1. Medzi všetkými známymi reakciami sa rozlišujú reverzibilné a ireverzibilné reakcie. Pri štúdiu iónomeničových reakcií boli uvedené podmienky, za ktorých prebiehajú až do konca. ().
Sú známe aj reakcie, ktoré za daných podmienok nekončia. Napríklad, keď sa oxid siričitý rozpustí vo vode, dôjde k reakcii: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Ale ukazuje sa, že vo vodnom roztoku môže vzniknúť len určité množstvo kyseliny sírovej. Je to spôsobené tým, že kyselina sírová je krehká a dochádza k reverznej reakcii, t.j. rozklad na oxid sírový a vodu. Preto táto reakcia nekončí, pretože dve reakcie prebiehajú súčasne - rovno(medzi oxidom sírovým a vodou) a obrátene(rozklad kyseliny sírovej). S02 + H20↔H2SO3.
Chemické reakcie prebiehajúce za daných podmienok vo vzájomne opačných smeroch sa nazývajú reverzibilné.
2. Keďže rýchlosť chemických reakcií závisí od koncentrácie reaktantov, potom najskôr rýchlosť priamej reakcie ( υ pr) musí byť maximum a rýchlosť spätná reakcia ( υ arr) sa rovná nule. Koncentrácia reaktantov sa časom znižuje a koncentrácia reakčných produktov sa zvyšuje. Preto sa rýchlosť priamej reakcie znižuje a rýchlosť spätnej reakcie sa zvyšuje. V určitom časovom bode sa rýchlosť doprednej a spätnej reakcie rovná:
Pri všetkých reverzibilných reakciách sa rýchlosť doprednej reakcie znižuje, rýchlosť spätnej reakcie sa zvyšuje, až kým sa obe rýchlosti nezrovnajú a nenastane rovnovážny stav:
υ pr =υ arr
Stav systému, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie, sa nazýva chemická rovnováha.
V stave chemickej rovnováhy zostáva kvantitatívny pomer medzi reagujúcimi látkami a reakčnými produktmi konštantný: koľko molekúl reakčného produktu sa vytvorí za jednotku času, toľko z nich sa rozloží. Stav chemickej rovnováhy sa však udržiava tak dlho, kým sa reakčné podmienky nezmenia: koncentrácia, teplota a tlak.
Kvantitatívne je opísaný stav chemickej rovnováhy zákon masovej akcie.
V rovnováhe je pomer súčinu koncentrácií reakčných produktov (v mocninách ich koeficientov) k súčinu koncentrácií reaktantov (aj v mocninách ich koeficientov) konštantnou hodnotou, nezávislou od počiatočných koncentrácií. látok v reakčnej zmesi.
Táto konštanta sa nazýva rovnovážna konštanta - k
Takže pre reakciu: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (D) + 92,4 kJ, rovnovážna konštanta je vyjadrená takto:
υ 1 =υ 2
υ 1 (priama reakcia) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , kde– rovnovážne molárne koncentrácie, = mol/l
υ 2 (opačná reakcia) = k 2 [ NH 3 ] 2
k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ NH 3 ] 2
Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – rovnovážna konštanta.
Chemická rovnováha závisí od koncentrácie, tlaku, teploty.
Princípurčuje smer rovnovážneho miešania:
Ak na systém, ktorý je v rovnováhe, pôsobil vonkajší vplyv, potom sa rovnováha v systéme posunie opačným smerom ako tento vplyv.
1) Vplyv koncentrácie - ak sa zvýši koncentrácia východiskových látok, potom sa rovnováha posunie smerom k tvorbe produktov reakcie.
Napríklad,Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3
Keď sa do reakčnej zmesi pridá napr dusíka, t.j. koncentrácia činidla sa zvyšuje, menovateľ vo výraze pre K sa zvyšuje, ale keďže K je konštanta, musí sa zvýšiť aj čitateľ, aby bola splnená táto podmienka. Množstvo reakčného produktu sa teda v reakčnej zmesi zvyšuje. V tomto prípade hovoríme o posune chemickej rovnováhy doprava, smerom k produktu.
Zvýšenie koncentrácie reaktantov (kvapalných alebo plynných) sa teda posúva smerom k produktom, t.j. smerom k priamej reakcii. Zvýšenie koncentrácie produktov (kvapalných alebo plynných) posúva rovnováhu smerom k reaktantom, t.j. smerom k zadnej reakcii.
Zmena hmotnosti tuhej látky nemení rovnovážnu polohu.
2) Vplyv teploty Zvýšenie teploty posúva rovnováhu smerom k endotermickej reakcii.
ale)N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (D) + 92,4 kJ (exotermická - uvoľnenie tepla)
Keď teplota stúpa, rovnováha sa posunie smerom k reakcii rozkladu amoniaku (←)
b)N 2 (D) +O 2 (G) ↔ 2NIE(G) - 180,8 kJ (endotermická - absorpcia tepla)
Keď teplota stúpa, rovnováha sa posunie v smere formovacej reakcie NIE (→)
3) Vplyv tlaku (len pre plynné látky) - so zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva smerom k útvarui látky zaberajú menej o poraziť.
N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (G)
1 V - N 2
3 V - H 2
2 V – NH 3
Keď tlak stúpa ( P): pred reakciou4 V plynné látky → po reakcii2 Vplynné látky, preto sa rovnováha posúva doprava ( → )
So zvýšením tlaku, napríklad o 2-krát, sa objem plynov zníži rovnakým počtomkrát, a preto sa koncentrácie všetkých plynných látok zvýšia dvakrát. Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3
V tomto prípade sa čitateľ výrazu pre K zvýši o 4 krát a menovateľ je 16 krát, t.j. rovnosť bude porušená. Na jej obnovenie sa musí zvýšiť koncentrácia amoniaka znížiť koncentráciu dusíkaAvodamilý. Rovnováha sa posunie doprava.
Takže keď sa tlak zvýši, rovnováha sa posunie smerom k zníženiu objemu a keď sa tlak zníži, posunie sa k zvýšeniu objemu.
Zmena tlaku nemá prakticky žiadny vplyv na objem pevných a kvapalných látok, t.j. nemení ich koncentráciu. V dôsledku toho je rovnováha reakcií, na ktorých sa nezúčastňujú plyny, prakticky nezávislá od tlaku.
! Látky, ktoré ovplyvňujú priebeh chemickej reakcie katalyzátory. Ale pri použití katalyzátora sa aktivačná energia priamych aj spätných reakcií znižuje o rovnakú hodnotu, a preto bilancia sa nemení.
Riešiť problémy:
č. 1 Počiatočné koncentrácie CO a O 2 pri reverzibilnej reakcii
2CO (g) + O2 (g) ↔ 2 CO2 (g)
Rovná sa 6 a 4 mol/l. Vypočítajte rovnovážnu konštantu, ak je koncentrácia CO 2 v momente rovnováhy 2 mol/L.
