اگر سیستمی در حالت تعادل باشد، تا زمانی که شرایط خارجی ثابت بماند، در آن باقی خواهد ماند. اگر شرایط تغییر کند، سیستم از تعادل خارج می شود - نرخ فرآیندهای رو به جلو و معکوس به طور نابرابر تغییر می کند - واکنشی رخ می دهد. مهمترین موارد عدم تعادل ناشی از تغییر در غلظت هر یک از مواد دخیل در تعادل، فشار یا دما است.
بیایید هر یک از این موارد را در نظر بگیریم.
اختلال در تعادل به دلیل تغییر در غلظت هر یک از مواد شرکت کننده در واکنش. بگذارید هیدروژن، هیدروژن یدید و بخار ید در دما و فشار معینی با یکدیگر در تعادل باشند. اجازه دهید مقدار اضافی هیدروژن را به سیستم وارد کنیم. طبق قانون عمل جرم، افزایش غلظت هیدروژن منجر به افزایش سرعت واکنش رو به جلو - واکنش سنتز HI می شود، در حالی که سرعت واکنش معکوس تغییر نخواهد کرد. واکنش اکنون در جهت رو به جلو سریعتر از جهت معکوس انجام می شود. در نتیجه غلظت هیدروژن و بخار ید کاهش می یابد که باعث کند شدن واکنش رو به جلو می شود و غلظت HI افزایش می یابد که باعث تسریع واکنش معکوس می شود. پس از مدتی، سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس دوباره برابر می شود و تعادل جدیدی برقرار می شود. اما در عین حال، غلظت HI اکنون بیشتر از قبل از افزودن خواهد بود و غلظت کمتر خواهد بود.
فرآیند تغییر غلظت ناشی از عدم تعادل را جابجایی یا تغییر تعادل می نامند. اگر در همان زمان غلظت مواد در سمت راست معادله افزایش یابد (و البته در همان زمان غلظت مواد در سمت چپ کاهش یابد) آنگاه می گویند که تعادل تغییر می کند. به سمت راست، یعنی در جهت واکنش مستقیم؛ هنگامی که غلظت ها در جهت مخالف تغییر می کنند، آنها از تغییر تعادل به سمت چپ - در جهت واکنش معکوس صحبت می کنند. در مثال در نظر گرفته شده، تعادل به سمت راست تغییر کرده است. در همان زمان، ماده ای که افزایش غلظت آن باعث عدم تعادل شد، وارد واکنش شد - غلظت آن کاهش یافت.
بنابراین، با افزایش غلظت هر یک از مواد شرکت کننده در تعادل، تعادل به سمت مصرف این ماده تغییر می کند. هنگامی که غلظت هر ماده ای کاهش می یابد، تعادل به سمت تشکیل این ماده تغییر می کند.
اختلال در تعادل در اثر تغییرات فشار (با کاهش یا افزایش حجم سیستم). هنگامی که گازها در یک واکنش درگیر می شوند، تعادل ممکن است با تغییر حجم سیستم مختل شود.
تأثیر فشار بر واکنش بین مونوکسید نیتروژن و اکسیژن را در نظر بگیرید:
بگذارید مخلوطی از گازها در دما و فشار معینی در تعادل شیمیایی باشد. بدون تغییر دما، فشار را افزایش می دهیم تا حجم سیستم 2 برابر کاهش یابد. در لحظه اول، فشار جزئی و غلظت همه گازها دو برابر می شود، اما در همان زمان نسبت بین سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس تغییر می کند - تعادل مختل می شود.
در واقع قبل از افزایش فشار، غلظت گاز دارای مقادیر تعادلی بوده و سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس یکسان بوده و با معادلات تعیین می شود:
در اولین لحظه پس از فشرده سازی، غلظت گاز نسبت به مقادیر اولیه خود دو برابر می شود و به ترتیب برابر و برابر می شود. در این حالت، نرخ واکنش های رو به جلو و معکوس توسط معادلات تعیین می شود:
بنابراین، در نتیجه افزایش فشار، سرعت واکنش رو به جلو 8 برابر و واکنش معکوس تنها 4 برابر افزایش یافت. تعادل در سیستم مختل خواهد شد - واکنش رو به جلو بر واکنش معکوس غالب خواهد شد. پس از مساوی شدن سرعت ها، دوباره تعادل برقرار می شود، اما کمیت در سیستم افزایش می یابد و تعادل به سمت راست تغییر می کند.
