>> Chemia: Równowaga chemiczna i sposoby jej przesuwania W procesach odwracalnych szybkość reakcji bezpośredniej jest początkowo maksymalna, a następnie maleje ze względu na to, że zmniejsza się stężenie zużywanych substancji początkowych i powstawanie produktów reakcji. Przeciwnie, szybkość reakcji odwrotnej, która na początku jest 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 w momencie jej zajścia reakcja nie zatrzymuje się, jedynie stężenia składników pozostają niezmienione, czyli przez jednostkę czasu tworzy się taka sama ilość produktów reakcji, które zamieniają się w substancje wyjściowe. Przy stałej temperaturze i ciśnieniu równowaga reakcji odwracalnej może być utrzymywana w nieskończoność.
W produkcji najczęściej interesuje ich dominujący przepływ reakcji bezpośredniej. Na przykład przy produkcji amoniaku, tlenku siarki (VI). tlenek azotu (II). Jak wyprowadzić układ ze stanu równowagi? Jak wpływa na niego zmiana warunków zewnętrznych, w jakich zachodzi dany odwracalny proces chemiczny?
Treść lekcji podsumowanie lekcji rama wsparcia prezentacja lekcji metody akceleracyjne technologie interaktywne Ćwiczyć zadania i ćwiczenia samokontrola warsztaty, szkolenia, case'y, zadania zadania domowe dyskusja pytania retoryczne pytania uczniów Ilustracje pliki audio, wideo i multimedia fotografie, obrazy graficzne, tabele, schematy humor, anegdoty, dowcipy, komiksy, przypowieści, powiedzonka, krzyżówki, cytaty Dodatki streszczenia artykuły żetony dla dociekliwych ściągawki podręczniki podstawowy i dodatkowy słownik pojęć inne Udoskonalanie podręczników i lekcjipoprawianie błędów w podręczniku aktualizacja fragmentu podręcznika Elementy innowacji na lekcji zastępując przestarzałą wiedzę nową Tylko dla nauczycieli doskonałe lekcje plan kalendarza na rok zalecenia metodyczne programu dyskusji Zintegrowane LekcjeRównowaga chemiczna jest nieodłączna odwracalny reakcje i nie jest to typowe nieodwracalny reakcje chemiczne.
Często podczas realizacji procesu chemicznego początkowe reagenty całkowicie przechodzą do produktów reakcji. Na przykład:
Cu + 4HNO 3 \u003d 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 ulegają całkowitej przemianie w produkty, tj. reakcja przebiega do końca.
Ale większość reakcji chemicznych odwracalny, tj. prawdopodobny jest równoległy przebieg reakcji w kierunku do przodu i do tyłu. Innymi słowy, reagenty tylko częściowo przekształcają się w produkty, a układ reakcyjny będzie składał się zarówno z reagentów, jak i produktów. System w tym przypadku jest w stanie równowaga chemiczna.
W procesach odwracalnych początkowo reakcja bezpośrednia ma maksymalną szybkość, która stopniowo maleje w wyniku zmniejszania się ilości odczynników. Przeciwnie, reakcja odwrotna ma początkowo szybkość minimalną, która wzrasta w miarę gromadzenia się produktów. W końcu przychodzi moment, w którym szybkości obu reakcji zrównują się – układ dochodzi do stanu równowagi. Po osiągnięciu stanu równowagi stężenia składników pozostają niezmienione, ale reakcja chemiczna nie zatrzymuje się. To. Jest to stan dynamiczny (ruchomy). Dla przejrzystości przedstawiamy następujący rysunek:
Powiedzmy, że jest jakiś odwracalna reakcja chemiczna:
za ZA + b B = do do + re re
następnie, w oparciu o prawo akcji masowych, piszemy wyrażenia dla prostyυ 1 i odwracaćυ 2 reakcje:
υ1 = 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= k1 / 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 gdy zmienia się ilość jednej z substancji, zmieniają się także ilości innych składników.
Gdy zmieniają się warunki przebiegu procesu chemicznego, możliwe jest przesunięcie równowagi.
Czynniki wpływające na zmianę równowagi:
- zmiana stężeń reagentów lub produktów,
- zmiana ciśnienia,
- zmiana temperatury,
- wprowadzenie katalizatora do środowiska reakcji.
