Rovnovážny stav pre reverzibilnú reakciu môže trvať nekonečne dlho (bez vonkajšieho zásahu). Ak sa však na takýto systém aplikuje vonkajší vplyv (na zmenu teploty, tlaku alebo koncentrácie konečných alebo počiatočných látok), potom sa rovnovážny stav naruší. Rýchlosť jednej z reakcií bude vyššia ako rýchlosť druhej. V priebehu času systém opäť nadobudne rovnovážny stav, ale nové rovnovážne koncentrácie počiatočných a konečných látok sa budú líšiť od počiatočných. V tomto prípade sa hovorí o posune chemickej rovnováhy jedným alebo druhým smerom.
Ak je v dôsledku vonkajšieho vplyvu rýchlosť priamej reakcie väčšia ako rýchlosť spätnej reakcie, znamená to, že chemická rovnováha posunutý doprava. Ak sa naopak rýchlosť reverznej reakcie zvýši, znamená to, že chemická rovnováha sa posunula doľava.
Pri posune rovnováhy doprava sa rovnovážne koncentrácie počiatočných látok znižujú a rovnovážne koncentrácie konečných látok v porovnaní s počiatočnými rovnovážnymi koncentráciami stúpajú. V súlade s tým sa tiež zvyšuje výťažok reakčných produktov.
Posun chemickej rovnováhy doľava spôsobuje zvýšenie rovnovážnych koncentrácií východiskových látok a zníženie rovnovážnych koncentrácií konečných produktov, ktorých výťažok sa v tomto prípade zníži.
Smer posunu chemickej rovnováhy sa určuje pomocou Le Chatelierovho princípu: „Ak na systém, ktorý je v stave chemickej rovnováhy, pôsobí vonkajší vplyv (zmena teploty, tlaku, koncentrácie jednej alebo viacerých látok zúčastňujúcich sa reakcie ), potom to povedie k zvýšeniu rýchlosti tej reakcie, ktorej priebeh bude kompenzovať (znížiť) dopad.
Napríklad so zvýšením koncentrácie východiskových látok sa rýchlosť priamej reakcie zvyšuje a rovnováha sa posúva doprava. S poklesom koncentrácie východiskových látok sa naopak rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje a chemická rovnováha sa posúva doľava.
So zvyšovaním teploty (t.j. keď je systém zahrievaný) sa rovnováha posúva smerom k vzniku endotermickej reakcie a keď klesá (t.j. keď je systém ochladzovaný), posúva sa smerom k výskytu exotermickej reakcie. (Ak je dopredná reakcia exotermická, potom spätná reakcia bude nevyhnutne endotermická a naopak).
Malo by sa zdôrazniť, že zvýšenie teploty spravidla zvyšuje rýchlosť priamych aj spätných reakcií, ale rýchlosť endotermickej reakcie sa zvyšuje vo väčšej miere ako rýchlosť exotermickej reakcie. V súlade s tým, keď je systém ochladzovaný, rýchlosť priamych a spätných reakcií klesá, ale tiež nie v rovnakom rozsahu: pre exotermickú reakciu je oveľa nižšia ako pre endotermickú reakciu.
Zmena tlaku ovplyvňuje posun chemickej rovnováhy iba vtedy, ak sú splnené dve podmienky:
je potrebné, aby aspoň jedna z látok zúčastňujúcich sa reakcie bola v plynnom stave, napr.
CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - zmena tlaku ovplyvňuje posunutie rovnováhy.
CH 3 COOH (l.) + C 2 H 5 OH (l.) CH 3 COOS 2 H 5 (l.) + H 2 O (l.) - zmena tlaku neovplyvňuje posun chemickej rovnováhy, pretože žiadna z východiskových alebo konečných látok nie je v plynnom stave;
ak je niekoľko látok v plynnom stave, je potrebné, aby sa počet molekúl plynu na ľavej strane rovnice pre takúto reakciu nerovnal počtu molekúl plynu na pravej strane rovnice, napr.
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - zmena tlaku ovplyvňuje posun rovnováhy
I 2 (g) + Н 2 (g) 2НI (g) - zmena tlaku neovplyvňuje rovnovážny posun
Pri splnení týchto dvoch podmienok vedie zvýšenie tlaku k posunu rovnováhy smerom k reakcii, ktorej priebeh znižuje počet molekúl plynu v systéme. V našom príklade (katalytické spaľovanie SO 2) to bude priama reakcia.
