Η χημική ισορροπία και οι αρχές της μετατόπισής της (αρχή του Le Chatelier)
ΣΕ αναστρέψιμες αντιδράσειςυπό ορισμένες συνθήκες, μπορεί να εμφανιστεί μια κατάσταση χημικής ισορροπίας. Αυτή είναι μια κατάσταση στην οποία ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης γίνεται ίσος με τον ρυθμό της προς τα εμπρός αντίδρασης. Αλλά για να μετατοπιστεί η ισορροπία προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση, είναι απαραίτητο να αλλάξουμε τις συνθήκες αντίδρασης. Η αρχή της μετατόπισης της ισορροπίας είναι η αρχή του Le Chatelier.
Βασικά σημεία:
1. Μια εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας οδηγεί σε μια μετατόπιση αυτής της ισορροπίας προς μια κατεύθυνση στην οποία η επίδραση της επίδρασης εξασθενεί.
2. Όταν η συγκέντρωση μιας από τις αντιδρώντες ουσίες αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατανάλωση αυτής της ουσίας, όταν η συγκέντρωση μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό αυτής της ουσίας.
3. Με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μείωση της ποσότητας των αερίων ουσιών, δηλαδή προς μείωση της πίεσης. όταν η πίεση μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αύξηση των ποσοτήτων αερίων ουσιών, δηλαδή προς την αύξηση της πίεσης. Εάν η αντίδραση προχωρήσει χωρίς να αλλάξει ο αριθμός των μορίων των αερίων ουσιών, τότε η πίεση δεν επηρεάζει τη θέση ισορροπίας σε αυτό το σύστημα.
4. Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση και όταν η θερμοκρασία μειώνεται, προς την εξώθερμη αντίδραση.
Για τις αρχές ευχαριστούμε το εγχειρίδιο "Beginnings of Chemistry" Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Popkov V.A.
Εργασίες Ενιαίας Κρατικής Εξετάσεων για χημική ισορροπία(πρώην A21)
Εργασία Νο. 1.
H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q
1. Αυξημένη πίεση
2. Αύξηση της θερμοκρασίας
3. Μειωμένη πίεση
Εξήγηση:Αρχικά, ας εξετάσουμε την αντίδραση: όλες οι ουσίες είναι αέρια και στη δεξιά πλευρά υπάρχουν δύο μόρια προϊόντων, και στην αριστερή υπάρχει μόνο ένα, η αντίδραση είναι επίσης ενδόθερμη (-Q). Επομένως, ας εξετάσουμε την αλλαγή της πίεσης και της θερμοκρασίας. Χρειαζόμαστε την ισορροπία για να μετατοπιστεί προς τα προϊόντα αντίδρασης. Αν αυξήσουμε την πίεση, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τη μείωση του όγκου, δηλαδή προς τα αντιδρώντα - αυτό δεν μας ταιριάζει. Αν αυξήσουμε τη θερμοκρασία, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την ενδόθερμη αντίδραση, στην περίπτωσή μας προς τα προϊόντα, που ήταν και το ζητούμενο. Η σωστή απάντηση είναι 2.
Εργασία Νο. 2.
Χημική ισορροπία στο σύστημα
SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + NO2(g) - Q
θα μετατοπιστεί προς το σχηματισμό αντιδραστηρίων όταν:
1. Αύξηση της συγκέντρωσης NO
2. Αύξηση της συγκέντρωσης SO2
3. Η θερμοκρασία ανεβαίνει
4. Αυξημένη πίεση
Εξήγηση:Όλες οι ουσίες είναι αέρια, αλλά οι όγκοι στη δεξιά και την αριστερή πλευρά της εξίσωσης είναι οι ίδιοι, επομένως η πίεση δεν θα επηρεάσει την ισορροπία στο σύστημα. Εξετάστε την αλλαγή της θερμοκρασίας: καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση, ακριβώς προς τα αντιδρώντα. Η σωστή απάντηση είναι 3.
Εργασία Νο. 3.