Zasada Le Chateliera
Wszystkie powyższe czynniki wpływają na zmianę równowagi chemicznej, której podlega Zasada Le Chateliera: jeśli zmienisz jeden z warunków, w których układ znajduje się w równowadze - stężenie, ciśnienie lub temperaturę - wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, która przeciwdziała tej zmianie. Te. równowaga ma tendencję do przesuwania się w kierunku, co prowadzi do zmniejszenia wpływu oddziaływania, które doprowadziło do naruszenia stanu równowagi.
Dlatego rozważymy 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) \u003d 2NH 3 (g)
Jeżeli 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 przyczyniłby się do zmniejszenia ilości wodór do swojej pierwotnej wartości, tj. w kierunku powstawania dodatkowej ilości amoniaku (w prawo). Jednocześnie nastąpi również zmniejszenie ilości 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 należy obniżyć poprzez rozkład jego części na azot i wodór.
Zmniejszenie stężenia jednego ze składników spowoduje przesunięcie stanu równowagi układu w stronę powstania tego składnika.
Wpływ zmiany ciśnienia ma to sens, jeśli w badanym procesie biorą udział składniki gazowe iw tym przypadku 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:
Ja 2 (g) + H 2 (g) \u003d 2HI (g)
Jeśli ciśnienie całkowite układu równowagi zostanie zwiększone poprzez zmniejszenie jego objętości, wówczas równowaga przesunie się w kierunku zmniejszającej się objętości. Te. w stronę malejącej liczby gaz w systemie. W reakcji:
N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 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 kierunku 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 dostarczone dodatkowe ciepło, wówczas równowaga przesunie się w kierunku absorpcji ciepła. Rozważać:
N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g) + 22 kcal
Jak więc widać, reakcja naprzód przebiega z uwolnieniem ciepła, a reakcja odwrotna z absorpcją. Wraz ze wzrostem temperatury równowaga tej reakcji przesuwa się w kierunku reakcji rozkładu amoniaku (w lewo), ponieważ jest i osłabia wpływ zewnętrzny - wzrost temperatury. Wręcz przeciwnie, chłodzenie prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku syntezy amoniaku (w prawo). reakcja jest egzotermiczna i odporna na chłodzenie.
Zatem wzrost temperatury sprzyja przesunięciu równowaga chemiczna w kierunku reakcji endotermicznej, a spadek temperatury w kierunku procesu egzotermicznego . Stałe równowagi wszystkich procesów egzotermicznych wraz ze wzrostem temperatury spada, a procesów endotermicznych - wzrasta.
Równowaga chemiczna odpowiadająca równości szybkości reakcji bezpośrednich i odwrotnych ( = ) oraz minimalnej wartości energii Gibbsa (∆ G р,т = 0) jest najbardziej stabilnym stanem układu w danych warunkach i pozostaje niezmieniona jako pod warunkiem utrzymania parametrów na stałym poziomie, na którym została ustalona równowaga.
Gdy warunki się zmieniają, równowaga zostaje zakłócona i przesunięta w kierunku reakcji bezpośredniej lub odwrotnej. Przesunięcie równowagi wynika z faktu, że wpływ zewnętrzny w różnym stopniu zmienia prędkość dwóch wzajemnie przeciwnych procesów. Po pewnym czasie układ ponownie osiąga równowagę, tj. przechodzi z jednego stanu równowagi do drugiego. Nowa równowaga charakteryzuje się nową równością szybkości reakcji do przodu i do tyłu oraz nowymi stężeniami równowagowymi wszystkich substancji w układzie.
Kierunek przesunięcia równowagi w ogólnym przypadku wyznacza zasada Le Chateliera: jeśli na układ znajdujący się w stanie równowagi zostanie wywierany wpływ zewnętrzny, to przesunięcie równowagi następuje w kierunku procesu, który osłabia działanie czynników zewnętrznych wpływ.
Przesunięcie równowagi może być spowodowane zmianą temperatury, stężenia (ciśnienia) jednego z odczynników.