Pokles tlaku naopak posúva rovnováhu v smere reakcie prebiehajúcej s tvorbou väčšieho počtu molekúl plynu. V našom príklade to bude opačná reakcia.
Zvýšenie tlaku spôsobuje zmenšenie objemu systému a tým zvýšenie molárnych koncentrácií plynných látok. V dôsledku toho sa rýchlosť dopredných a spätných reakcií zvyšuje, ale nie v rovnakej miere. Zníženie rovnakého tlaku podobným spôsobom vedie k zníženiu rýchlosti priamych a spätných reakcií. Zároveň však v menšej miere klesá rýchlosť reakcie, ku ktorej sa posúva rovnováha.
Katalyzátor neovplyvňuje posun rovnováhy, pretože rovnako zrýchľuje (alebo spomaľuje) reakcie vpred aj vzad. V jeho prítomnosti sa chemická rovnováha nastolí rýchlejšie (alebo pomalšie).
Ak je systém ovplyvnený viacerými faktormi súčasne, potom každý z nich pôsobí nezávisle od ostatných. Napríklad pri syntéze amoniaku
N2 (plyn) + 3H2 (plyn) 2NH3 (plyn)
reakcia prebieha za zahrievania a v prítomnosti katalyzátora na zvýšenie jej rýchlosti, ale súčasne vplyv teploty vedie k tomu, že sa reakčná rovnováha posúva doľava, smerom k reverznej endotermickej reakcii. To spôsobí zníženie produkcie NH 3 . Aby sa kompenzoval tento nežiaduci vplyv teploty a zvýšil sa výťažok amoniaku, súčasne sa zvyšuje tlak v systéme, čím sa reakčná rovnováha posúva doprava, t.j. smerom k tvorbe menšieho počtu molekúl plynu.
Súčasne sa empiricky vyberú najoptimálnejšie podmienky pre reakciu (teplota, tlak), za ktorých by reakcia prebiehala dostatočne vysokou rýchlosťou a poskytovala by ekonomicky životaschopný výťažok konečného produktu.
Princíp Le Chatelier sa podobne využíva v chemickom priemysle pri výrobe Vysoké číslo rôzne látky veľkého významu pre národné hospodárstvo.
Le Chatelierov princíp je aplikovateľný nielen na reverzibilné chemické reakcie, ale aj na rôzne iné rovnovážne procesy: fyzikálne, fyzikálno-chemické, biologické.
Telo dospelého človeka sa vyznačuje relatívnou stálosťou mnohých parametrov, vrátane rôznych biochemických ukazovateľov, vrátane koncentrácie biologicky aktívnych látok. Takýto stav však nemožno nazvať rovnovážnym, pretože netýka sa otvorených systémov.
Ľudské telo, ako každý živý systém, neustále vymieňa rôzne látky s prostredím: konzumuje potraviny a uvoľňuje produkty ich oxidácie a rozkladu. Preto je telo charakterizované ustálený stav, definovaný ako stálosť jeho parametrov pri konštantnej rýchlosti výmeny hmoty a energie s prostredím. V prvej aproximácii možno stacionárny stav považovať za sériu rovnovážnych stavov prepojených relaxačnými procesmi. V rovnovážnom stave sa koncentrácie látok zúčastňujúcich sa reakcie udržiavajú dopĺňaním počiatočných produktov zvonku a odvádzaním konečných produktov von. Zmena ich obsahu v organizme nevedie, na rozdiel od uzavretých systémov, k novej termodynamickej rovnováhe. Systém sa vráti do pôvodného stavu. Zachováva sa tak relatívna dynamická stálosť zloženia a vlastností vnútorného prostredia organizmu, ktorá určuje stabilitu jeho fyziologických funkcií. Táto vlastnosť živého systému sa nazýva inak homeostázy.