Στο σύστημα
2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q
μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αριστερά θα συμβάλει
1. Αύξηση της πίεσης
2. Αύξηση της συγκέντρωσης N2O4
3. Πτώση θερμοκρασίας
4. Εισαγωγή καταλύτη
Εξήγηση:Ας δώσουμε προσοχή στο γεγονός ότι οι όγκοι των αερίων ουσιών στη δεξιά και την αριστερή πλευρά της εξίσωσης δεν είναι ίσοι, επομένως μια αλλαγή στην πίεση θα επηρεάσει την ισορροπία σε αυτό το σύστημα. Δηλαδή, με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μείωση της ποσότητας των αερίων ουσιών, δηλαδή προς τα δεξιά. Αυτό δεν μας ταιριάζει. Η αντίδραση είναι εξώθερμη, επομένως μια αλλαγή στη θερμοκρασία θα επηρεάσει την ισορροπία του συστήματος. Καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την εξώθερμη αντίδραση, δηλαδή και προς τα δεξιά. Καθώς αυξάνεται η συγκέντρωση του N2O4, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατανάλωση αυτής της ουσίας, δηλαδή προς τα αριστερά. Η σωστή απάντηση είναι 2.
Εργασία Νο. 4.
Σε αντίδραση
2Fe(s) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(s) + 3H2(g) - Q
η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα προϊόντα αντίδρασης όταν
1. Αυξημένη πίεση
2. Προσθήκη καταλύτη
3. Προσθήκη σιδήρου
4. Προσθήκη νερού
Εξήγηση:ο αριθμός των μορίων στο δεξί και στο αριστερό μέρος είναι ο ίδιος, επομένως μια αλλαγή στην πίεση δεν θα επηρεάσει την ισορροπία σε αυτό το σύστημα. Ας εξετάσουμε μια αύξηση στη συγκέντρωση του σιδήρου - η ισορροπία πρέπει να μετατοπιστεί προς την κατανάλωση αυτής της ουσίας, δηλαδή προς τα δεξιά (προς τα προϊόντα αντίδρασης). Η σωστή απάντηση είναι 3.
Εργασία Νο. 5.
Χημική ισορροπία
H2O(l) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q
θα στραφεί προς το σχηματισμό προϊόντων στην περίπτωση
1. Αυξημένη πίεση
2. Αύξηση θερμοκρασίας
3. Αύξηση του χρόνου διαδικασίας
4. Εφαρμογές Καταλύτη
Εξήγηση:μια αλλαγή στην πίεση δεν θα επηρεάσει την ισορροπία σε ένα δεδομένο σύστημα, καθώς δεν είναι όλες οι ουσίες αέριες. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση, δηλαδή προς τα δεξιά (προς το σχηματισμό προϊόντων). Η σωστή απάντηση είναι 2.
Εργασία Νο. 6.
Καθώς η πίεση αυξάνεται, η χημική ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα προϊόντα του συστήματος:
1. CH4(g) + 3S(s) ↔ 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
Εξήγηση:Οι αντιδράσεις 1 και 4 δεν επηρεάζονται από αλλαγές στην πίεση, επειδή δεν είναι όλες οι συμμετέχουσες ουσίες αέριες στην εξίσωση 2, ο αριθμός των μορίων στη δεξιά και την αριστερή πλευρά είναι ο ίδιος, επομένως η πίεση δεν θα επηρεάσει. Η εξίσωση 3 παραμένει: με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία θα πρέπει να μετατοπίζεται προς φθίνουσες ποσότητες αερίων ουσιών (4 μόρια στα δεξιά, 2 μόρια στα αριστερά), δηλαδή προς τα προϊόντα της αντίδρασης. Η σωστή απάντηση είναι 3.
Εργασία Νο. 7.
Δεν επηρεάζει τη μετατόπιση ισορροπίας
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) - Q
1. Αύξηση πίεσης και προσθήκη καταλύτη
2. Αύξηση της θερμοκρασίας και προσθήκη υδρογόνου
3. Μείωση της θερμοκρασίας και προσθήκη υδροϊωδίου
4. Προσθήκη ιωδίου και προσθήκη υδρογόνου
Εξήγηση:στο δεξί και στο αριστερό μέρος οι ποσότητες των αερίων ουσιών είναι οι ίδιες, επομένως μια αλλαγή της πίεσης δεν θα επηρεάσει την ισορροπία στο σύστημα και η προσθήκη καταλύτη επίσης δεν θα την επηρεάσει, επειδή μόλις προσθέσουμε έναν καταλύτη, η άμεση η αντίδραση θα επιταχυνθεί και αμέσως μετά θα αποκατασταθεί η αντίστροφη και η ισορροπία στο σύστημα. Η σωστή απάντηση είναι 1.
