učinak promjene koncentracije. Prema Le Chatelierovom principu, povećanje koncentracije jedne od komponenti ravnotežne kemijske reakcije dovodi do pomjeranja ravnoteže prema povećanju reakcije u kojoj se odvija kemijska obrada ove komponente. Suprotno tome, smanjenje koncentracije jedne od komponenti dovodi do pomaka u ravnoteži prema stvaranju ove komponente.
Dakle, povećanje koncentracije tvari A ili B pomiče ravnotežu u smjeru naprijed; povećanje koncentracije tvari C ili D pomiče ravnotežu u suprotnom smjeru; smanjenje koncentracije A ili B pomiče ravnotežu u suprotnom smjeru; smanjenje koncentracije tvari C ili D pomiče ravnotežu u smjeru naprijed. (Šematski, možete napisati: C A ili C B ®; C C ili C D ¬; ¯ C A ili C B ¬; ¯ C C ili CD ®).
Uticaj temperature. Opšte pravilo koje određuje uticaj temperature na ravnotežu ima sledeću formulaciju: povećanje temperature doprinosi pomeranju ravnoteže ka endotermnoj reakciji (- Q); snižavanje temperature doprinosi pomaku ravnoteže prema egzotermnoj reakciji (+ Q).
Reakcije koje se odvijaju bez termičkih efekata ne pomjeraju kemijsku ravnotežu s promjenom temperature. Povećanje temperature u ovom slučaju samo dovodi do bržeg uspostavljanja ravnoteže, koja bi se u datom sistemu postigla i bez zagrijavanja, ali kroz duže vrijeme.
Dakle, u egzotermnoj reakciji (+ Q), povećanje temperature dovodi do pomaka u ravnoteži u suprotnom smjeru i, obrnuto, u endotermnoj reakciji (- Q), povećanje temperature dovodi do pomaka naprijed smjeru, a pad temperature u suprotnom smjeru. (Šematski, možete napisati: na +Q T ¬; ¯T ®; na -Q T ®; ¯T ¬).
Uticaj pritiska. Kako iskustvo pokazuje, pritisak ima primjetan učinak na pomicanje samo onih ravnotežnih reakcija u kojima sudjeluju plinovite tvari, a u ovom slučaju promjena broja molova plinovitih sudionika u reakciji (Dn) nije jednaka nuli. Sa porastom pritiska ravnoteža se pomera u pravcu reakcije koja je praćena stvaranjem manjeg broja molova gasovitih materija, a sa smanjenjem pritiska u pravcu stvaranja većeg broja molova. gasovitih materija.
Dakle, ako je Dn = 0, tada pritisak ne utiče na pomak u hemijskoj ravnoteži; ako je Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, onda povećanje tlaka pomiče ravnotežu u suprotnom smjeru, a smanjenje tlaka u smjeru direktne reakcije. (Šematski se može napisati: kod Dn = 0 P ne utiče; kod Dn<0 Р®, ¯Р¬; при Dn >0 ¬, ¯R ®). Le Chatelierov princip je primjenjiv i na homogene i na heterogene sisteme i daje kvalitativnu karakteristiku promjene ravnoteže.
Hemijska ravnoteža koja odgovara jednakosti brzina direktne i reverzne reakcije ( = ) i minimalne vrijednosti Gibbsove energije (∆ G r,t = 0) je najstabilnije stanje sistema pod datim uslovima i ostaje nepromijenjena kao sve dok se parametri održavaju konstantnim, pri čemu je ravnoteža uspostavljena.
Kada se uslovi promene, ravnoteža se poremeti i pomera u pravcu direktne ili reverzne reakcije. Do promjene ravnoteže dolazi zbog činjenice da vanjski utjecaj u različitoj mjeri mijenja brzinu dva međusobno suprotna procesa. Nakon nekog vremena, sistem ponovo postaje ravnotežan, tj. prelazi iz jednog ravnotežnog stanja u drugo. Novu ravnotežu karakteriše nova jednakost brzina prednjih i reverznih reakcija i nove ravnotežne koncentracije svih supstanci u sistemu.