č. 2. Reakcia prebieha podľa rovnice
2S02 (g) + O2 (g) \u003d 2S03 (g) + Q
Uveďte, kam sa posunie rovnováha, ak
a) zvýšiť tlak
b) zvýšiť teplotu
c) zvýšiť koncentráciu kyslíka
d) zavedenie katalyzátora?
Chemická rovnováha a princípy jej vytesňovania (Le Chatelierov princíp)
Pri reverzibilných reakciách môže za určitých podmienok nastať stav chemickej rovnováhy. Toto je stav, v ktorom sa rýchlosť spätnej reakcie rovná rýchlosti priamej reakcie. Aby sa však rovnováha posunula jedným alebo druhým smerom, je potrebné zmeniť podmienky reakcie. Princíp posúvania rovnováhy je Le Chatelierovým princípom.
Základné ustanovenia:
1. Vonkajší vplyv na systém, ktorý je v rovnovážnom stave, vedie k posunu tejto rovnováhy v smere, v ktorom je oslabený účinok produkovaného nárazu.
2. So zvýšením koncentrácie niektorej z reagujúcich látok sa rovnováha posúva smerom k spotrebe tejto látky, s poklesom koncentrácie sa rovnováha posúva smerom k tvorbe tejto látky.
3. So zvyšovaním tlaku sa rovnováha posúva smerom k poklesu množstva plynných látok, teda k poklesu tlaku; pri znižovaní tlaku sa rovnováha posúva v smere zväčšujúcich sa množstiev plynných látok, teda v smere zvyšovania tlaku. Ak reakcia prebieha bez zmeny počtu molekúl plynných látok, potom tlak neovplyvňuje rovnovážnu polohu v tomto systéme.
4. So zvýšením teploty sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii, s poklesom teploty - k exotermickej reakcii.
Za princípy ďakujeme príručke „Začiatky chémie“ Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Popkov V.A.
USE priradenia pre chemická rovnováha(predtým A21)
Úloha číslo 1.
H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q
1. Natlakovanie
2. Nárast teploty
3. zníženie tlaku
vysvetlenie: na začiatok zvážte reakciu: všetky látky sú plyny a na pravej strane sú dve molekuly produktov a na ľavej strane je len jedna, reakcia je tiež endotermická (-Q). Zvážte preto zmenu tlaku a teploty. Potrebujeme, aby sa rovnováha posunula smerom k produktom reakcie. Ak zvýšime tlak, tak sa rovnováha posunie smerom k zníženiu objemu, teda k činidlám - to nám nevyhovuje. Ak zvýšime teplotu, potom sa rovnováha posunie smerom k endotermickej reakcii, v našom prípade k produktom, čo bolo potrebné. Správna odpoveď je 2.
Úloha číslo 2.
Chemická rovnováha v systéme
SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + N02(g) - Q
sa posunie smerom k tvorbe činidiel pri:
1. Zvýšenie koncentrácie NO
2. Zvyšovanie koncentrácie SO2
3. Nárast teploty
4. Zvyšovanie tlaku
vysvetlenie: všetky látky sú plyny, ale objemy na pravej a ľavej strane rovnice sú rovnaké, takže tlak neovplyvní rovnováhu v systéme. Zvážte zmenu teploty: ako teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii, práve k reaktantom. Správna odpoveď je 3.
Úloha číslo 3.
V systéme
2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q
posun rovnováhy doľava prispeje k
1. Zvýšenie tlaku
2. Zvýšenie koncentrácie N2O4
3. Zníženie teploty
4. Zavedenie katalyzátora
vysvetlenie: Venujme pozornosť skutočnosti, že objemy plynných látok v pravej a ľavej časti rovnice nie sú rovnaké, preto zmena tlaku ovplyvní rovnováhu v tomto systéme. Totiž so zvýšením tlaku sa rovnováha posúva smerom k poklesu množstva plynných látok, teda doprava. Nevyhovuje nám to. Reakcia je exotermická, preto zmena teploty ovplyvní aj rovnováhu systému. S poklesom teploty sa rovnováha posunie smerom k exotermickej reakcii, teda tiež doprava. So zvyšovaním koncentrácie N2O4 sa rovnováha posúva smerom k spotrebe tejto látky, teda doľava. Správna odpoveď je 2.
Úloha číslo 4.
V reakcii
2Fe(t) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(t) + 3H2(g) - Q
rovnováha sa posunie smerom k produktom reakcie
1. Natlakovanie
2. Pridanie katalyzátora
3. Prídavok železa
4. Pridanie vody
vysvetlenie: počet molekúl na pravej a ľavej strane je rovnaký, takže zmena tlaku neovplyvní rovnováhu v tomto systéme. Zvážte zvýšenie koncentrácie železa - rovnováha by sa mala posunúť smerom k spotrebe tejto látky, to znamená doprava (smerom k produktom reakcie). Správna odpoveď je 3.
Úloha číslo 5.
Chemická rovnováha
H2O(g) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q
sa posunie smerom k tvorbe produktov v prípade
1. Zvýšenie tlaku
2. Nárast teploty
3. Zvýšenie času procesu
4. Aplikácie katalyzátorov
vysvetlenie: zmena tlaku neovplyvní rovnováhu v danom systéme, pretože nie všetky látky sú plynné. So stúpajúcou teplotou sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii, teda doprava (v smere tvorby produktov). Správna odpoveď je 2.
Úloha číslo 6.
Keď sa tlak zvýši, chemická rovnováha sa posunie smerom k produktom v systéme:
1. CH4(g) + 3S(t) ↔ 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
vysvetlenie: zmena tlaku neovplyvňuje reakcie 1 a 4, preto nie všetky zapojené látky sú plynné, v rovnici 2 je počet molekúl na pravej a ľavej strane rovnaký, takže tlak neovplyvní. Zostáva rovnica 3. Skontrolujeme: so zvýšením tlaku by sa mala rovnováha posunúť smerom k zníženiu množstva plynných látok (4 molekuly vpravo, 2 molekuly vľavo), teda smerom k reakčným produktom. Správna odpoveď je 3.
Úloha číslo 7.
Neovplyvňuje posun rovnováhy
H2(g) + I2(g) ↔2HI(g) - Q
1. Natlakovanie a pridanie katalyzátora
2. Zvýšenie teploty a pridanie vodíka
3. Zníženie teploty a pridanie jódu
4. Pridávanie jódu a pridávanie vodíka
vysvetlenie: v pravej a ľavej časti sú množstvá plynných látok rovnaké, preto zmena tlaku neovplyvní rovnováhu v systéme a pridanie katalyzátora tiež neovplyvní, pretože akonáhle pridáme katalyzátor , priama reakcia sa zrýchli a potom sa okamžite obnoví spätný chod a rovnováha v systéme. Správna odpoveď je 1.