Temperatura jest parametrem, od którego zależy wartość stałej równowagi reakcji chemicznej. Zagadnienie przesunięcia równowagi wraz ze zmianą temperatury, w zależności od warunków przeprowadzenia reakcji, rozwiązuje się za pomocą równania izobaru (1,90) - =
1. Dla procesu izotermicznego ∆ r H 0 (t)< 0, в правой части выражения (1.90) R >0, T > 0, stąd pierwsza pochodna logarytmu stałej równowagi po temperaturze jest ujemna< 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. Dla procesu endotermicznego ∆ r H 0 (t) > 0 pochodna logarytmu stałej równowagi po temperaturze jest dodatnia (> 0), tematem jest ln Kp i Kp są rosnącymi funkcjami temperatury, tj. zgodnie z prawem działania mas wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę linii prostej (reakcja endotermiczna). Należy jednak pamiętać, że szybkość procesów zarówno izotermicznych, jak i endotermicznych rośnie wraz ze wzrostem temperatury i maleje wraz ze spadkiem, ale zmiana szybkości nie jest taka sama wraz ze zmianą temperatury, dlatego też zmieniając temperaturę można przesunąć równowagę w określonym kierunku. Przesunięcie równowagi może być spowodowane zmianą stężenia jednego ze składników: dodaniem substancji do układu równowagi lub usunięciem z układu.
Zgodnie z zasadą Le Chateliera, gdy zmienia się stężenie jednego z uczestników reakcji, równowaga przesuwa się w stronę zmiany kompensującej, tj. wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych - w prawo, a wraz ze wzrostem stężenia jednego z produktów reakcji - w lewo. Jeśli substancje gazowe uczestniczą w odwracalnej reakcji, to gdy zmienia się ciśnienie, wszystkie ich stężenia zmieniają się jednakowo i jednocześnie. Zmieniają się także szybkości procesów, a w konsekwencji może nastąpić również przesunięcie równowagi chemicznej. Na przykład wraz ze wzrostem ciśnienia (w porównaniu do równowagi) w układzie CaCO 3 (K) CO (c) + CO 2 (g) szybkość reakcji odwrotnej wzrasta = co doprowadzi do przesunięcia równowaga po lewej stronie. Kiedy ciśnienie w tym samym układzie maleje, szybkość reakcji odwrotnej maleje, a równowaga przesuwa się w prawą stronę. Wraz ze wzrostem ciśnienia w układzie 2HCl H 2 +Cl 2, który jest w równowadze, równowaga nie ulegnie przesunięciu, ponieważ obu prędkościach i będzie wzrastać jednakowo.
Dla układu 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O (g) wzrost ciśnienia spowoduje zwiększenie szybkości reakcji bezpośredniej i przesunięcie równowagi w prawo.
I tak, zgodnie z zasadą Le Chateliera, wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku powstawania mniejszej liczby moli substancji gazowych w mieszaninie gazowej i co za tym idzie, w kierunku spadku ciśnienia w układzie.
I odwrotnie, przy działaniu zewnętrznym powodującym spadek ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku powstania większej liczby moli substancji gazowych, co spowoduje wzrost ciśnienia w układzie i będzie przeciwdziałać powstałemu efektowi.
Zasada Le Chateliera ma ogromne znaczenie praktyczne. Na jego podstawie można dobrać takie warunki realizacji oddziaływania chemicznego, które zapewnią maksymalną wydajność produktów reakcji.
Równowaga chemiczna- stan układu, gdy reakcje bezpośrednie i odwrotne mają tę samą prędkość. Podczas procesu ze spadkiem substancji wyjściowych prędkość bezpośredniej substancji chemicznej. reakcja maleje, a szybkość reakcji odwrotnej wzrasta wraz ze wzrostem CHI. W pewnym momencie t, prędkość ruchu do przodu i do tyłu chem. reakcje są równe. Stan układu nie zmienia się, dopóki nie zadziałają czynniki zewnętrzne (P, T, s). Stała równowagi - Stała , odzwierciedlający stosunek stężeń składników reakcji odwracalnej w stanie równowagi chemicznej. (zależy tylko od C).Dla każdej odwracalnej chemii. reakcje w stanie stężonym, jak gdyby, charakteryzuje granicę, do której chem. reakcja. .K = Jeśli (stężenie ref) - reakcja neobr, jeżeli równowaga przesunie się w prawo, to nie płynie. Stała równowagi wraz ze zmianą stężenia reagujących substancji nie zmienia swojej wartości. Faktem jest, że zmiana stężenia prowadzi jedynie do zmiany substancji chemicznej. równowagę w tym czy innym kierunku. W tym przypadku nowy stan równowagi ustala się przy tej samej stałej . Prawdziwa równowaga może zostać przesunięty w jedną lub drugą stronę pod wpływem działania dowolnych czynników. Ale kiedy działanie tych czynników zostanie anulowane, system powraca do pierwotnego stanu. FAŁSZ- stan układu pozostaje niezmienny w czasie, jednak gdy zmieniają się warunki zewnętrzne, w układzie zachodzi proces nieodwracalny (w ciemności istnieje H 2 + Cl 2, po oświetleniu próbka HCl. Gdy przestanie świecić, nie wrócimy) H 2 i Cl 2). Zmiana przynajmniej jednego z tych czynników prowadzi do przesunięcia równowagi. Wpływ różnych czynników na stan substancji chemicznych opisuje jakościowo zasada przesunięcia równowagi Le Chateliera (1884: Przy każdym oddziaływaniu zewnętrznym na układ będący w stanie równowagi chemicznej zachodzą w nim procesy, które prowadzą do zmniejszenia tego oddziaływania.