به راحتی می توان دریافت که تغییر نابرابر در سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس به این دلیل است که در سمت چپ و راست معادله واکنش مورد بررسی تعداد مولکول های گاز متفاوت است: یک مولکول اکسیژن و دو مولکول مونوکسید نیتروژن (در مجموع سه مولکول گاز) به دو مولکول گاز - دی اکسید نیتروژن تبدیل می شوند. فشار یک گاز نتیجه برخورد مولکول های آن به دیواره های ظرف است. در صورت مساوی بودن سایر موارد، هر چه تعداد مولکول های موجود در حجم معینی از گاز بیشتر باشد، فشار گاز بیشتر می شود. بنابراین واکنشی که با افزایش تعداد مولکول های گاز اتفاق می افتد منجر به افزایش فشار و واکنشی که با کاهش تعداد مولکول های گاز رخ می دهد منجر به کاهش فشار می شود.
با در نظر گرفتن این موضوع، نتیجه گیری در مورد تأثیر فشار بر تعادل شیمیایی را می توان به صورت زیر فرموله کرد:
هنگامی که فشار با فشرده سازی سیستم افزایش می یابد، تعادل به سمت کاهش تعداد مولکول های گاز، یعنی به سمت کاهش فشار، تغییر می کند؛ زمانی که فشار کاهش می یابد، تعادل به سمت افزایش تعداد مولکول های گاز، یعنی به سمت یک کاهش می یابد. افزایش فشار
در صورتی که واکنش بدون تغییر تعداد مولکول های گاز ادامه یابد، تعادل در هنگام فشرده سازی یا انبساط سیستم به هم نمی خورد. مثلا در سیستم
هنگام تغییر حجم، تعادل مختل نمی شود. خروجی HI مستقل از فشار است.
عدم تعادل در اثر تغییرات دما تعادل اکثر واکنش های شیمیایی با تغییرات دما تغییر می کند. عاملی که جهت تغییر تعادل را تعیین می کند، علامت اثر حرارتی واکنش است. می توان نشان داد که وقتی دما افزایش می یابد، تعادل در جهت واکنش گرماگیر و هنگامی که کاهش می یابد در جهت واکنش گرمازا تغییر می کند.
بنابراین، سنتز آمونیاک یک واکنش گرمازا است
بنابراین، با افزایش دما، تعادل در سیستم به سمت چپ تغییر می کند - به سمت تجزیه آمونیاک، زیرا این فرآیند با جذب گرما اتفاق می افتد.
برعکس، سنتز اکسید نیتریک (II) یک واکنش گرماگیر است:
بنابراین، با افزایش دما، تعادل در سیستم به سمت راست - به سمت شکل گیری تغییر می کند.
الگوهایی که در نمونه های در نظر گرفته شده از اختلالات تعادل شیمیایی ظاهر می شوند، موارد خاصی از اصل کلی هستند که تأثیر عوامل مختلف را بر سیستم های تعادلی تعیین می کنند. این اصل که به عنوان اصل Le Chatelier شناخته می شود، هنگامی که در مورد تعادل های شیمیایی اعمال می شود، می تواند به صورت زیر فرموله شود:
اگر هر گونه تأثیری بر سیستمی که در حالت تعادل است وارد شود، در نتیجه فرآیندهای رخ داده در آن، تعادل به گونه‌ای تغییر می‌کند که تأثیر کاهش می‌یابد.
در واقع، هنگامی که یکی از مواد شرکت کننده در واکنش به سیستم وارد می شود، تعادل به سمت مصرف این ماده تغییر می کند. هنگامی که فشار افزایش می یابد، تغییر می کند به طوری که فشار در سیستم کاهش می یابد؛ زمانی که دما افزایش می یابد، تعادل به سمت واکنش گرماگیر تغییر می کند - دمای سیستم کاهش می یابد.
اصل Le Chatelier نه تنها در مورد مواد شیمیایی، بلکه در مورد تعادل‌های فیزیکوشیمیایی مختلف نیز صدق می‌کند. تغییر در تعادل زمانی که شرایط فرآیندهایی مانند جوشش، تبلور و انحلال مطابق با اصل لو شاتلیه تغییر می کند.
تمام واکنش های شیمیایی، در اصل، برگشت پذیر هستند.