Εργασία Νο. 8.
Να μετατοπίσει την ισορροπία σε μια αντίδραση προς τα δεξιά
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g); ΔH°<0
απαιτείται
1. Εισαγωγή καταλύτη
2. Μείωση της θερμοκρασίας
3. Μείωση πίεσης
4. Μειωμένη συγκέντρωση οξυγόνου
Εξήγηση:μια μείωση της συγκέντρωσης οξυγόνου θα οδηγήσει σε μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αντιδρώντα (στα αριστερά). Η μείωση της πίεσης θα μετατοπίσει την ισορροπία προς τη μείωση της ποσότητας των αερίων ουσιών, δηλαδή προς τα δεξιά. Η σωστή απάντηση είναι 3.
Εργασία Νο. 9.
Απόδοση προϊόντος σε εξώθερμη αντίδραση
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)
με ταυτόχρονη αύξηση της θερμοκρασίας και μείωση της πίεσης
1. Αύξηση
2. Θα μειωθεί
3. Δεν θα αλλάξει
4. Πρώτα θα αυξηθεί, μετά θα μειωθεί
Εξήγηση:όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση, δηλαδή προς τα προϊόντα, και όταν η πίεση μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αύξηση των ποσοτήτων των αερίων ουσιών, δηλαδή και προς τα αριστερά. Επομένως, η απόδοση του προϊόντος θα μειωθεί. Η σωστή απάντηση είναι 2.
Εργασία Νο. 10.
Αύξηση της απόδοσης μεθανόλης στην αντίδραση
CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q
προωθεί
1. Αύξηση θερμοκρασίας
2. Εισαγωγή καταλύτη
3. Εισαγωγή αναστολέα
4. Αυξημένη πίεση
Εξήγηση:με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση, δηλαδή προς τα αντιδρώντα. Η αύξηση της πίεσης μετατοπίζει την ισορροπία προς τη μείωση των ποσοτήτων αερίων ουσιών, δηλαδή προς το σχηματισμό μεθανόλης. Η σωστή απάντηση είναι 4.
Εργασίες για ανεξάρτητη λύση (απαντήσεις παρακάτω)
1. Στο σύστημα
CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q
μια μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς τα προϊόντα αντίδρασης θα διευκολυνθεί από
1. Μείωση πίεσης
2. Αύξηση θερμοκρασίας
3. Αύξηση της συγκέντρωσης μονοξειδίου του άνθρακα
4. Αύξηση συγκέντρωσης υδρογόνου
2. Σε ποιο σύστημα, όταν αυξάνεται η πίεση, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα της αντίδρασης;
1. 2СО2(g) ↔ 2СО2(g) + O2(g)
2. C2H4(g) ↔ C2H2(g) + H2(g)
3. PCl3(g) + Cl2(g) ↔ PCl5(g)
4. H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl(g)
3. Χημική ισορροπία στο σύστημα
2HBr(g) ↔ H2(g) + Br2(g) - Q
θα μετατοπιστεί προς τα προϊόντα αντίδρασης όταν
1. Αυξημένη πίεση
2. Αύξηση της θερμοκρασίας
3. Μειωμένη πίεση
4. Χρήση καταλύτη
4. Χημική ισορροπία στο σύστημα
C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + Q
μετατοπίζεται προς τα προϊόντα αντίδρασης όταν
1. Προσθήκη νερού
2. Μείωση της συγκέντρωσης οξικού οξέος
3. Αύξηση της συγκέντρωσης αιθέρα
4. Κατά την αφαίρεση εστέρα
5. Χημική ισορροπία στο σύστημα
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
μετατοπίζεται προς το σχηματισμό του προϊόντος αντίδρασης όταν
1. Αυξημένη πίεση
2. Αύξηση της θερμοκρασίας
3. Μειωμένη πίεση
4. Εφαρμογή καταλύτη
6. Χημική ισορροπία στο σύστημα
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
θα μετατοπιστεί προς τα προϊόντα αντίδρασης όταν
1. Αυξημένη πίεση
2. Μείωση της θερμοκρασίας
3. Αύξηση της συγκέντρωσης CO
4. Η θερμοκρασία ανεβαίνει
7. Οι αλλαγές στην πίεση δεν θα επηρεάσουν την κατάσταση της χημικής ισορροπίας στο σύστημα
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. Σε ποιο σύστημα, με αυξανόμενη πίεση, η χημική ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τις αρχικές ουσίες;
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. Χημική ισορροπία στο σύστημα
С4Н10(g) ↔ С4Н6(g) + 2Н2(g) - Q
θα μετατοπιστεί προς τα προϊόντα αντίδρασης όταν
1. Αύξηση θερμοκρασίας
2. Μείωση της θερμοκρασίας
3. Χρήση καταλύτη
4. Μείωση συγκέντρωσης βουτανίου
10. Για την κατάσταση της χημικής ισορροπίας στο σύστημα
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) -Q
δεν επηρεάζει
1. Αύξηση της πίεσης
2. Αύξηση της συγκέντρωσης ιωδίου
3. Αύξηση θερμοκρασίας
4. Μειώστε τη θερμοκρασία
Εργασίες 2016
1. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ της εξίσωσης μιας χημικής αντίδρασης και της μετατόπισης της χημικής ισορροπίας με την αύξηση της πίεσης στο σύστημα.