Úloha číslo 8.
Posunúť rovnováhu v reakcii doprava
2NO(g) + 02(g) ↔2N02(g); ∆H°<0
požadovaný
1. Zavedenie katalyzátora
2. Zníženie teploty
3. Zníženie tlaku
4. Znížená koncentrácia kyslíka
vysvetlenie: zníženie koncentrácie kyslíka povedie k posunu rovnováhy smerom k reaktantom (doľava). Pokles tlaku posunie rovnováhu v smere znižovania množstva plynných látok, teda doprava. Správna odpoveď je 3.
Úloha číslo 9.
Výťažok produktu pri exotermickej reakcii
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)
so súčasným zvýšením teploty a znížením tlaku
1. Zvýšiť
2. Znížiť
3. Nezmení sa
4. Najprv zvýšte, potom znížte
vysvetlenie: pri zvyšovaní teploty sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii, teda k produktom, a pri znižovaní tlaku sa rovnováha posúva smerom k zvyšovaniu množstva plynných látok, teda tiež doľava. Preto sa výťažok produktu zníži. Správna odpoveď je 2.
Úloha číslo 10.
Zvýšenie výťažku metanolu v reakcii
CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q
propaguje
1. Nárast teploty
2. Zavedenie katalyzátora
3. Zavedenie inhibítora
4. Zvýšenie tlaku
vysvetlenie: pri zvýšení tlaku sa rovnováha posunie smerom k endotermickej reakcii, teda k reaktantom. Zvýšenie tlaku posúva rovnováhu smerom k poklesu množstva plynných látok, teda k tvorbe metanolu. Správna odpoveď je 4.
Úlohy na nezávislé rozhodovanie (odpovede nižšie)
1. V systéme
CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g)+ Q
posun v chemickej rovnováhe smerom k produktom reakcie prispeje k
1. Znížte tlak
2. Zvyšovanie teploty
3. Zvýšenie koncentrácie oxidu uhoľnatého
4. Zvýšenie koncentrácie vodíka
2. V ktorom systéme sa so zvyšujúcim sa tlakom posúva rovnováha smerom k reakčným produktom
1. 2CO2(g) ↔ 2CO(g) + O2(g)
2. С2Н4 (g) ↔ С2Н2 (g) + Н2 (g)
3. PCl3(g) + Cl2(g) ↔ PCl5(g)
4. H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl(g)
3. Chemická rovnováha v systéme
2HBr(g) ↔H2(g) + Br2(g) - Q
sa posunie smerom k reakčným produktom at
1. Natlakovanie
2. Nárast teploty
3. zníženie tlaku
4. Použitie katalyzátora
4. Chemická rovnováha v systéme
C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + Q
sa posúva smerom k reakčným produktom at
1. Pridanie vody
2. Zníženie koncentrácie kyseliny octovej
3. Zvýšenie koncentrácie éteru
4. Pri odstraňovaní esteru
5. Chemická rovnováha v systéme
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
sa posúva smerom k tvorbe reakčného produktu at
1. Natlakovanie
2. Nárast teploty
3. zníženie tlaku
4. Aplikácia katalyzátora
6. Chemická rovnováha v systéme
CO2 (g) + C (tv) ↔ 2CO (g) - Q
sa posunie smerom k reakčným produktom at
1. Natlakovanie
2. Zníženie teploty
3. Zvyšovanie koncentrácie CO
4. Nárast teploty
7. Zmena tlaku neovplyvní stav chemickej rovnováhy v systéme
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 ktorom systéme sa so zvyšujúcim sa tlakom posunie chemická rovnováha smerom k východiskovým látkam?
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. Chemická rovnováha v systéme
C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) - Q
sa posunie smerom k reakčným produktom at
1. Nárast teploty
2. Zníženie teploty
3. Použitie katalyzátora
4. Zníženie koncentrácie butánu
10. O stave chemickej rovnováhy v sústave
H2(g) + 12(g) ↔2HI(g) -Q
neovplyvňuje
1. Zvýšenie tlaku
2. Zvýšenie koncentrácie jódu
3. Zvyšovanie teploty
4. Zníženie teploty
Úlohy na rok 2016
1. Stanovte zhodu medzi rovnicou chemickej reakcie a posunom chemickej rovnováhy so zvyšujúcim sa tlakom v systéme.
Reakčná rovnica Posun chemickej rovnováhy
A) N2 (g) + O2 (g) ↔ 2NO (g) - Q 1. Posun smerom k priamej reakcii
B) N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g) - Q 2. Posun smerom k obrátenej reakcii
C) CaCO3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO2 (g) - Q 3. Nedochádza k posunu rovnováhy
D) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q
2. Vytvorte súlad medzi vonkajšími vplyvmi na systém:
CO2 (g) + C (tv) ↔ 2CO (g) - Q
a posunutie chemickej rovnováhy.
A. Zvýšenie koncentrácie CO 1. Posun smerom k priamej reakcii
B. Pokles tlaku 3. Nedochádza k posunu v rovnováhe
3. Vytvorte súlad medzi vonkajšími vplyvmi na systém
HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q
Vonkajší vplyv Posun chemickej rovnováhy
A. Pridanie HCOOH 1. Posun smerom k priamej reakcii
B. Riedenie vodou 3. Nedochádza k posunu rovnováhy
D. Nárast teploty
4. Vytvorte súlad medzi vonkajšími vplyvmi na systém
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
a posun v chemickej rovnováhe.
Vonkajší vplyv Posun chemickej rovnováhy
A. Zníženie tlaku 1. Posun smerom k priamej reakcii
B. Zvyšovanie teploty 2. Posun smerom k reverznej reakcii
B. Zvýšenie teploty NO2 3. Nedochádza k posunu rovnováhy
D. Pridávanie O2
5. Vytvorte súlad medzi vonkajšími vplyvmi na systém
4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) + Q
a posun v chemickej rovnováhe.
Vonkajší vplyv Posun chemickej rovnováhy
A. Zníženie teploty 1. Posun smerom k priamej reakcii
B. Zvýšenie tlaku 2. Posun smerom k obrátenej reakcii
B. Zvýšenie koncentrácie v amoniaku 3. Nedochádza k posunu v rovnováhe
D. Odstránenie vodnej pary
6. Vytvorte súlad medzi vonkajšími vplyvmi na systém
W03(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H20(g) + Q
a posun v chemickej rovnováhe.