این بدان معنی است که هم برهمکنش معرف ها و هم برهمکنش محصولات در مخلوط واکنش رخ می دهد. از این نظر، تمایز بین واکنش دهنده ها و محصولات مشروط است. جهت یک واکنش شیمیایی با شرایط هدایت آن (دما، فشار، غلظت مواد) تعیین می شود.
بسیاری از واکنش‌ها یک جهت ترجیحی دارند و شرایط شدید برای وقوع چنین واکنش‌هایی در جهت مخالف لازم است. در چنین واکنش هایی، تبدیل تقریباً کامل واکنش دهنده ها به محصولات رخ می دهد.مثال. آهن و گوگرد وقتی به طور متوسط گرم می شوند، با یکدیگر واکنش می دهند و سولفید آهن (II) تشکیل می دهند؛ FeS در چنین شرایطی پایدار است و عملاً به آهن و گوگرد تجزیه نمی شود:
در 200 اتمسفر و 400 درجه سانتیگراد، حداکثر محتوای NH3 در مخلوط واکنش، برابر با 36٪ (از نظر حجم) به دست می آید. با افزایش بیشتر دما، به دلیل افزایش وقوع واکنش معکوس، کسر حجمی آمونیاک در مخلوط کاهش می یابد.
واکنش های رو به جلو و معکوس به طور همزمان در جهت مخالف رخ می دهد.
در تمام واکنش‌های برگشت‌پذیر، سرعت واکنش رو به جلو کاهش می‌یابد و سرعت واکنش معکوس افزایش می‌یابد تا زمانی که هر دو سرعت برابر شوند و تعادل برقرار شود.
در حالت تعادل، سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس برابر می شود.
اصل LE CHATELIER. تغییر تعادل شیمیایی.
موقعیت تعادل شیمیایی به پارامترهای واکنش زیر بستگی دارد: دما، فشار و غلظت. تأثیر این عوامل بر یک واکنش شیمیایی تابع الگویی است که در سال 1884 توسط دانشمند فرانسوی Le Chatelier به طور کلی بیان شد. فرمول مدرن اصل Le Chatelier به شرح زیر است:
1. اثر دما. در هر واکنش برگشت پذیر، یکی از جهت ها مربوط به فرآیند گرمازا و دیگری مربوط به فرآیند گرماگیر است.
2. اثر فشار. در تمام واکنش های شامل مواد گازی، همراه با تغییر حجم به دلیل تغییر در مقدار ماده در طول انتقال از مواد اولیه به محصولات، موقعیت تعادل تحت تأثیر فشار در سیستم قرار می گیرد.
تأثیر فشار بر موقعیت تعادل از قوانین زیر پیروی می کند:بنابراین، در طول انتقال از مواد اولیه به محصولات، حجم گازها به نصف کاهش یافت. این بدان معنی است که با افزایش فشار، تعادل به سمت تشکیل NH3 تغییر می‌کند، همانطور که داده‌های زیر برای واکنش سنتز آمونیاک در دمای 400 درجه سانتیگراد نشان می‌دهند:
3. اثر تمرکز. تأثیر غلظت بر وضعیت تعادل تابع قوانین زیر است:
مفهوم تعادل شیمیایی
حالت تعادل حالتی از یک سیستم در نظر گرفته می شود که بدون تغییر باقی می ماند و این حالت توسط هیچ نیروی خارجی ایجاد نمی شود. حالت سیستمی از مواد واکنش دهنده که در آن سرعت واکنش رو به جلو با سرعت واکنش معکوس برابر می شود نامیده می شود. تعادل شیمیایی. این تعادل نیز نامیده می شود سیارمتر یا پویاتعادل
علائم تعادل شیمیایی
1. وضعیت سیستم با حفظ شرایط خارجی در طول زمان بدون تغییر باقی می ماند.
2. تعادل پویا است، یعنی در اثر وقوع واکنش های رو به جلو و معکوس با سرعت های یکسان ایجاد می شود.
3. هر گونه تأثیر خارجی باعث تغییر در تعادل سیستم می شود. اگر نفوذ خارجی حذف شود، سیستم به حالت اولیه خود باز می گردد.
4. حالت تعادل را می توان از دو طرف - هم از طرف مواد اولیه و هم از طرف محصولات واکنش - نزدیک کرد.
5. در حالت تعادل، انرژی گیبس به حداقل مقدار خود می رسد.