Εξίσωση αντίδρασης Μετατόπιση χημικής ισορροπίας
Α) N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) - Q 1. Μετατοπίζεται προς την άμεση αντίδραση
Β) N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q 2. Μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση
Β) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) - Q 3. Δεν υπάρχει μετατόπιση στην ισορροπία
Δ) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q
2. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ των εξωτερικών επιρροών στο σύστημα:
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
και μια αλλαγή στη χημική ισορροπία.
Α. Αύξηση της συγκέντρωσης CO 1. Μετατοπίζεται προς την άμεση αντίδραση
Β. Μείωση της πίεσης 3. Δεν υπάρχει μετατόπιση της ισορροπίας
3. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ των εξωτερικών επιρροών στο σύστημα
HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q
Εξωτερική επίδραση Μετατόπιση στη χημική ισορροπία
Α. Προσθήκη HCOOH 1. Μετατοπίζεται προς την άμεση αντίδραση
Β. Αραίωση με νερό 3. Δεν υπάρχει μεταβολή της ισορροπίας
Δ. Αύξηση θερμοκρασίας
4. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ των εξωτερικών επιρροών στο σύστημα
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
και μια αλλαγή στη χημική ισορροπία.
Εξωτερική επίδραση Μετατόπιση στη χημική ισορροπία
Α. Μείωση της πίεσης 1. Μετατοπίζεται προς την προς τα εμπρός αντίδραση
Β. Αύξηση θερμοκρασίας 2. Μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση
Β. Αύξηση της θερμοκρασίας NO2 3. Δεν υπάρχει μετατόπιση ισορροπίας
Δ. Προσθήκη Ο2
5. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ των εξωτερικών επιρροών στο σύστημα
4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) + Q
και μια αλλαγή στη χημική ισορροπία.
Εξωτερική επίδραση Μετατόπιση στη χημική ισορροπία
Α. Μείωση της θερμοκρασίας 1. Μετακίνηση προς την άμεση αντίδραση
Β. Αύξηση της πίεσης 2. Μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση
Β. Αύξηση της συγκέντρωσης στην αμμωνία 3. Δεν παρατηρείται μεταβολή της ισορροπίας
Δ. Απομάκρυνση υδρατμών
6. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ των εξωτερικών επιρροών στο σύστημα
WO3(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) +Q
και μια αλλαγή στη χημική ισορροπία.
Εξωτερική επίδραση Μετατόπιση στη χημική ισορροπία
Α. Αύξηση θερμοκρασίας 1. Μετατοπίζεται προς άμεση αντίδραση
Β. Αύξηση της πίεσης 2. Μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση
Β. Χρήση καταλύτη 3. Δεν υπάρχει μετατόπιση στην ισορροπία
Δ. Απομάκρυνση υδρατμών
7. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ των εξωτερικών επιρροών στο σύστημα
С4Н8(g) + Н2(g) ↔ С4Н10(g) + Q
και μια αλλαγή στη χημική ισορροπία.