Vonkajší vplyv Posun chemickej rovnováhy
A. Zvýšenie teploty 1. Posun smerom k priamej reakcii
B. Zvýšenie tlaku 2. Posun smerom k obrátenej reakcii
B. Použitie katalyzátora 3. Nedochádza k žiadnemu posunu rovnováhy
D. Odstránenie vodnej pary
7. Vytvorte súlad medzi vonkajšími vplyvmi na systém
С4Н8(g) + Н2(g) ↔ С4Н10(g) + Q
a posun v chemickej rovnováhe.
Vonkajší vplyv Posun chemickej rovnováhy
A. Zvýšenie koncentrácie vodíka 1. Posun smerom k priamej reakcii
B. Zvýšenie teploty 2. Posun v smere reverznej reakcie
B. Zvýšenie tlaku 3. Nedochádza k posunu v rovnováhe
D. Použitie katalyzátora
8. Stanovte súlad medzi rovnicou chemickej reakcie a súčasnou zmenou parametrov systému, čo vedie k posunu chemickej rovnováhy smerom k priamej reakcii.
Reakčná rovnica Zmena parametrov systému
A. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. Zvyšovanie teploty a koncentrácie vodíka
B. H2(g) + I2(tv) ↔ 2HI(g) -Q 2. Pokles teploty a koncentrácie vodíka
B. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. Zvýšenie teploty a zníženie koncentrácie vodíka
D. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. Pokles teploty a zvýšenie koncentrácie vodíka
9. Stanovte súlad medzi rovnicou chemickej reakcie a posunom chemickej rovnováhy so zvyšujúcim sa tlakom v systéme.
Reakčná rovnica Smer posunu chemickej rovnováhy
A. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(tv) 1. Posun smerom k priamej reakcii
B. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. Posun smerom k obrátenej reakcii
B. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. Nedochádza k posunu rovnováhy
H. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)
10. Stanovte súlad medzi rovnicou chemickej reakcie a súčasnou zmenou podmienok jej realizácie, čo vedie k posunu chemickej rovnováhy smerom k priamej reakcii.
Reakčná rovnica Meniace sa podmienky
A. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. Zvyšovanie teploty a tlaku
B. N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g) -Q 2. Pokles teploty a tlaku
B. CO2 (g) + C (tuhá látka) ↔ 2CO (g) + Q 3. Zvyšovanie teploty a klesajúci tlak
D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Pokles teploty a zvýšenie tlaku
Odpovede: 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 úlohy ďakujeme zbierkam cvičení za roky 2016, 2015, 2014, 2013 autorom:
Kavernina A.A., Dobrotina D.Yu., Snastina M.G., Savinkina E.V., Zhiveinova O.G.
Hlavný článok: Le Chatelier-Brown princíp
Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teplota, tlak a koncentrácia. Vplyv týchto faktorov na chemickú reakciu podlieha vzoru, ktorý vo všeobecnosti vyjadril v roku 1885 francúzsky vedec Le Chatelier.
Faktory ovplyvňujúce chemickú rovnováhu:
1) teplota
So zvyšujúcou sa teplotou sa chemická rovnováha posúva smerom k endotermickej (absorpčnej) reakcii a pri jej znižovaní k exotermickej (izolačnej) reakcii.
CaCO 3 = CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←
N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) tlak
Pri zvyšovaní tlaku sa chemická rovnováha posúva smerom k menšiemu objemu látok a pri jeho poklese k väčšiemu objemu. Tento princíp platí len pre plyny, t.j. ak sú do reakcie zapojené pevné látky, neberú sa do úvahy.
CaCO 3 = CaO + CO 2 P ←, P↓ →
1 mol = 1 mol + 1 mol
3) koncentrácia východiskových látok a reakčných produktov
So zvýšením koncentrácie jednej z východiskových látok sa chemická rovnováha posúva smerom k reakčným produktom a so zvýšením koncentrácie reakčných produktov smerom k východiskovým látkam.
S 2 +20 2 = 2SO 2 [S],[O] →, ←
Katalyzátory neovplyvňujú posun chemickej rovnováhy!
Základné kvantitatívne charakteristiky chemickej rovnováhy: chemická rovnovážna konštanta, stupeň konverzie, stupeň disociácie, rovnovážny výťažok. Vysvetlite význam týchto veličín na príklade konkrétnych chemických reakcií.
V chemickej termodynamike zákon hmotnostného pôsobenia dáva do súvislosti rovnovážne aktivity východiskových látok a reakčných produktov podľa vzťahu:
Látková aktivita. Namiesto aktivity možno použiť koncentráciu (pre reakciu v ideálnom roztoku), parciálne tlaky (reakcia v zmesi ideálnych plynov), fugaciu (reakcia v zmesi reálnych plynov);
Stechiometrický koeficient (pre počiatočné látky sa predpokladá, že je negatívny, pre produkty - pozitívny);
Chemická rovnovážna konštanta. Index "a" tu znamená použitie hodnoty aktivity vo vzorci.
Účinnosť reakcie sa zvyčajne hodnotí výpočtom výťažku reakčného produktu (časť 5.11). Účinnosť reakcie však možno posúdiť aj tak, že sa určí, aká časť najdôležitejšej (zvyčajne najdrahšej) látky sa premenila na cieľový produkt reakcie, napríklad aká časť SO 2 sa premenila na SO 3 počas výroby. kyseliny sírovej, teda nájsť stupeň konverzie pôvodná látka.
Dovoľte stručnú schému prebiehajúcej reakcie
Potom sa stupeň premeny látky A na látku B (A) určí podľa nasledujúcej rovnice
kde n proreag (A) je množstvo látky činidla A, ktoré zreagovalo za vzniku produktu B a n počiatočné (A) - počiatočné množstvo látky činidla A. 
Prirodzene, stupeň konverzie môže byť vyjadrený nielen z hľadiska množstva látky, ale aj z hľadiska akýchkoľvek veličín, ktoré sú k nemu úmerné: počet molekúl (jednotiek vzorca), hmotnosť, objem.
Ak sa reaktant A odoberá v nedostatku a stratu produktu B možno zanedbať, potom sa stupeň konverzie reaktantu A zvyčajne rovná výťažku produktu B
Výnimkou sú reakcie, pri ktorých sa východisková látka evidentne spotrebováva na niekoľko produktov. Teda napríklad v reakcii
Cl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H20
chlór (činidlo) sa rovnako premieňa na chlorid draselný a chlórnan draselný. Pri tejto reakcii je aj pri 100 % výťažku KClO stupeň premeny chlóru naň 50 %.
Vami známa veličina - stupeň protolýzy (odsek 12.4) - je špeciálnym prípadom stupňa premeny:
V rámci TED sú podobné množstvá tzv stupeň disociácie kyseliny alebo zásady (označované aj ako stupeň protolýzy). Stupeň disociácie súvisí s disociačnou konštantou podľa Ostwaldovho zákona riedenia.