Stała równowagi
Pokazuje się stała równowagi ile razy szybkość reakcji w przód jest większa lub mniejsza od szybkości reakcji odwrotnej.
Stała równowagi jest stosunkiem iloczynu stężeń równowagowych produktów reakcji, do potęgi ich współczynników stechiometrycznych, do iloczynu stężeń równowagowych materiałów wyjściowych, do potęgi ich współczynników stechiometrycznych.
Wartość stałej równowagi zależy od charakteru reagujących substancji i temperatury, a nie zależy od stężenia w momencie równowagi, ponieważ ich stosunek jest zawsze wartością stałą, liczbowo równą stałej równowagi. Jeżeli między substancjami w roztworze zachodzi jednorodna reakcja, wówczas stałą równowagi oznacza się K C, a jeśli między gazami, to K P.
gdzie Р С, Р D , Р А i Р В są ciśnieniami równowagowymi uczestników reakcji.
Korzystając z równania Clapeyrona-Mendelejewa, można określić związek pomiędzy K P i K C
Przesuń głośność na prawą stronę
p = RT, tj. p = CRT (6,9)
Podstawiamy równanie (6.9) do (6.7) dla każdego odczynnika i upraszczamy
,
(6.10)
gdzie Dn jest zmianą liczby moli gazowych uczestników reakcji
Dn = (s + D) - (a + c) (6.11)
Stąd,
K P \u003d K C (RT) Dn (6,12)
Z równania (6.12) wynika, że K P = K C, jeśli liczba moli gazowych uczestników reakcji nie zmienia się (Dn = 0) lub w układzie nie ma gazów.
Należy zaznaczyć, że w przypadku procesu heterogenicznego nie bierze się pod uwagę stężenia fazy stałej lub ciekłej w układzie.
Na przykład stała równowagi dla reakcji w postaci 2A + 3B \u003d C + 4D, pod warunkiem, że wszystkie substancje są gazami i mają postać
i jeśli D jest stałe, to
Stała równowagi ma ogromne znaczenie teoretyczne i praktyczne. Wartość liczbowa stałej równowagi pozwala ocenić praktyczną możliwość i głębokość reakcji chemicznej.
10 4 , wówczas reakcja jest nieodwracalna
Zmiana równowagi. Zasada Le Chateliera.
Zasada Le Chateliera (1884): jeśli na układ znajdujący się w stabilnej równowadze chemicznej oddziałuje się z zewnątrz poprzez zmianę temperatury, ciśnienia lub stężenia, wówczas równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku, w którym zmniejsza się efekt wytworzonego efektu.
Należy zauważyć, że katalizator nie przesuwa równowagi chemicznej, a jedynie przyspiesza jej początek.
Rozważ wpływ każdego czynnika na przesunięcie równowagi chemicznej reakcji ogólnej:
aA + bB = cC + D D±Q.
Wpływ zmiany stężenia. Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost stężenia jednego ze składników równowagowej reakcji chemicznej prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku wzrostu reakcji, w której następuje obróbka chemiczna tego składnika. I odwrotnie, spadek stężenia jednego ze składników prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku powstania tego składnika.
Zatem wzrost stężenia substancji A lub B przesuwa równowagę w kierunku do przodu; wzrost stężenia substancji C lub D przesuwa równowagę w przeciwnym kierunku; spadek stężenia A lub B przesuwa równowagę w przeciwnym kierunku; spadek stężenia substancji C lub D przesuwa równowagę w kierunku do przodu. (Schematycznie możesz zapisać: CA lub C B ®; C C lub C D ¬; ¯ C A lub C B ¬; ¯ C C lub CD ®).