Εξωτερική επίδραση Μετατόπιση στη χημική ισορροπία
Α. Αύξηση της συγκέντρωσης υδρογόνου 1. Μετατοπίζεται σε άμεση αντίδραση
Β. Αύξηση θερμοκρασίας 2. Μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση
Β. Αύξηση της πίεσης 3. Δεν υπάρχει μετατόπιση της ισορροπίας
Δ. Χρήση καταλύτη
8. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ της εξίσωσης μιας χημικής αντίδρασης και μιας ταυτόχρονης αλλαγής των παραμέτρων του συστήματος, που οδηγεί σε μια μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς μια άμεση αντίδραση.
Εξίσωση αντίδρασης Αλλαγή παραμέτρων συστήματος
Α. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. Αύξηση θερμοκρασίας και συγκέντρωσης υδρογόνου
Β. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g) -Q 2. Μείωση θερμοκρασίας και συγκέντρωσης υδρογόνου
Β. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. Αύξηση θερμοκρασίας και μείωση της συγκέντρωσης υδρογόνου
Δ. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. Μείωση θερμοκρασίας και αύξηση συγκέντρωσης υδρογόνου
9. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ της εξίσωσης μιας χημικής αντίδρασης και της μετατόπισης της χημικής ισορροπίας με την αύξηση της πίεσης στο σύστημα.
Εξίσωση αντίδρασης Κατεύθυνση μετατόπισης χημικής ισορροπίας
Α. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(s) 1. Μετατοπίζεται προς την άμεση αντίδραση
Β. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. Μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση
Β. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. Δεν υπάρχει μετατόπιση στην ισορροπία
G. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)
10. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ της εξίσωσης μιας χημικής αντίδρασης και μιας ταυτόχρονης αλλαγής των συνθηκών για την πραγματοποίησή της, που οδηγεί σε μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς μια άμεση αντίδραση.
Εξίσωση αντίδρασης Μεταβαλλόμενες συνθήκες
Α. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. Αύξηση θερμοκρασίας και πίεσης
Β. N2O4(l) ↔ 2NO2(g) -Q 2. Μείωση θερμοκρασίας και πίεσης
Β. CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g) + Q 3. Αύξηση της θερμοκρασίας και μείωση της πίεσης
Δ. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Μείωση θερμοκρασίας και αύξηση της πίεσης
Απαντήσεις: 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
Για τις εργασίες ευχαριστούμε τις συλλογές ασκήσεων 2016, 2015, 2014, 2013, συγγραφείς:
Kavernina A.A., Dobrotina D.Yu., Snastina M.G., Savinkina E.V., Zhiveinova O.G.
Η χημική ισορροπία διατηρείται όσο οι συνθήκες στις οποίες βρίσκεται το σύστημα παραμένουν αμετάβλητες. Η αλλαγή των συνθηκών (συγκέντρωση ουσιών, θερμοκρασία, πίεση) προκαλεί ανισορροπία. Μετά από κάποιο χρονικό διάστημα, η χημική ισορροπία αποκαθίσταται, αλλά υπό νέες, διαφορετικές από τις προηγούμενες συνθήκες. Μια τέτοια μετάβαση ενός συστήματος από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη ονομάζεται μετατόπιση(μετατόπιση) της ισορροπίας. Η κατεύθυνση της μετατόπισης υπακούει στην αρχή του Le Chatelier.
Καθώς η συγκέντρωση μιας από τις πρώτες ουσίες αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μεγαλύτερη κατανάλωση αυτής της ουσίας και η άμεση αντίδραση εντείνεται. Η μείωση της συγκέντρωσης των αρχικών ουσιών μετατοπίζει την ισορροπία προς το σχηματισμό αυτών των ουσιών, καθώς αυξάνεται η αντίστροφη αντίδραση. Η αύξηση της θερμοκρασίας μετατοπίζει την ισορροπία προς μια ενδόθερμη αντίδραση, ενώ μια μείωση της θερμοκρασίας μετατοπίζει την ισορροπία προς μια εξώθερμη αντίδραση. Η αύξηση της πίεσης μετατοπίζει την ισορροπία προς φθίνουσες ποσότητες αερίων ουσιών, δηλαδή προς μικρότερους όγκους που καταλαμβάνονται από αυτά τα αέρια. Αντίθετα, με τη μείωση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς αυξανόμενες ποσότητες αερίων ουσιών, δηλαδή προς μεγαλύτερους όγκους που σχηματίζονται από αέρια.