اصل لو شاتلیه
تأثیر تغییرات در شرایط خارجی بر موقعیت تعادل تعیین می شود اصل لو شاتلیه (اصل تعادل متحرک): اگر هر گونه تأثیر خارجی بر سیستمی در حالت تعادل اعمال شود، آنگاه در سیستم آن جهت از فرآیند که تأثیر این تأثیر را تضعیف می کند، تقویت می شود و موقعیت تعادل در همان جهت تغییر می کند.
اصل Le Chatelier نه تنها در مورد فرآیندهای شیمیایی، بلکه در مورد فرآیندهای فیزیکی مانند جوشاندن، کریستالیزاسیون، انحلال و غیره نیز صدق می کند.
اجازه دهید با استفاده از مثال واکنش اکسیداسیون NO، تأثیر عوامل مختلف بر تعادل شیمیایی را در نظر بگیریم:
2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) ; H o 298 = - 113.4 کیلوژول بر مول.
تأثیر دما بر تعادل شیمیایی
با افزایش دما، تعادل به سمت واکنش گرماگیر و با کاهش دما به سمت واکنش گرمازا تغییر می کند.
درجه تغییر تعادل با قدر مطلق اثر حرارتی تعیین می شود: هر چه قدر مطلق آنتالپی واکنش بیشتر باشد. H، تأثیر دما بر حالت تعادل بیشتر است.
در واکنش مورد بررسی برای سنتز اکسید نیتریک (IV ) افزایش دما باعث تغییر تعادل به سمت مواد اولیه می شود.
تأثیر فشار بر تعادل شیمیایی
فشرده سازی تعادل را در جهت فرآیندی تغییر می دهد که با کاهش حجم مواد گازی همراه است و کاهش فشار باعث تغییر تعادل در جهت مخالف می شود. در مثال مورد بررسی، سه جلد در سمت چپ معادله و دو جلد در سمت راست وجود دارد. از آنجایی که افزایش فشار به نفع فرآیندی است که با کاهش حجم اتفاق می افتد، پس با افزایش فشار، تعادل به سمت راست تغییر می کند، یعنی. به سمت محصول واکنش - NO 2 . کاهش فشار باعث تغییر تعادل در جهت مخالف می شود. لازم به ذکر است که اگر در معادله یک واکنش برگشت پذیر تعداد مولکول های مواد گازی در سمت راست و چپ برابر باشد، تغییر فشار بر وضعیت تعادل تأثیر نمی گذارد.
اثر غلظت بر تعادل شیمیایی
برای واکنش مورد بررسی، وارد کردن مقادیر اضافی NO یا O 2 به سیستم تعادل باعث تغییر تعادل در جهتی می شود که غلظت این مواد کاهش می یابد، بنابراین، تغییر تعادل به سمت تشکیل ایجاد می شود. NO 2 . افزایش تمرکز NO 2 تعادل را به سمت مواد اولیه تغییر می دهد.
کاتالیزور به طور یکسان واکنش های رو به جلو و معکوس را تسریع می کند و بنابراین تغییر در تعادل شیمیایی را تحت تأثیر قرار نمی دهد.
هنگامی که به یک سیستم تعادلی (در P = const ) گاز بی اثر، غلظت معرف ها (فشار جزئی) کاهش می یابد. از آنجایی که فرآیند اکسیداسیون در حال بررسی استنه با کاهش حجم همراه می شود، سپس هنگام اضافه کردن
ثابت تعادل شیمیایی
برای یک واکنش شیمیایی:
2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (گرم)
ثابت واکنش شیمیایی Kc نسبت است:
(12.1)
در این معادله، در براکت‌های مربع، غلظت‌های مواد واکنش‌دهنده وجود دارد که در تعادل شیمیایی برقرار می‌شوند، یعنی. غلظت تعادلی مواد
ثابت تعادل شیمیایی با تغییر انرژی گیبس با معادله زیر مرتبط است:
G T o = – RTlnK . (12.2).
نمونه هایی از حل مسئله
در دمای معین، غلظت تعادل در سیستم 2CO (g) + O 2 (g) 2CO 2 (گرم) بود: = 0.2 mol/l، = 0.32 mol/l، = 0.16 mol/l. ثابت تعادل در این دما و غلظت اولیه CO و O را تعیین کنید 2 ، اگر مخلوط اصلی حاوی CO نبود 2 .
.
2CO (g) + O 2 (g) 2CO 2 (د).
در خط دوم، "proreact" به غلظت مواد اولیه واکنش داده شده و غلظت CO 2 حاصل اشاره دارد. ، و، با اولیه = با واکنش + با مساوی .