Wpływ temperatury. Ogólna zasada określająca wpływ temperatury na równowagę ma następujące sformułowanie: wzrost temperatury przyczynia się do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji endotermicznej (- Q); obniżenie temperatury przyczynia się do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji egzotermicznej (+ Q).
Reakcje przebiegające bez efektów termicznych nie powodują zmiany równowagi chemicznej wraz ze zmianą temperatury. Wzrost temperatury w tym przypadku prowadzi jedynie do szybszego ustalenia się równowagi, która w danym układzie zostałaby osiągnięta nawet bez ogrzewania, ale w dłuższym czasie.
Zatem w reakcji egzotermicznej (+ Q) wzrost temperatury prowadzi do przesunięcia równowagi w przeciwnym kierunku i odwrotnie, w reakcji endotermicznej (- Q) wzrost temperatury prowadzi do przesunięcia naprzód kierunku, a spadek temperatury w przeciwnym kierunku. (Schematycznie można zapisać: w +Q T ¬; ¯T ®; w -Q T ®; ¯T ¬).
Wpływ ciśnienia. Jak pokazuje doświadczenie, ciśnienie ma zauważalny wpływ na przesunięcie tylko tych reakcji równowagowych, w których uczestniczą substancje gazowe, i w tym przypadku zmiana liczby moli gazowych uczestników reakcji (Dn) nie jest równa zeru. Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku reakcji, której towarzyszy powstanie mniejszej liczby moli substancji gazowych, a wraz ze spadkiem ciśnienia w kierunku powstania większej liczby moli substancji gazowych.
Zatem, jeśli Dn = 0, to ciśnienie nie wpływa na przesunięcie równowagi chemicznej; jeśli Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, wówczas wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w przeciwnym kierunku, a spadek ciśnienia w kierunku reakcji bezpośredniej. (Schematycznie można to zapisać: przy Dn = 0 P nie wpływa; przy Dn<0 Р®, ¯Р¬; при Dn >0 Р ¬, ¯Р ®). Zasada Le Chateliera ma zastosowanie zarówno do układów jednorodnych, jak i heterogenicznych i daje jakościową charakterystykę przesunięcia równowagi.
Równowaga chemiczna zostaje zachowana tak długo, jak warunki, w jakich znajduje się układ, pozostają niezmienione. Zmieniające się warunki (stężenie substancji, temperatura, ciśnienie) powodują brak równowagi. Po pewnym czasie równowaga chemiczna zostaje przywrócona, ale w nowych, odmiennych od poprzednich warunkach. Takie przejście układu z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się przemieszczenie(przesunięcie) równowagi. Kierunek przemieszczenia podlega zasadzie Le Chateliera.
Wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga przesuwa się w kierunku większego zużycia tej substancji, a reakcja bezpośrednia wzrasta. Zmniejszenie stężenia substancji wyjściowych przesuwa równowagę w kierunku tworzenia tych substancji, ponieważ nasila się reakcja odwrotna. Wzrost temperatury przesuwa równowagę w kierunku reakcji endotermicznej, podczas gdy spadek temperatury przesuwa ją w stronę reakcji egzotermicznej. Wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku zmniejszania się ilości substancji gazowych, czyli w stronę mniejszych objętości zajmowanych przez te gazy. I odwrotnie, wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku rosnących ilości substancji gazowych, czyli w kierunku dużych objętości tworzonych przez gazy.
PRZYKŁAD 1.
Jak wzrost ciśnienia wpłynie na stan równowagi następujących odwracalnych reakcji gazowych:
a) SO 2 + C1 2 \u003d SO 2 CI 2;
b) H2 + Br2 \u003d 2HBr.
Rozwiązanie:
Stosujemy zasadę Le Chateliera, zgodnie z którą wzrost ciśnienia w pierwszym przypadku (a) przesuwa równowagę w prawo, w stronę mniejszej ilości substancji gazowych zajmujących mniejszą objętość, co osłabia zewnętrzny efekt zwiększonego ciśnienia. W drugiej reakcji (b) ilość substancji gazowych, zarówno początkowych, jak i produktów reakcji, jest równa, podobnie jak zajmowane przez nie objętości, zatem ciśnienie nie ma wpływu i równowaga nie jest zakłócona.
PRZYKŁAD 2.