Παράδειγμα 1.
Πώς θα επηρεάσει μια αύξηση της πίεσης την κατάσταση ισορροπίας των ακόλουθων αναστρέψιμων αντιδράσεων αερίων:
α) SO 2 + C1 2 =SO 2 CI 2;
β) H 2 + Br 2 = 2НВr.
Λύση:
Χρησιμοποιούμε την αρχή του Le Chatelier, σύμφωνα με την οποία μια αύξηση της πίεσης στην πρώτη περίπτωση (α) μετατοπίζει την ισορροπία προς τα δεξιά, προς μια μικρότερη ποσότητα αερίων ουσιών που καταλαμβάνουν μικρότερο όγκο, γεγονός που εξασθενεί την εξωτερική επίδραση της αυξημένης πίεσης. Στη δεύτερη αντίδραση (β), οι ποσότητες των αερίων ουσιών, τόσο των πρώτων υλών όσο και των προϊόντων της αντίδρασης, είναι ίσες, όπως και οι όγκοι που καταλαμβάνουν, οπότε η πίεση δεν επηρεάζει και η ισορροπία δεν διαταράσσεται.
Παράδειγμα 2.
Στην αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας (–Q) 3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q, η προς τα εμπρός αντίδραση είναι εξώθερμη, η αντίστροφη είναι ενδόθερμη. Πώς πρέπει να αλλάξει η συγκέντρωση των αντιδρώντων, η θερμοκρασία και η πίεση για να αυξηθεί η απόδοση της αμμωνίας;
Λύση:
Για να μετακινήσετε το υπόλοιπο προς τα δεξιά, πρέπει:
α) να αυξήσει τις συγκεντρώσεις των Η 2 και Ν 2.
β) να μειώσει τη συγκέντρωση (αφαίρεση από τη σφαίρα αντίδρασης) του NH 3.
γ) χαμηλώστε τη θερμοκρασία.
δ) αυξήστε την πίεση.
Παράδειγμα 3.
Η ομοιογενής αντίδραση μεταξύ υδροχλωρίου και οξυγόνου είναι αναστρέψιμη:
4HC1 + O 2 = 2C1 2 + 2H 2 O + 116 kJ.
1. Τι επίδραση θα έχουν τα παρακάτω στην ισορροπία του συστήματος;
α) αύξηση της πίεσης.
β) αύξηση της θερμοκρασίας.
γ) εισαγωγή καταλύτη;
Λύση:
α) Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μια αύξηση της πίεσης οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την άμεση αντίδραση.
β) Η αύξηση του t° οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την αντίστροφη αντίδραση.
γ) Η εισαγωγή καταλύτη δεν μεταβάλλει την ισορροπία.
2. Προς ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η χημική ισορροπία εάν διπλασιαστεί η συγκέντρωση των αντιδρώντων;
Λύση:
υ → = k → 0 2 0 2 ;
υ 0 ← = k ← 0 2 0 2
Μετά την αύξηση των συγκεντρώσεων, ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης έγινε:
υ → = k → 4 = 32 k → 0 4 0
αυξήθηκε δηλαδή κατά 32 φορές σε σχέση με την αρχική ταχύτητα. Ομοίως, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται 16 φορές:
υ ← = k ← 2 2 = 16k ← [H 2 O] 0 2 [C1 2 ] 0 2 .
Η αύξηση του ρυθμού της μπροστινής αντίδρασης είναι 2 φορές μεγαλύτερη από την αύξηση του ρυθμού της αντίστροφης αντίδρασης: η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά.