V priebehu života organizmu v stacionárnom stave, na rozdiel od uzavretého rovnovážneho systému, dochádza k nárastu entropie. Spolu s tým však prebieha aj opačný proces – pokles entropie v dôsledku spotreby z prostredia. živiny s nízkou hodnotou entropie (napríklad makromolekulové zlúčeniny - bielkoviny, polysacharidy, sacharidy atď.) a uvoľňovaním produktov rozpadu do média. Podľa stanoviska I.R. Prigozhina má celková produkcia entropie pre organizmus v stacionárnom stave tendenciu k minimu.
Veľký prínos k rozvoju nerovnovážnej termodynamiky priniesol napr I. R. Prigozhy, laureát nobelová cena 1977, ktorý uviedol, že „v každom nerovnovážnom systéme existujú lokálne oblasti, ktoré sú v rovnovážnom stave. V klasickej termodynamike sa rovnováha vzťahuje na celý systém a v nerovnováhe iba na jeho jednotlivé časti.
Zistilo sa, že entropia v takýchto systémoch sa zvyšuje počas obdobia embryogenézy, počas procesov regenerácie a rastu malígnych novotvarov.
Koncept chemickej rovnováhy
Za rovnovážny stav sa považuje stav sústavy, ktorý zostáva nezmenený a tento stav nie je spôsobený pôsobením žiadneho vonkajšie sily. Stav systému reaktantov, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie, sa nazýva chemická rovnováha. Táto rovnováha sa nazýva aj mobilné m alebo dynamický rovnováhu.
Známky chemickej rovnováhy
1. Stav systému zostáva v čase nezmenený pri zachovaní vonkajších podmienok.
2. Rovnováha je dynamická, to znamená v dôsledku toku priamych a spätných reakcií pri rovnakej rýchlosti.
3. Akýkoľvek vonkajší vplyv spôsobuje zmenu rovnováhy systému; ak sa vonkajší vplyv odstráni, systém sa opäť vráti do pôvodného stavu.
4. K rovnovážnemu stavu možno pristupovať z dvoch strán – zo strany východiskových látok, aj zo strany produktov reakcie.
5. V rovnováhe Gibbsova energia dosiahne svoju minimálnu hodnotu.
Le Chatelierov princíp
Vplyv zmien vonkajších podmienok na rovnovážnu polohu je určený Le Chatelierov princíp (princíp pohyblivej rovnováhy): ak dôjde k nejakému vonkajšiemu vplyvu na systém v rovnovážnom stave, potom sa v systéme zvýši jeden zo smerov procesu, ktorý oslabuje účinok tohto vplyvu, a rovnovážna poloha sa posunie rovnakým smerom.
Le Chatelierov princíp platí nielen pre chemické procesy, ale aj fyzikálne, ako je varenie, kryštalizácia, rozpúšťanie atď.
Zvážte vplyv rôznych faktorov na chemickú rovnováhu pomocou oxidačnej reakcie NO ako príkladu:
2 NO (d) + O 2(d) 2 NO 2(d); H asi 298 = - 113,4 kJ / mol.
Vplyv teploty na chemickú rovnováhu
Keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii a keď sa teplota znižuje, posúva sa smerom k exotermickej reakcii.
Stupeň posunu rovnováhy je určený absolútnou hodnotou tepelného účinku: čím väčšia je absolútna hodnota entalpie reakcie H, tým výraznejší je vplyv teploty na rovnovážny stav.
Pri uvažovanej syntéznej reakcii oxidu dusnatého (IV ) zvýšenie teploty posunie rovnováhu v smere východiskových látok.
Vplyv tlaku na chemickú rovnováhu
Kompresia posúva rovnováhu v smere procesu, čo je sprevádzané zmenšovaním objemu plynných látok a poklesom tlaku sa posúva rovnováha v opačnom smere. V tomto príklade sú tri zväzky na ľavej strane rovnice a dva na pravej strane. Keďže zvýšenie tlaku uprednostňuje proces, ktorý prebieha so znížením objemu, zvýšenie tlaku posunie rovnováhu doprava, t.j. smerom k reakčnému produktu - NO 2 . Zníženie tlaku posunie rovnováhu do opačná strana. Treba poznamenať, že ak je v rovnici reverzibilnej reakcie počet molekúl plynných látok v pravej a ľavej časti rovnaký, potom zmena tlaku neovplyvňuje rovnovážnu polohu.