Smjer pomaka ravnoteže u opštem slučaju određen je Le Chatelierovim principom: ako se na sistem u stanju stabilne ravnoteže izvrši vanjski utjecaj, tada se pomak ravnoteže događa u smjeru procesa koji slabi učinak vanjskog uticaj.
Pomak u ravnoteži može biti uzrokovan promjenom temperature, koncentracije (pritiska) jednog od reagensa.
Temperatura je parametar od kojeg zavisi vrijednost konstante ravnoteže kemijske reakcije. Pitanje pomjeranja ravnoteže s promjenom temperature, u zavisnosti od uslova za korištenje reakcije, rješava se korištenjem izobarne jednadžbe (1.90) - =
1. Za izotermni proces ∆ r H 0 (t)< 0, в правой части выражения (1.90) R >0, T > 0, stoga je prvi izvod logaritma konstante ravnoteže u odnosu na temperaturu negativan< 0, т.е. ln Kp (и сама константа Кр) являются убывающими функциями температуры. При увеличении температуры константа химического равновесия (Кр) уменьшается и что согласно закону действующих масс (2.27), (2.28)соответствует смещению химического равновесия в сторону обратной (эндотермической) реакции. Именно в этом проявляется противодействие системы оказанному воздействию.
2. Za endotermni proces ∆ r H 0 (t) > 0, derivacija logaritma konstante ravnoteže u odnosu na temperaturu je pozitivna (> 0), tema je ln Kp i Kp su rastuće funkcije temperature, tj. u skladu sa zakonom djelovanja mase, s povećanjem temperature, ravnoteža se pomjera prema pravoj liniji (endotermna reakcija). Međutim, treba imati na umu da se brzina i izotermnih i endotermnih procesa povećava s povećanjem temperature, a smanjuje s padom, ali promjena brzina nije ista s promjenom temperature, stoga je variranjem temperature moguće da se ravnoteža pomeri u datom pravcu. Pomak u ravnoteži može biti uzrokovan promjenom koncentracije jedne od komponenti: dodavanjem tvari u ravnotežni sistem ili uklanjanjem iz sistema.
Prema Le Chatelierovom principu, kada se promijeni koncentracija jednog od učesnika u reakciji, ravnoteža se pomjera prema kompenzatorskoj promjeni, tj. s povećanjem koncentracije jedne od polaznih tvari - s desne strane, a s povećanjem koncentracije jednog od produkta reakcije - s lijeve strane. Ako plinovite tvari sudjeluju u reverzibilnoj reakciji, tada se pri promjeni tlaka sve njihove koncentracije mijenjaju podjednako i istovremeno. Brzine procesa se takođe menjaju, a samim tim može doći i do promene hemijske ravnoteže. Tako, na primjer, s povećanjem tlaka (u poređenju sa ravnotežom) u sistemu CaCO 3 (K) CO (c) + CO 2 (g), brzina obrnute reakcije se povećava = što će dovesti do pomaka u ravnoteža na lijevoj strani. Kada se pritisak na isti sistem smanji, brzina obrnute reakcije se smanjuje, a ravnoteža se pomiče na desnu stranu. Sa povećanjem pritiska na sistem 2HCl H 2 +Cl 2, koji je u ravnoteži, ravnoteža se neće pomeriti, jer obje brzine i povećavat će se podjednako.
Za sistem 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O (g), povećanje pritiska će povećati brzinu direktne reakcije i pomeriti ravnotežu udesno.
I tako, u skladu sa Le Chatelierovim principom, sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera ka stvaranju manjeg broja molova gasovitih materija u gasnoj mešavini i, shodno tome, ka smanjenju pritiska u sistemu.
I obrnuto, vanjskim djelovanjem koje uzrokuje smanjenje tlaka, ravnoteža se pomiče ka stvaranju većeg broja molova plinovitih tvari, što će uzrokovati povećanje tlaka u sistemu i suprotstaviti se nastalom efektu.
Le Chatelierov princip je od velike praktične važnosti. Na osnovu toga moguće je odabrati takve uvjete za provedbu kemijske interakcije koji će osigurati maksimalan prinos produkta reakcije.