W reakcji syntezy amoniaku (–Q) 3Н 2 + N 2 = 2NH 3 + Q reakcja bezpośrednia jest egzotermiczna, reakcja odwrotna jest endotermiczna. Jak należy zmienić stężenie reagentów, temperaturę i ciśnienie, aby zwiększyć wydajność amoniaku?
Rozwiązanie:
Aby przesunąć równowagę w prawo, należy:
a) zwiększyć stężenie H2 i N2;
b) obniżyć stężenie (usunięcie ze sfery reakcyjnej) NH3;
c) obniżyć temperaturę;
d) zwiększyć ciśnienie.
PRZYKŁAD 3.
Jednorodna reakcja oddziaływania chlorowodoru i tlenu jest odwracalna:
4HC1 + O 2 \u003d 2C1 2 + 2H 2 O + 116 kJ.
1. Jaki wpływ będzie miała równowaga układu:
a) wzrost ciśnienia;
b) wzrost temperatury;
c) wprowadzenie katalizatora?
Rozwiązanie:
a) Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost ciśnienia prowadzi do przesunięcia równowagi w stronę reakcji bezpośredniej.
b) Wzrost t° prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji odwrotnej.
c) Wprowadzenie katalizatora nie zmienia równowagi.
2. W jakim kierunku przesunie się równowaga chemiczna, jeśli stężenie reagentów zwiększy się dwukrotnie?
Rozwiązanie:
υ → = k → 0 2 0 2 ; υ 0 ← = k ← 0 2 0 2
Po zwiększeniu stężeń szybkość reakcji postępującej wynosiła:
υ → = k → 4 = 32 k → 0 4 0
to znaczy wzrosła 32-krotnie w porównaniu z prędkością początkową. Podobnie szybkość reakcji odwrotnej wzrasta 16 razy:
υ ← = k ← 2 2 = 16k ← [Н 2 O] 0 2 [С1 2 ] 0 2 .
Wzrost szybkości reakcji do przodu jest 2 razy większy niż wzrost szybkości reakcji odwrotnej: równowaga przesuwa się w prawo.
PRZYKŁAD 4
W w jakim kierunku przesunie się równowaga reakcji jednorodnej:
PCl 5 \u003d PC1 3 + Cl 2 + 92 KJ,
jeśli temperaturę podniesiemy o 30°C, wiedząc, że współczynnik temperaturowy reakcji przebiegającej w przód wynosi 2,5, a reakcji odwrotnej 3,2?
Rozwiązanie:
Ponieważ współczynniki temperaturowe reakcji przedniej i odwrotnej nie są równe, wzrost temperatury będzie miał różny wpływ na zmianę szybkości tych reakcji. Korzystając z reguły van't Hoffa (1.3), wyznaczamy szybkości reakcji do przodu i do tyłu, gdy temperatura wzrasta o 30 °C:
υ → (t 2) = υ → (t 1)=υ → (t 1)2,5 0,1 30 = 15,6υ → (t 1);
υ ← (t 2) = υ ← (t 1) = υ → (t 1)3,2 0,1 30 = 32,8υ ← (t 1)
Wzrost temperatury zwiększał szybkość reakcji w przód 15,6 razy, a reakcji odwrotnej 32,8 razy. W konsekwencji równowaga przesunie się w lewo, w stronę powstania PCl 5 .
PRZYKŁAD 5.
Jak zmienią się szybkości reakcji do przodu i do tyłu w izolowanym układzie C 2 H 4 + H 2 ⇄ C 2 H 6 i gdzie przesunie się równowaga, gdy objętość układu wzrośnie 3-krotnie?
Rozwiązanie:
Początkowe szybkości reakcji w przód i w tył są następujące:
υ 0 = k 0 0; υ 0 = k 0 .
Zwiększenie objętości układu powoduje zmniejszenie stężeń reagentów o 3 razy, stąd zmiana szybkości reakcji w przód i w tył będzie następująca:
υ 0 = k = 1/9υ 0
υ = k = 1/3υ 0
Spadek szybkości reakcji do przodu i do tyłu nie jest taki sam: szybkość reakcji odwrotnej jest 3 razy (1/3: 1/9 = 3) większa niż szybkość reakcji odwrotnej, więc równowaga przesunie się do w lewo, w stronę, gdzie układ zajmuje większą objętość, czyli w stronę tworzenia C 2 H 4 i H 2 .