Vplyv koncentrácie na chemickú rovnováhu
Pre uvažovanú reakciu zavedenie dodatočných množstiev NO alebo O2 do rovnovážneho systému spôsobuje posun v rovnováhe v smere, v ktorom koncentrácia týchto látok klesá, preto dochádza k posunu rovnováhy smerom k vzniku NIE 2 . Zvýšenie koncentrácie NIE 2 posúva rovnováhu smerom k východiskovým látkam.
Katalyzátor rovnako urýchľuje dopredné aj spätné reakcie, a preto neovplyvňuje posun chemickej rovnováhy.
Pri zavedení do rovnovážneho systému (pri Р = konšt ) inertného plynu, koncentrácie reaktantov (parciálne tlaky) klesajú. Od uvažovaného oxidačného procesu NIE ide s poklesom objemu, potom pri pridávaní v
Chemická rovnovážna konštanta
Pre chemickú reakciu:
2 NO (d) + 02(d)2NO 2(d)
chemická reakčná konštanta K je pomer:
(12.1)
V tejto rovnici sú v hranatých zátvorkách koncentrácie reaktantov, ktoré sú stanovené v chemickej rovnováhe, t.j. rovnovážne koncentrácie látok.
Chemická rovnovážna konštanta súvisí so zmenou Gibbsovej energie podľa rovnice:
G To = - RTlnK. (12.2).
Príklady riešenia problémov
Pri určitej teplote sú v systéme 2CO (g) + O rovnovážne koncentrácie 2 (d) 2CO 2 (d) boli: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Určte rovnovážnu konštantu pri tejto teplote a počiatočné koncentrácie CO a O 2 ak počiatočná zmes neobsahovala CO 2 .
.
2CO (g) + 02(g)2CO 2(d).
V druhom riadku c proreacter znamená koncentráciu zreagovaných východiskových látok a koncentráciu vzniknutého CO 2 , navyše, c počiatočné = c proreagovať + c rovnaké .
Pomocou referenčných údajov vypočítajte rovnovážnu konštantu procesu3H 2 (G) + N 2(G)2NH3(G) pri 298 K.
G 298 o \u003d 2 ( -16,71) kJ = -33,42 10 3 J.
G To = - RTlnK.
lnK \u003d 33,42 10 3 / (8,314 × 298) \u003d 13,489. K \u003d 7,21 × 10 5.
Určte rovnovážnu koncentráciu HI v systémeH 2(d) + 12(d) 2HI (G),
ak pri nejakej teplote je rovnovážna konštanta 4 a počiatočné koncentrácie H 2 , I 2 a HI sú 1, 2 a 0 mol/l, v tomto poradí.
rozhodnutie. Nech x mol/l H 2 zreaguje do určitého časového bodu.
.
Vyriešením tejto rovnice dostaneme x = 0,67.
Rovnovážna koncentrácia HI je teda 2 × 0,67 = 1,34 mol / l.
Pomocou referenčných údajov určite teplotu, pri ktorej je rovnovážna konštanta procesu: H 2 (g) + HCOH (d) CH30H (d) sa rovná 1. Predpokladajme, že H o T » H o 298 a S o T »S asi 298.Ak K = 1, potom G o T = - RTlnK = 0;
G o T » H o 298 - T D S asi 298 . Potom ;
H o 298 \u003d -202 - (- 115,9) = -86,1 kJ = - 86,1 x 103 J;
S asi 298 \u003d 239,7 - 218,7 - 130,52 \u003d -109,52 J / K;
TO.
rozhodnutie. Nech x mol/l SO 2 zreaguje do určitého časového bodu.
SO 2(G) + Cl2(G)S02Cl 2(G)
Potom dostaneme:
.
Vyriešením tejto rovnice zistíme: x 1 \u003d 3 a x 2 \u003d 1,25. Ale x 1 = 3 nespĺňa podmienku problému.
Preto \u003d 1,25 + 1 \u003d 2,25 mol / l.
Úlohy na samostatné riešenie
12.1. V ktorej z nasledujúcich reakcií zvýšenie tlaku posunie rovnováhu doprava? Odpoveď zdôvodnite.
1) 2NH 3 (d) 3H2 (d) + N 2 (g)
2) ZnCO 3 (c) ZnO (c) + CO 2 (g)
3) 2HBr (g) H2 (g) + Br 2 (š)
4) CO2 (d) + C (grafit) 2CO (g)
12.2.Pri určitej teplote sú v systéme rovnovážne koncentrácie
2HBr (g) H2 (g) + Br 2 (g)
boli: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Stanovte rovnovážnu konštantu a počiatočnú koncentráciu HBr.