با استفاده از داده های مرجع، ثابت تعادل فرآیند را محاسبه کنید3 H 2 (G) + N 2 (G) 2 NH 3 (G) در 298 K.
G 298 o = 2·( - 16.71) kJ = -33.42 10 3 J.
G T o = - RTlnK.
lnK = 33.42 10 3 / (8.314 × 298) = 13.489. K = 7.21× 10 5.
غلظت تعادلی HI در سیستم را تعیین کنیداچ 2 (g) + I 2 (g) 2HI (G) ،
اگر در دمای معین ثابت تعادل 4 باشد و غلظت اولیه H 2، I 2 و HI به ترتیب برابر با 1، 2 و 0 mol/l هستند.
راه حل. اجازه دهید x mol/l H2 در نقطه ای از زمان واکنش نشان دهد.
.
با حل این معادله، x = 0.67 به دست می آید.
این بدان معنی است که غلظت تعادل HI 2 × 0.67 = 1.34 mol / L است.
با استفاده از داده های مرجع، دمایی را که در آن ثابت تعادل فرآیند است تعیین کنید: H 2 (g) + HCOH (د) CH3OH (د) برابر 1 می شود. فرض کنید که H o T » H o 298 و S o T "اس o 298.اگر K = 1، آنگاه G o T = - RTlnK = 0;
بدست آورد » N حدود 298 - T D S o 298 . سپس ؛
N حدود 298 = -202 - (- 115.9) = -86.1 کیلوژول = - 86.1× 10 3 J;
اس o 298 = 239.7 - 218.7 - 130.52 = -109.52 J/K;
به.
راه حل. اجازه دهید x mol/l SO 2 در یک نقطه از زمان واکنش نشان دهد.
بنابراین 2 (G) + Cl 2 (G) SO 2 Cl 2 (G)
سپس دریافت می کنیم:
.
با حل این معادله، دریافتیم: x 1 = 3 و x 2 = 1.25. اما x 1 = 3 شرایط مسئله را برآورده نمی کند.
بنابراین، = 1.25 + 1 = 2.25 mol/l.
مشکلاتی که باید به طور مستقل حل شوند
12.1. در کدام یک از واکنش های زیر افزایش فشار تعادل را به سمت راست تغییر می دهد؟ پاسخ را توجیه کنید.
1) 2 NH 3 (g) 3 H 2 (g) + N 2 (گرم)
2) ZnCO 3 (k) ZnO (k) + CO 2 (گرم)
3) 2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (w)
4) CO 2 (g) + C (گرافیت) 2CO (گرم)
12.2.در یک دمای معین، غلظت تعادل در سیستم
2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (گرم)
بودند: = 0.3 mol/l، = 0.6 mol/l، = 0.6 mol/l. ثابت تعادل و غلظت اولیه HBr را تعیین کنید.
12.3.برای واکنش H 2 (g)+S (د) H 2 S (د) در دمای معین ثابت تعادل 2 است. غلظت تعادل H 2 را تعیین کنید و S، اگر غلظت اولیه H 2، S و H 2 S به ترتیب برابر با 2، 3 و 0 mol/l هستند.