V rámci tej istej teórie je rovnováha hydrolýzy charakterizovaná stupeň hydrolýzy (h), pričom sa použijú nasledujúce výrazy vzťahujúce sa na počiatočnú koncentráciu látky ( od) a disociačné konštanty slabých kyselín (K HA) a slabých zásad vznikajúcich pri hydrolýze ( K MOH):
Prvý výraz platí pre hydrolýzu soli slabej kyseliny, druhý pre soľ slabej zásady a tretí pre soľ slabej kyseliny a slabej zásady. Všetky tieto výrazy možno použiť len pre zriedené roztoky so stupňom hydrolýzy najviac 0,05 (5 %).
Obvykle je rovnovážny výťažok určený známou rovnovážnou konštantou, s ktorou je v každom konkrétnom prípade spojený určitým pomerom.
Výťažok produktu je možné meniť posunutím rovnováhy reakcie pri reverzibilných procesoch, vplyvom faktorov ako je teplota, tlak, koncentrácia.
V súlade s Le Chatelierovým princípom sa pri jednoduchých reakciách rovnovážny stupeň premeny zvyšuje so zvyšujúcim sa tlakom, zatiaľ čo v iných prípadoch sa objem reakčnej zmesi nemení a výťažok produktu nezávisí od tlaku.
Vplyv teploty na rovnovážny výťažok, ako aj na rovnovážnu konštantu, je určený znamienkom tepelného účinku reakcie.
Pre úplnejšie posúdenie vratných procesov sa používa takzvaný výťažok z teoretického (výťažok z rovnováhy), ktorý sa rovná pomeru skutočne získaného produktu w k množstvu, ktoré by sa získalo v rovnovážnom stave. .
TEPELNÁ DISOCIÁCIA chemická
reakcia vratného rozkladu látky spôsobená zvýšením teploty.
Pri T. d. vzniká z jednej látky niekoľko (2H2H + OSaO + CO) alebo jedna jednoduchšia látka.
Rovnováha atď. sa ustanoví podľa zákona o pôsobiacej hmotnosti. to
možno charakterizovať buď rovnovážnou konštantou alebo stupňom disociácie
(pomer počtu rozpadnutých molekúl k celkovému počtu molekúl). IN
vo väčšine prípadov je T. d. sprevádzaná absorpciou tepla (prírastok
entalpia
DN>0); teda v súlade s princípom Le Chatelier-Brown
zahrievaním sa zintenzívni, určí sa stupeň posunu T. d. s teplotou
absolútna hodnota DN. Tlak bráni T. d. čím silnejší, tým väčší
zmena (zvýšenie) počtu mólov (Di) plynných látok
stupeň disociácie nezávisí od tlaku. Ak pevné látky nie
tvoria tuhé roztoky a nie sú vo vysoko dispergovanom stave,
potom je tlak T. d. jednoznačne určený teplotou. Na implementáciu T.
pevné látky (oxidy, kryštalické hydráty atď.)
je dôležité vedieť
teplota, pri ktorej sa disociačný tlak rovná vonkajšiemu (najmä
atmosferický tlak. Keďže unikajúci plyn dokáže prekonať
okolitého tlaku, potom pri dosiahnutí tejto teploty prebieha proces rozkladu
okamžite zosilnie.
Závislosť stupňa disociácie od teploty: stupeň disociácie sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou (zvýšenie teploty vedie k zvýšeniu kinetickej energie rozpustených častíc, čo prispieva k rozpadu molekúl na ióny) 
Stupeň konverzie východiskových látok a rovnovážny výťažok produktu. Metódy ich výpočtu pri danej teplote. Aké údaje sú na to potrebné? Uveďte schému na výpočet ktorejkoľvek z týchto kvantitatívnych charakteristík chemickej rovnováhy pomocou ľubovoľného príkladu.
Stupeň konverzie je množstvo zreagovaného činidla vztiahnuté na jeho počiatočné množstvo. Pre najjednoduchšiu reakciu, kde je koncentrácia na vstupe do reaktora alebo na začiatku periodického procesu, je koncentrácia na výstupe z reaktora alebo aktuálny moment periodického procesu. Pre svojvoľnú reakciu napr. 
, v súlade s definíciou je vzorec výpočtu rovnaký: . Ak je v reakcii niekoľko činidiel, potom sa stupeň konverzie môže vypočítať pre každé z nich, napríklad pre reakciu 
Závislosť stupňa premeny na reakčnom čase je určená zmenou koncentrácie činidla s časom. V počiatočnom okamihu, keď sa nič nezmenilo, je stupeň transformácie rovný nule. Potom, ako sa činidlo premieňa, stupeň konverzie sa zvyšuje. Pri nezvratnej reakcii, keď nič nebráni tomu, aby sa činidlo úplne spotrebovalo, jeho hodnota smeruje (obr. 1) k jednote (100 %). 
Obr.1 Čím vyššia je rýchlosť spotreby činidla určená hodnotou rýchlostnej konštanty, tým rýchlejšie rastie stupeň konverzie, čo je znázornené na obrázku. Ak je reakcia reverzibilná, potom keď má reakcia tendenciu k rovnováhe, miera konverzie smeruje k rovnovážnej hodnote, ktorej hodnota závisí od pomeru rýchlostných konštánt priamych a reverzných reakcií (na rovnovážnej konštante) (obr. 2). 
Obr.2 Výťažok cieľového produktu Výťažok produktu je množstvo skutočne získaného cieľového produktu vo vzťahu k množstvu tohto produktu, ktoré by sa získalo, keby celé činidlo prešlo do tohto produktu (až do maximálneho možného množstva výsledný produkt). Alebo (prostredníctvom činidla): množstvo činidla skutočne premenené na cieľový produkt vydelené počiatočným množstvom činidla. Pre najjednoduchšiu reakciu je výťažok , a majte na pamäti, že pre túto reakciu, 
, t.j. pre najjednoduchšiu reakciu je výťažok a stupeň konverzie jedna a tá istá veličina. Ak transformácia prebieha napríklad pri zmene množstva látok, potom v súlade s definíciou treba do vypočítaného výrazu zahrnúť stechiometrický koeficient. V súlade s prvou definíciou bude imaginárne množstvo produktu získaného z celého počiatočného množstva činidla pre túto reakciu polovičné ako počiatočné množstvo činidla, t.j. , A kalkulačný vzorec. V súlade s druhou definíciou bude množstvo činidla skutočne prevedené na cieľový produkt dvakrát väčšie ako množstvo tohto vytvoreného produktu, t.j. , potom výpočtový vzorec . Prirodzene, oba výrazy sú rovnaké. Pre zložitejšiu reakciu sú výpočtové vzorce napísané presne rovnakým spôsobom v súlade s definíciou, ale v tomto prípade sa výťažok už nerovná stupňu konverzie. Napríklad na reakciu 
. Ak je v reakcii niekoľko činidiel, výťažok sa môže vypočítať pre každé z nich; ak navyše existuje niekoľko cieľových produktov, potom sa výťažok môže vypočítať pre akýkoľvek cieľový produkt pre akékoľvek činidlo. Ako je zrejmé zo štruktúry výpočtového vzorca (menovateľ obsahuje konštantnú hodnotu), závislosť výťažku od reakčného času je určená časovou závislosťou koncentrácie cieľového produktu. Tak napríklad na reakciu 
táto závislosť vyzerá ako na obr.3. 