12.3.Pre reakciu H2 (g)+ S (d) H2S (d) pri určitej teplote je rovnovážna konštanta 2. Určte rovnovážne koncentrácie H 2 a S, ak sú počiatočné koncentrácie H 2, S a H2 S sú 2, 3 a 0 mol/l.
Chemická rovnováha je prirodzená reverzibilné reakcie a nie je typický pre nezvratné chemické reakcie.
Často, keď robí chemický proces počiatočné reaktanty úplne prechádzajú do reakčných produktov. Napríklad:
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H20
Nie je možné získať kovovú meď vykonaním reakcie v opačnom smere, pretože. daný reakcia je nezvratná. Pri takýchto procesoch sa reaktanty úplne premenia na produkty, t.j. reakcia pokračuje až do konca.
Ale väčšina chemických reakcií reverzibilné, t.j. pravdepodobne paralelná reakcia v priamej a opačné smery. Inými slovami, reaktanty sa len čiastočne premenia na produkty a reakčný systém bude pozostávať z reaktantov aj produktov. Systém je v tomto prípade v štáte chemická rovnováha.
Pri reverzibilných procesoch má najprv priama reakcia najvyššia rýchlosť, ktorý sa postupne znižuje v dôsledku poklesu množstva činidiel. Naopak, spätná reakcia má spočiatku minimálnu rýchlosť, ktorá sa zvyšuje s akumuláciou produktov. Nakoniec príde moment, keď sa rýchlosti oboch reakcií vyrovnajú – systém sa dostane do rovnovážneho stavu. Keď sa dosiahne rovnovážny stav, koncentrácie zložiek zostávajú nezmenené, ale chemická reakcia sa nezastaví. To. Ide o dynamický (pohyblivý) stav. Pre prehľadnosť uvádzame nasledujúci obrázok:
Povedzme, že nejaké sú reverzibilná chemická reakcia:
a A + b B = c C + d D
potom na základe zákona hromadnej akcie píšeme výrazy pre rovnoυ 1 a obráteneυ 2 reakcie:
υ1 = k1 [A] a [B] b
υ2 = k2 [C] c [D] d
V stave chemická rovnováha, rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké, t.j.:
k 1 [A] a [B] b = k 2 [C] c [D] d
dostaneme
Komu= k1 / k2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b
Kde K =k 1 / k 2 – rovnovážna konštanta.
Pre akýkoľvek reverzibilný proces dané podmienky k je konštantná hodnota. Nezáleží na koncentráciách látok, keďže pri zmene množstva jednej z látok sa menia aj množstvá ostatných zložiek.
Keď sa zmenia podmienky pre priebeh chemického procesu, je možný posun v rovnováhe.
Všetky vyššie uvedené faktory ovplyvňujú posun v chemickej rovnováhe, ktorý podlieha Princíp Le Chatelier: ak zmeníte jednu z podmienok, za ktorých je systém v rovnováhe – koncentráciu, tlak alebo teplotu – potom sa rovnováha posunie v smere reakcie, ktorá pôsobí proti tejto zmene. Tie. rovnováha má tendenciu sa posúvať v smere, čo vedie k zníženiu vplyvu nárazu, ktorý viedol k porušeniu rovnovážneho stavu.
Budeme teda samostatne uvažovať o vplyve každého z ich faktorov na rovnovážny stav.
Vplyv zmeny v koncentráciách reaktantov alebo produktov ukážme na príklade Haberov proces:
N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g)
Ak sa napríklad dusík pridá do rovnovážneho systému pozostávajúceho z N 2 (g), H 2 (g) a NH 3 (g), potom by sa rovnováha mala posunúť v smere, ktorý by prispel k zníženiu množstva vodík smerom k jeho pôvodnej hodnote, tie. v smere tvorby dodatočného množstva amoniaku (vpravo). Súčasne dôjde aj k zníženiu množstva vodíka. Keď sa do systému pridá vodík, rovnováha sa tiež posunie smerom k vytvoreniu nového množstva amoniaku (doprava). Zatiaľ čo zavedenie amoniaku do rovnovážneho systému podľa Princíp Le Chatelier , spôsobí posun v rovnováhe smerom k procesu, ktorý je priaznivý pre vznik východiskových látok (doľava), t.j. koncentrácia amoniaku by sa mala znížiť rozkladom časti na dusík a vodík.