تعادل شیمیایی- حالت سیستم زمانی که واکنش مستقیم و معکوس دارای سرعت یکسانی هستند. در طی فرآیند با کاهش مواد اولیه، سرعت ماده شیمیایی مستقیم. واکنش کاهش می یابد و سرعت واکنش معکوس با افزایش CHI افزایش می یابد. در مقطعی از زمان، سرعت شیمی رو به جلو و معکوس. واکنش ها برابر هستند وضعیت سیستم تا زمانی که عوامل خارجی (P, T, c) عمل نکنند تغییر نمی کند.از نظر کمی، حالت تعادل با استفاده از ثابت تعادل مشخص می شود. ثابت تعادل - ثابت , منعکس کننده نسبت غلظت اجزای یک واکنش برگشت پذیر در حالت تعادل شیمیایی. (فقط به C بستگی دارد) برای هر کدام، شیمی را برعکس می کنیم. به نظر می رسد که واکنش ها در شرایط خاص مشخص کننده حدی است که ماده شیمیایی به آن می رسد. واکنش. .K=.اگر (تغلیظ ref) - بدون واکنش؛ اگر تعادل به سمت راست تغییر کند - ادامه نمی یابد. ثابت تعادل با تغییر غلظت واکنش دهنده ها مقدار خود را تغییر نمی دهد. واقعیت این است که تغییر در غلظت تنها منجر به تغییر در ترکیب شیمیایی می شود. تعادل در یک جهت یا جهت دیگر در این حالت، یک حالت تعادل جدید در همان ثابت برقرار می شود . تعادل واقعیمی تواند با عمل هر عاملی به یک طرف یا طرف دیگر منتقل شود. اما زمانی که این عوامل لغو شوند، سیستم به حالت اولیه خود باز می گردد. نادرست- وضعیت سیستم در طول زمان بدون تغییر است، اما هنگامی که شرایط خارجی تغییر می کند، یک فرآیند برگشت ناپذیر در سیستم رخ می دهد (در تاریکی، H 2 + Cl 2 وجود دارد، زمانی که روشن می شود، HCl تشکیل می شود. هنگامی که روشنایی متوقف می شود، H 2 و Cl 2 وجود دارد. تغییر در حداقل یکی از این عوامل منجر به تغییر در تعادل می شود. تأثیر عوامل مختلف بر وضعیت یک معادله شیمیایی به طور کیفی توسط اصل تغییر تعادل توسط Le Chatelier (1884) توصیف شده است: با هر گونه تأثیر خارجی بر روی سیستمی که در حالت تعادل شیمیایی است، فرآیندهایی در آن رخ می دهد که منجر به کاهش این تأثیر می شود.
ثابت تعادل
ثابت تعادل را نشان می دهدسرعت واکنش رو به جلو چند برابر بیشتر یا کمتر از سرعت واکنش معکوس است؟
ثابت تعادلنسبت حاصلضرب غلظت تعادل محصولات واکنش، گرفته شده به توان ضرایب استوکیومتری آنها، به حاصل ضرب غلظت تعادلی مواد اولیه، گرفته شده به توان ضرایب استوکیومتری آنها است.
مقدار ثابت تعادل به ماهیت واکنش دهنده ها و دما بستگی دارد و به غلظت در لحظه تعادل بستگی ندارد، زیرا نسبت آنها همیشه یک مقدار ثابت و از نظر عددی برابر با ثابت تعادل است. اگر یک واکنش همگن بین مواد موجود در محلول رخ دهد، ثابت تعادل را K C و اگر بین گازها، KR نشان می‌دهند.
که در آن Р С، Р D، Р А و Р В فشارهای تعادلی شرکت کنندگان در واکنش هستند.
با استفاده از معادله کلاپیرون - مندلیف می توان رابطه بین K P و K C را تعیین کرد.
بیایید صدا را به سمت راست منتقل کنیم
p = RT، یعنی p = CRT (6.9)
اجازه دهید معادله (6.9) را به (6.7) برای هر معرف جایگزین کرده و ساده کنیم.
,
(6.10)
که در آن Dn تغییر در تعداد مول های شرکت کننده در واکنش گازی است
Dn = (c + د) – (a + c) (6.11)
از این رو،
K P = K C (RT) Dn (6.12)
از رابطه (6.12) مشخص می شود که اگر تعداد مول های شرکت کننده گاز در واکنش تغییر نکند (Dn = 0) یا گازی در سیستم وجود نداشته باشد، KP = K C است.
لازم به ذکر است که در مورد فرآیند ناهمگن، غلظت فاز جامد یا مایع در سیستم در نظر گرفته نمی شود.
به عنوان مثال، ثابت تعادل برای واکنشی به شکل 2A + 3B = C + 4D، مشروط بر اینکه همه مواد گاز باشند و شکل داشته باشند.
و اگر D جامد است، پس
ثابت تعادل از نظر نظری و عملی اهمیت زیادی دارد. مقدار عددی ثابت تعادل به ما اجازه می دهد تا در مورد امکان عملی و عمق واکنش شیمیایی قضاوت کنیم.
10 4، پس واکنش برگشت ناپذیر است
تغییر تعادل اصل لو شاتلیه
اصل لو شاتلیه (1884): اگر سیستمی که در تعادل شیمیایی پایدار است از بیرون تحت تأثیر تغییر دما، فشار یا غلظت قرار گیرد، تعادل شیمیایی در جهتی تغییر می‌کند که اثر اثر کاهش می‌یابد.
لازم به ذکر است که کاتالیزور تعادل شیمیایی را تغییر نمی دهد، بلکه فقط شروع آن را تسریع می کند.