Obr.3
Stupeň konverzie ako kvantitatívna charakteristika chemickej rovnováhy. Ako zvýšenie celkového tlaku a teploty ovplyvní stupeň premeny činidla ... v reakcii v plynnej fáze: ( vzhľadom na rovnicu)? Uveďte zdôvodnenie odpovede a príslušné matematické výrazy.
Štúdium parametrov systému vrátane východiskových látok a reakčných produktov nám umožňuje zistiť, aké faktory posúvajú chemickú rovnováhu a vedú k požadovaným zmenám. Na základe záverov Le Chateliera, Browna a ďalších vedcov o metódach vykonávania reverzibilných reakcií sú založené priemyselné technológie, ktoré umožňujú vykonávať procesy, ktoré sa predtým zdali nemožné, a získať ekonomické výhody.
Podľa charakteristík tepelného účinku sa mnohé reakcie klasifikujú ako exotermické alebo endotermické. Prvé z nich sú spojené s tvorbou tepla, napríklad oxidáciou uhlíka, hydratáciou koncentrovanej kyseliny sírovej. Druhý typ zmien je spojený s absorpciou tepelnej energie. Príklady endotermických reakcií: rozklad uhličitanu vápenatého za vzniku haseného vápna a oxidu uhličitého, tvorba vodíka a uhlíka pri tepelnom rozklade metánu. V rovniciach exo- a endotermických procesov je potrebné uviesť tepelný efekt. K redistribúcii elektrónov medzi atómami reagujúcich látok dochádza pri redoxných reakciách. Podľa charakteristík reaktantov a produktov sa rozlišujú štyri typy chemických procesov:
Na charakterizáciu procesov je dôležitá úplnosť interakcie reagujúcich zlúčenín. Táto vlastnosť je základom rozdelenia reakcií na reverzibilné a nezvratné.
Reverzibilné procesy tvoria väčšinu chemických javov. Tvorba konečných produktov z reaktantov je priama reakcia. V opačnom prípade sa východiskové látky získavajú z produktov ich rozkladu alebo syntézy. V reakčnej zmesi vzniká chemická rovnováha, pri ktorej sa získa toľko zlúčenín, koľko sa rozloží počiatočné molekuly. Pri reverzibilných procesoch sa namiesto znamienka „=“ medzi reaktantmi a produktmi používajú symboly „↔“ alebo „⇌“. Šípky môžu byť nerovnako dlhé, čo súvisí s dominanciou jednej z reakcií. V chemických rovniciach možno uviesť súhrnné charakteristiky látok (g - plyny, w - kvapaliny, m - tuhé látky). Veľký praktický význam majú vedecky podložené metódy ovplyvňovania reverzibilných procesov. Výroba amoniaku sa tak stala rentabilnou po vytvorení podmienok, ktoré posúvajú rovnováhu smerom k tvorbe cieľového produktu: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Nevratné javy vedú k vzniku nerozpustnej alebo mierne rozpustnej zlúčeniny, k tvorbe plynu, ktorý opúšťa reakčnú sféru. Tieto procesy zahŕňajú výmenu iónov, rozklad látok.
Charakteristiky dopredných a spätných procesov ovplyvňuje niekoľko faktorov. Jedným z nich je čas. Koncentrácia látky použitej pri reakcii sa postupne znižuje a zvyšuje sa konečná zlúčenina. Reakcia dopredného smeru je stále pomalšia, spätný proces naberá na rýchlosti. V určitom intervale prebiehajú synchrónne dva opačné procesy. K interakcii medzi látkami dochádza, ale koncentrácie sa nemenia. Dôvodom je dynamická chemická rovnováha nastolená v systéme. Jeho zachovanie alebo úprava závisí od:
V roku 1884 A. L. Le Chatelier, vynikajúci vedec z Francúzska, navrhol popis spôsobov, ako dostať systém zo stavu dynamickej rovnováhy. Metóda je založená na princípe vyrovnávania pôsobenia vonkajších faktorov. Le Chatelier upozornil na skutočnosť, že v reakčnej zmesi vznikajú procesy, ktoré kompenzujú vplyv vonkajších síl. Princíp formulovaný francúzskym výskumníkom hovorí, že zmena podmienok v rovnovážnom stave podporuje priebeh reakcie, ktorá oslabuje vonkajší vplyv. Rovnovážny posun dodržiava toto pravidlo, pozoruje sa pri zmene zloženia, teplotných podmienok a tlaku. V priemysle sa využívajú technológie založené na poznatkoch vedcov. veľa chemické procesy, ktoré sa považovali za prakticky neuskutočniteľné, sa uskutočňujú vďaka metódam posúvania rovnováhy.
K posunu v rovnováhe dôjde, ak sa z interakčnej zóny odstránia určité zložky alebo sa zavedú ďalšie časti látky. Odstraňovanie produktov z reakčnej zmesi zvyčajne spôsobuje zvýšenie rýchlosti ich tvorby, zatiaľ čo pridávanie látok vedie naopak k ich prevládajúcemu rozkladu. V procese esterifikácie sa kyselina sírová používa na dehydratáciu. Keď sa zavedie do reakčnej sféry, výťažok metylacetátu sa zvýši: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Ak pridáte kyslík, ktorý interaguje s oxidom siričitým, potom sa chemická rovnováha posunie smerom k priama reakcia tvorby oxidu sírového. Kyslík sa viaže na molekuly SO 3, jeho koncentrácia klesá, čo je v súlade s Le Chatelierovým pravidlom pre reverzibilné procesy.
Procesy, ktoré súvisia s absorpciou alebo uvoľňovaním tepla, sú endo- a exotermické. Na posunutie rovnováhy sa používa zahrievanie alebo odvádzanie tepla z reakčnej zmesi. Zvýšenie teploty je sprevádzané zvýšením rýchlosti endotermických javov, pri ktorých sa absorbuje dodatočná energia. Chladenie vedie k výhode exotermických procesov, ktoré uvoľňujú teplo. Pri interakcii oxidu uhličitého s uhlím je zahrievanie sprevádzané zvýšením koncentrácie monoxidu a ochladzovanie vedie k prevládajúcej tvorbe sadzí: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).