Pokles koncentrácie jednej zo zložiek posunie rovnovážny stav systému smerom k tvorbe tejto zložky.
Vplyv zmeny tlaku má zmysel, ak sa na skúmanom procese zúčastňujú plynné zložky a v tomto prípade dôjde k zmene celkového počtu molekúl. Ak celkový počet molekuly zostávajú v systéme trvalé, potom zmena tlaku neovplyvňuje na jej bilancii, napr.
I2 (g) + H2 (g) \u003d 2HI (g)
Ak sa celkový tlak v rovnovážnom systéme zvýši zmenšovaním jeho objemu, potom sa rovnováha posunie v smere zmenšovania objemu. Tie. smerom k znižovaniu počtu plynu v systéme. V reakcii:
N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g)
zo 4 molekúl plynu (1 N 2 (g) a 3 H 2 (g)) vznikajú 2 molekuly plynu (2 NH 3 (g)), t.j. tlak v systéme klesá. V dôsledku toho zvýšenie tlaku prispeje k tvorbe dodatočného množstva amoniaku, t.j. rovnováha sa posunie v smere jej vzniku (doprava).
Ak je teplota systému konštantná, potom zmena celkového tlaku systému nepovedie k zmene rovnovážnej konštanty TO.
Zmena teploty systém ovplyvňuje nielen posunutie jeho rovnováhy, ale aj rovnovážnej konštanty TO. Ak sa rovnovážnemu systému pri konštantnom tlaku dodáva dodatočné teplo, potom sa rovnováha posunie v smere absorpcie tepla. Zvážte:
N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g) + 22 kcal
Takže, ako vidíte, priama reakcia prebieha s uvoľňovaním tepla a opačná reakcia s absorpciou. So zvyšovaním teploty sa rovnováha tejto reakcie posúva smerom k reakcii rozkladu amoniaku (doľava), pretože to je a oslabuje vonkajší vplyv - zvýšenie teploty. Naopak, ochladzovanie vedie k posunu rovnováhy v smere syntézy amoniaku (doprava), keďže reakcia je exotermická a odoláva ochladzovaniu.
Zvýšenie teploty teda podporuje posun chemická rovnováha v smere endotermickej reakcie a pokles teploty - v smere exotermického procesu . Rovnovážne konštanty všetkých exotermických procesov so zvyšujúcou sa teplotou klesá a endotermických procesov - stúpa.
Hlavný článok: Le Chatelier-Brown princíp
Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teplota, tlak a koncentrácia. Vplyv, ktorý majú tieto faktory na chemická reakcia, dodržujte vzor, ktorý bol vyjadrený v všeobecný pohľad v roku 1885 francúzskym vedcom Le Chatelierom.
Faktory ovplyvňujúce chemickú rovnováhu:
1) teplota
So zvyšujúcou sa teplotou sa chemická rovnováha posúva smerom k endotermickej (absorpčnej) reakcii a s poklesom smerom 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 znižovaní smerom k väčšiemu objemu. Tento princíp platí len pre plyny, t.j. ak sa zúčastňujú reakcie 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 (odsek 5.11). Účinnosť reakcie však môžete vyhodnotiť aj tak, že určíte, aká časť najdôležitejšej (zvyčajne najdrahšej) látky sa premenila na cieľový reakčný produkt, napríklad aká časť SO 2 sa zmenila na SO 3 pri výrobe síry. kyselina, 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 ( s) 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.
Na 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). AT
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 konverzie od reakčného času 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 (do maximálneho možného množstva výsledný produkt). Alebo (prostredníctvom činidla): množstvo činidla skutočne prevedené 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.
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 chemickú rovnováhu (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 s nárastom 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 zúčastnené 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: keď sa tlak zvýši, rovnováha sa 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 súlad 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 zhodu 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.