اجازه دهید تأثیر هر عامل را در تغییر تعادل شیمیایی برای یک واکنش کلی در نظر بگیریم:
aA + bB = cC + د D±Q.
تاثیر تغییرات تمرکزطبق اصل لو شاتلیه، افزایش غلظت یکی از اجزای یک واکنش شیمیایی تعادلی منجر به تغییر تعادل به سمت تشدید واکنشی می شود که در آن پردازش شیمیایی این جزء اتفاق می افتد. برعکس، کاهش غلظت یکی از اجزاء منجر به تغییر در تعادل به سمت تشکیل این جزء می شود.
بنابراین، افزایش غلظت ماده A یا B باعث تغییر تعادل در جهت جلو می شود. افزایش غلظت ماده C یا D تعادل را در جهت مخالف تغییر می دهد. کاهش غلظت A یا B باعث تغییر تعادل در جهت مخالف می شود. کاهش غلظت ماده C یا D باعث تغییر تعادل در جهت جلو می شود. (به صورت شماتیک می توانید بنویسید: C A یا C B ®؛ C C یا C D ¬؛ ¯ C A یا C B ¬؛ ¯ C C یا C D ®).
اثر دما.قاعده کلی برای تعیین اثر دما بر تعادل دارای فرمول زیر است: افزایش دما باعث تغییر تعادل به سمت واکنش گرماگیر می شود (-Q). کاهش دما باعث تغییر در تعادل به سمت واکنش گرمازا می شود (+ Q).
واکنش هایی که بدون اثرات حرارتی رخ می دهند، تعادل شیمیایی را با تغییر دما تغییر نمی دهند. افزایش دما در این مورد تنها منجر به برقراری سریعتر تعادل می شود، که در یک سیستم معین بدون گرم کردن، اما در مدت زمان طولانی تر به دست می آمد.
بنابراین، در یک واکنش گرمازا (+ Q)، افزایش دما منجر به تغییر تعادل در جهت مخالف می شود و برعکس، در یک واکنش گرمازا (- Q)، افزایش دما منجر به تغییر در تعادل می شود. جهت رو به جلو، و کاهش دما در جهت مخالف. (به صورت شماتیک می توانیم بنویسیم: در +Q Т ¬؛ ¯Т ®؛ در -Q Т ®؛ ¯Т ¬).
اثر فشار.همانطور که تجربه نشان می دهد، فشار تنها بر جابجایی آن واکنش های تعادلی که در آن مواد گازی شرکت می کنند تأثیر قابل توجهی دارد و در عین حال، تغییر تعداد مول های شرکت کنندگان در واکنش گازی (Dn) برابر با صفر نیست. با افزایش فشار، تعادل به سمت واکنشی تغییر می کند که با تشکیل مول های کمتری از مواد گازی همراه است و با کاهش فشار به سمت تشکیل تعداد بیشتری مول از مواد گازی.
بنابراین، اگر Dn = 0 باشد، فشار بر جابجایی تعادل شیمیایی تأثیر نمی گذارد. اگر Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0، سپس افزایش فشار، تعادل را در جهت مخالف تغییر می دهد و کاهش فشار آن را به سمت واکنش رو به جلو تغییر می دهد. (به طور شماتیک می توانیم بنویسیم: در Dn = 0 P تأثیری ندارد؛ در Dn<0 Р®, ¯Р¬; при Dn >0 Р¬، ¯Р ®). اصل Le Chatelier برای هر دو سیستم همگن و ناهمگن قابل اجرا است و یک ویژگی کیفی از تغییر تعادل را ارائه می دهد.
تعادل شیمیایی، مربوط به برابری سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس ( = ) و حداقل مقدار انرژی گیبس (∆ G р, т = 0)، پایدارترین حالت سیستم در شرایط داده شده است و بدون تغییر باقی می ماند. تا زمانی که پارامترهایی که بر اساس آنها تعادل برقرار شده است.
هنگامی که شرایط تغییر می کند، تعادل مختل می شود و به سمت یک واکنش مستقیم یا معکوس تغییر می کند. تغییر در تعادل به این دلیل است که تأثیرات خارجی سرعت دو فرآیند متقابل را به درجات مختلف تغییر می دهد. پس از مدتی، سیستم دوباره به حالت تعادل می رسد، یعنی. از یک حالت تعادلی به حالت دیگر می گذرد. تعادل جدید با برابری جدید نرخ واکنش های رو به جلو و معکوس و غلظت تعادل جدید همه مواد در سیستم مشخص می شود.