Zmena tlaku - dôležitým faktorom pre reakčné zmesi, vrátane plynných zlúčenín. Pozor si treba dať aj na rozdiel v objemoch počiatočných a výsledných látok. Pokles tlaku vedie k prevládajúcemu výskytu javov, pri ktorých sa zvyšuje celkový objem všetkých zložiek. Nárast tlaku nasmeruje proces v smere zmenšovania objemu celého systému. Tento vzor sa pozoruje pri reakcii tvorby amoniaku: 0,5N2 (g) + 1,5H2 (g) ⇌NH3 (g). Zmena tlaku neovplyvní chemickú rovnováhu v tých reakciách, ktoré prebiehajú pri konštantnom objeme.
Vytváranie podmienok na posúvanie rovnováhy do značnej miery determinuje rozvoj moderných chemických technológií. Praktické využitie vedecká teória prispieva k optimálnym výsledkom výroby. Najvýraznejším príkladom je výroba amoniaku: 0,5N 2 (g) + 1,5 H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Zvýšenie obsahu molekúl N 2 a H 2 v systéme je priaznivé pre syntézu komplexnej látky z jednoduchých. Reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním tepla, takže zníženie teploty spôsobí zvýšenie koncentrácie NH 3 . Objem počiatočných zložiek je väčší ako objem cieľového produktu. Zvýšenie tlaku poskytne zvýšenie výťažku NH3.
Vo výrobných podmienkach sa zvolí optimálny pomer všetkých parametrov (teplota, koncentrácia, tlak). Okrem toho má veľký význam oblasť kontaktu medzi reaktantmi. V pevných heterogénnych systémoch vedie zväčšenie povrchu k zvýšeniu rýchlosti reakcie. Katalyzátory zvyšujú rýchlosť priamych a spätných reakcií. Použitie látok s takýmito vlastnosťami nevedie k posunu chemickej rovnováhy, ale urýchľuje jej nástup.
9. Rýchlosť chemickej reakcie. Chemická rovnováha
9.2. Chemická rovnováha a jej posun
Väčšina chemických reakcií je reverzibilná, t.j. prúdi súčasne v smere tvorby produktov aj v smere ich rozpadu (zľava doprava a sprava doľava).
Príklady reakčných rovníc pre reverzibilné procesy:
N2 + 3H2° t°, p, kat. 2NH3
2SO 2 + O 2 ⇄ t °, p, kat. 2SO 3
H2 + I2 ° t ° 2HI
Reverzibilné reakcie sa vyznačujú zvláštnym stavom, ktorý sa nazýva stav chemickej rovnováhy.
Chemická rovnováha Toto je stav systému, v ktorom sa rýchlosť priamych a spätných reakcií rovná. Pri pohybe smerom k chemickej rovnováhe sa rýchlosť priamej reakcie a koncentrácia reaktantov znižuje, zatiaľ čo spätná reakcia a koncentrácia produktov sa zvyšujú.
V stave chemickej rovnováhy sa za jednotku času vytvorí toľko produktu, koľko sa rozpadne. V dôsledku toho sa koncentrácie látok v stave chemickej rovnováhy v priebehu času nemenia. To však vôbec neznamená, že rovnovážne koncentrácie alebo hmotnosti (objemy) všetkých látok sú nevyhnutne navzájom rovnaké (pozri obr. 9.8 a 9.9). Chemická rovnováha je dynamická (pohyblivá) rovnováha, ktorá môže reagovať na vonkajšie vplyvy.
Prechod rovnovážneho systému z jedného rovnovážneho stavu do druhého sa nazýva posun resp posun rovnováhy. V praxi sa hovorí o posune rovnováhy smerom k produktom reakcie (doprava) alebo k východiskovým látkam (doľava); Priama reakcia sa nazýva reakcia prebiehajúca zľava doprava a spätná reakcia sa nazýva sprava doľava. Rovnovážny stav je znázornený dvoma protiľahlými šípkami: ⇄.
Princíp posunu rovnováhy sformuloval francúzsky vedec Le Chatelier (1884): vonkajšie pôsobenie na systém v rovnováhe vedie k posunu tejto rovnováhy smerom, ktorý oslabuje účinok vonkajší vplyv
Sformulujme základné pravidlá pre posun rovnováhy.
Vplyv koncentrácie: so zvyšujúcou sa koncentráciou látky sa rovnováha posúva smerom k jej spotrebe a s poklesom k jej tvorbe.
Napríklad so zvýšením koncentrácie H 2 pri reverzibilnej reakcii
H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)
rýchlosť priamej reakcie, ktorá závisí od koncentrácie vodíka, sa zvýši. V dôsledku toho sa rovnováha posunie doprava. S poklesom koncentrácie H2 sa rýchlosť priamej reakcie zníži, v dôsledku čoho sa rovnováha procesu posunie doľava.
Vplyv teploty: keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii a keď klesá, posúva sa smerom k exotermickej reakcii.
Je dôležité si uvedomiť, že s nárastom teploty sa rýchlosť exo- aj endotermických reakcií zvyšuje, ale vo väčšom počte prípadov - endotermická reakcia, pre ktorú je E a vždy väčšie. S poklesom teploty sa rýchlosť oboch reakcií znižuje, ale opäť vo väčšom počte - endotermických. Je vhodné ilustrovať to, čo bolo povedané, diagramom, v ktorom je hodnota rýchlosti úmerná dĺžke šípok a rovnováha je posunutá v smere dlhšej šípky.
Vplyv tlaku: zmena tlaku ovplyvňuje rovnovážny stav len vtedy, keď sú do reakcie zapojené plyny, a to aj vtedy, keď je plynná látka len v jednej časti chemickej rovnice. Príklady reakčných rovníc:
3H2 (g) + N2 (g) ⇄ 2NH3 (g),
CaO (tv) + CO2 (g) ⇄ CaC03 (tv);
Cu (tv) + S (tv) = CuS (tv),
NaOH (roztok) + HCl (roztok) = NaCl (roztok) + H20 (1).
S poklesom tlaku sa rovnováha posúva smerom k tvorbe väčšieho chemického množstva plynných látok a so zvýšením k tvorbe menšieho chemického množstva plynných látok. Ak sú chemické množstvá plynov v oboch častiach rovnice rovnaké, potom tlak neovplyvňuje stav chemickej rovnováhy:
H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl (g).
To, čo bolo povedané, je ľahké pochopiť, pretože účinok zmeny tlaku je podobný účinku zmeny koncentrácie: so zvýšením tlaku o n-krát sa koncentrácia všetkých látok v rovnováhe zvýši o rovnakú hodnotu. (a naopak).
Vplyv objemu reakčného systému: zmena objemu reakčného systému je spojená so zmenou tlaku a ovplyvňuje len rovnovážny stav reakcií s plynnými látkami. Zníženie objemu znamená zvýšenie tlaku a posunie rovnováhu smerom k tvorbe menšieho chemického množstva plynov. Zväčšenie objemu sústavy vedie k zníženiu tlaku a posunu rovnováhy smerom k tvorbe väčšieho chemického množstva plynných látok.
Zavedenie katalyzátora do rovnovážneho systému alebo zmena jeho povahy neposúva rovnováhu (nezvyšuje výťažok produktu), pretože katalyzátor rovnako urýchľuje priame aj spätné reakcie. Je to spôsobené tým, že katalyzátor rovnako znižuje aktivačnú energiu priamych a reverzných procesov. Prečo potom používať katalyzátor pri reverzibilných procesoch? Faktom je, že použitie katalyzátora v reverzibilných procesoch prispieva k rýchlemu nástupu rovnováhy, a to zvyšuje efektivitu priemyselnej výroby.
Konkrétne príklady vplyvu rôznych faktorov na posun rovnováhy sú uvedené v tabuľke. 9.1 pre reakciu syntézy amoniaku prebiehajúcu s uvoľňovaním tepla. Inými slovami, dopredná reakcia je exotermická a spätná reakcia je endotermická.
Tabuľka 9.1
Vplyv rôznych faktorov na rovnovážny posun v reakcii syntézy amoniaku
| Faktor vplyvu na rovnovážny systém | Smer posunu rovnováhy reakcie 3 H 2 + N 2 ⇄ t, p, kat 2 NH 3 + Q |
|---|---|
| Zvýšenie koncentrácie vodíka, s (H 2) | Rovnováha sa posúva doprava, systém reaguje poklesom c (H 2) |
| Pokles koncentrácie amoniaku, s (NH 3) ↓ | Rovnováha sa posúva doprava, systém reaguje zvýšením c (NH 3) |
| Zvýšenie koncentrácie amoniaku, s (NH 3) | Rovnováha sa posúva doľava, systém reaguje poklesom c (NH 3) |
| Pokles koncentrácie dusíka, s (N 2)↓ | Rovnováha sa posúva doľava, systém reaguje zvýšením c (N 2) |
| Kompresia (zníženie objemu, zvýšenie tlaku) | Rovnováha sa posúva doprava, v smere zmenšovania objemu plynov |
| Expanzia (zvýšenie objemu, zníženie tlaku) | Rovnováha sa posúva doľava v smere zväčšujúceho sa objemu plynu |
| Zvyšujúci sa tlak | Rovnováha sa posúva doprava, smerom k menšiemu objemu plynu |
| pokles tlaku | Rovnováha sa posúva doľava smerom k viacerým plynom |
| Nárast teploty | Rovnováha sa posúva doľava smerom k endotermickej reakcii |
| Pokles teploty | Rovnováha sa posúva doprava, smerom k exotermickej reakcii |
| Injekcia katalyzátora | Rovnováha sa nemení |
Príklad 9.3. V procesnej rovnováhe
2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)
koncentrácie látok (mol / dm 3) SO 2, O 2 a SO 3 sú 0,6, 0,4 a 0,2. Nájdite počiatočné koncentrácie SO 2 a O 2 (počiatočná koncentrácia SO 3 je nulová).
Riešenie. Počas reakcie sa teda spotrebúvajú S02 a O2
c ref (SO 2) \u003d c sa rovná (SO 2) + c odpad (SO 2),
cref (02) = c sa rovná (02) + cout (02).
Hodnota c sa zistí z c (SO 3):
x \u003d 0,2 mol / dm 3.
cref (SO2) \u003d 0,6 + 0,2 \u003d 0,8 (mol / dm3).
y \u003d 0,1 mol / dm 3.
c ref (02) \u003d 0,4 + 0,1 \u003d 0,5 (mol / dm 3).
Odpoveď: 0,8 mol / dm 3 SO 2; 0,5 mol/dm302.
Pri vykonávaní vyšetrovacích úloh sa často zamieňa vplyv rôznych faktorov na jednej strane na rýchlosť reakcie a na druhej strane na posun chemickej rovnováhy.
Pre reverzibilný proces
ako teplota stúpa, rýchlosť priamych aj spätných reakcií sa zvyšuje; pri znižovaní teploty sa znižuje rýchlosť priamych aj spätných reakcií;
so zvyšujúcim sa tlakom sa zvyšujú rýchlosti všetkých reakcií prebiehajúcich za účasti plynov, priamych aj reverzných. S poklesom tlaku klesá rýchlosť všetkých reakcií prebiehajúcich za účasti plynov, priamych aj reverzných;
zavedenie katalyzátora do systému alebo jeho nahradenie iným katalyzátorom neposúva rovnováhu.
Príklad 9.4. Prebieha reverzibilný proces opísaný rovnicou
N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) + Q
Zvážte, ktoré faktory: 1) zvyšujú rýchlosť syntézy reakcie amoniaku; 2) posuňte rovnováhu doprava:
a) zníženie teploty;
b) zvýšenie tlaku;
c) zníženie koncentrácie NH 3;
d) použitie katalyzátora;
e) zvýšenie koncentrácie N 2 .
Riešenie. Faktory b), d) a e) zvyšujú reakčnú rýchlosť syntézy amoniaku (ako aj zvýšenie teploty, zvýšenie koncentrácie H 2); posunúť rovnováhu doprava - a), b), c), e).
Odpoveď: 1) b, d, e; 2) a, b, c, e.
Príklad 9.5. Nižšie je uvedený energetický diagram reverzibilnej reakcie
Uveďte všetky pravdivé tvrdenia:
a) spätná reakcia prebieha rýchlejšie ako dopredná;
b) so zvyšujúcou sa teplotou sa rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje viackrát ako priama reakcia;
c) priama reakcia prebieha s absorpciou tepla;
d) hodnotu teplotný koeficientγ je väčšie pre reverznú reakciu.
Riešenie.
a) Výrok je správny, keďže E a rev = 500 - 300 = 200 (kJ) je menšie ako E a pr = 500 - 200 = 300 (kJ).
b) Výrok je nesprávny, rýchlosť priamej reakcie sa zvyšuje viacnásobne, pre ktoré je E a väčšie.
c) Tvrdenie je správne, Q pr \u003d 200 - 300 \u003d -100 (kJ).
d) Výrok je nesprávny, γ je väčšie pre priamu reakciu, v prípade ktorej je E a väčšie.
Odpoveď: a), c).