جهت تغییر تعادل در حالت کلی با اصل لو شاتلیه تعیین می شود: اگر تأثیر خارجی بر سیستمی در حالت تعادل پایدار اعمال شود، آنگاه تعادل به سمت فرآیندی تغییر می کند که تأثیر تأثیر خارجی را تضعیف می کند.
تغییر در تعادل می تواند ناشی از تغییر دما یا غلظت (فشار) یکی از واکنش دهنده ها باشد.
دما پارامتری است که مقدار ثابت تعادل یک واکنش شیمیایی به آن بستگی دارد. مسئله جابجایی تعادل زمانی که دما بسته به شرایط استفاده از واکنش تغییر می کند با استفاده از معادله ایزوبار (90/1) حل می شود - =
1. برای یک فرآیند همدما ∆ r H 0 (t)< 0, в правой части выражения (1.90) R >0، T > 0، بنابراین اولین مشتق لگاریتم ثابت تعادل نسبت به دما منفی است.< 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. برای یک فرآیند گرماگیر ∆rH 0 (t) > 0، مشتق لگاریتم ثابت تعادل نسبت به دما مثبت است (> 0)، بنابراین ln Kp و Kp توابع افزایش دما هستند، یعنی. مطابق با قانون عمل جرم، با افزایش دما، تعادل به سمت مستقیم تغییر می کند (واکنش گرماگیر). با این حال، باید به یاد داشته باشیم که سرعت هر دو فرآیند همدما و گرماگیر با افزایش دما افزایش می‌یابد و با کاهش دما کاهش می‌یابد، اما تغییر سرعت در هنگام تغییر دما یکسان نیست، بنابراین با تغییر دما، تغییر می‌کند. امکان تغییر تعادل در جهت معین وجود دارد. تغییر در تعادل می تواند ناشی از تغییر در غلظت یکی از اجزا باشد: افزودن یک ماده به سیستم تعادل یا حذف آن از سیستم.
طبق اصل لو شاتلیه، هنگامی که غلظت یکی از شرکت کنندگان در واکنش تغییر می کند، تعادل در جهتی تغییر می کند که تغییر را جبران کند، یعنی. با افزایش غلظت یکی از مواد اولیه - به سمت راست، و با افزایش غلظت یکی از محصولات واکنش - به سمت چپ. اگر مواد گازی در یک واکنش برگشت پذیر شرکت کنند، آنگاه وقتی فشار تغییر می کند، تمام غلظت آنها به طور مساوی و همزمان تغییر می کند. سرعت فرآیندها نیز تغییر می کند و در نتیجه ممکن است تغییر در تعادل شیمیایی رخ دهد. بنابراین، برای مثال، با افزایش فشار (در مقایسه با تعادل) در سیستم CaCO 3 (K) CO (k) + CO 2 (g)، سرعت واکنش معکوس افزایش می یابد = که منجر به جابجایی می شود. تعادل به سمت چپ هنگامی که فشار روی همان سیستم کاهش می یابد، سرعت واکنش معکوس کاهش می یابد و تعادل به سمت راست تغییر می کند. هنگامی که فشار روی سیستم 2HCl H 2 + Cl 2 که در حالت تعادل است افزایش می یابد، تعادل تغییر نمی کند، زیرا هر دو سرعت به یک اندازه افزایش می یابد.
برای سیستم 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O (g)، افزایش فشار منجر به افزایش سرعت واکنش رو به جلو و تغییر تعادل به سمت راست می شود.
و بنابراین، مطابق با اصل Le Chatelier، با افزایش فشار، تعادل به سمت تشکیل مول های کمتری از مواد گازی در مخلوط گاز و در نتیجه به سمت کاهش فشار در سیستم تغییر می کند.
برعکس، با یک تأثیر خارجی که باعث کاهش فشار می شود، تعادل به سمت تشکیل مول های بیشتری از مواد گازی تغییر می کند که باعث افزایش فشار در سیستم می شود و اثر تولید شده را خنثی می کند.
اصل Le Chatelier از اهمیت عملی زیادی برخوردار است. بر این اساس، می توان چنین شرایطی را برای اجرای برهمکنش شیمیایی انتخاب کرد که حداکثر بازده محصولات واکنش را تضمین کند.