Παράδειγμα 4. ΣΕ
ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η ισορροπία μιας ομοιογενούς αντίδρασης:
PCl 5 = PC1 3 + Cl 2 + 92 KJ,
Λύση:
εάν αυξήσετε τη θερμοκρασία κατά 30 °C, γνωρίζοντας ότι ο συντελεστής θερμοκρασίας της μπροστινής αντίδρασης είναι 2,5 και η αντίστροφη αντίδραση είναι 3,2;
Δεδομένου ότι οι συντελεστές θερμοκρασίας της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης δεν είναι ίσοι, η αύξηση της θερμοκρασίας θα έχει διαφορετικά αποτελέσματα στη μεταβολή των ρυθμών αυτών των αντιδράσεων. Χρησιμοποιώντας τον κανόνα του Van't Hoff (1.3), βρίσκουμε τους ρυθμούς των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 30 °C:
υ ← (t 2) = υ ← (t 1) =υ → (t 1) 3,2 0,1 30 = 32,8υ ← (t 1)
Μια αύξηση στη θερμοκρασία αύξησε τον ρυθμό της προς τα εμπρός αντίδρασης κατά 15,6 φορές και της αντίστροφης αντίδρασης κατά 32,8 φορές. Κατά συνέπεια, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά, προς το σχηματισμό PCl 5.
Παράδειγμα 5.
Πώς θα αλλάξουν οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων στο απομονωμένο σύστημα C 2 H 4 + H 2 ⇄ C 2 H 6 και πού θα μετατοπιστεί η ισορροπία όταν ο όγκος του συστήματος αυξηθεί κατά 3 φορές;
Λύση:
Οι αρχικοί ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι οι εξής:
υ 0 = k 0 0 ; υ 0 = k 0 .
Η αύξηση του όγκου του συστήματος προκαλεί μείωση των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων κατά 3 φορές, επομένως η αλλαγή στον ρυθμό των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων θα είναι η εξής:
υ 0 = k = 1/9υ 0
υ = k = 1/3υ 0
Η μείωση στους ρυθμούς των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων δεν είναι η ίδια: ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης είναι 3 φορές υψηλότερος από τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης, επομένως η ισορροπία θα μετατοπιστεί σε αριστερά, προς την πλευρά όπου το σύστημα καταλαμβάνει μεγαλύτερο όγκο, δηλαδή προς το σχηματισμό των C 2 H 4 και H 2.
Θέματα κωδικοποιητή: αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις. Χημική ισορροπία. Μετατόπιση της χημικής ισορροπίας υπό την επίδραση διαφόρων παραγόντων.
Εάν είναι δυνατή μια αντίστροφη αντίδραση, οι χημικές αντιδράσεις χωρίζονται σε αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες.
Αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις είναι αντιδράσεις των οποίων τα προϊόντα, υπό δεδομένες συνθήκες, μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους.
Μη αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι αντιδράσεις των οποίων τα προϊόντα δεν μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους υπό δεδομένες συνθήκες.
Περισσότερες λεπτομέρειες για ταξινόμηση χημικών αντιδράσεωνμπορεί να διαβαστεί.
Η πιθανότητα αλληλεπίδρασης προϊόντος εξαρτάται από τις συνθήκες της διαδικασίας.
Έτσι, εάν το σύστημα Άνοιξε, δηλ. ανταλλάσσει τόσο ύλη όσο και ενέργεια με το περιβάλλον, τότε οι χημικές αντιδράσεις στις οποίες, για παράδειγμα, σχηματίζονται αέρια, θα είναι μη αναστρέψιμες. Για παράδειγμα , κατά την πύρωση στερεού διττανθρακικού νατρίου:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Το αέριο διοξείδιο του άνθρακα θα απελευθερωθεί και θα εξατμιστεί από τη ζώνη αντίδρασης. Επομένως, μια τέτοια αντίδραση θα είναι μη αναστρεψιμουπό αυτές τις συνθήκες. Αν αναλογιστούμε κλειστό σύστημα , οι οποίες δεν μπορώανταλλάσσουν μια ουσία με το περιβάλλον (για παράδειγμα, ένα κλειστό κουτί στο οποίο συμβαίνει η αντίδραση), τότε το διοξείδιο του άνθρακα δεν θα μπορεί να διαφύγει από τη ζώνη αντίδρασης και θα αλληλεπιδράσει με το νερό και το ανθρακικό νάτριο, τότε η αντίδραση θα είναι αναστρέψιμη υπό αυτές τις προϋποθέσεις:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Ας σκεφτούμε αναστρέψιμες αντιδράσεις. Αφήστε την αναστρέψιμη αντίδραση να προχωρήσει σύμφωνα με το σχήμα:
aA + bB = cC + dD
Η ταχύτητα της μπροστινής αντίδρασης σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας καθορίζεται από την έκφραση: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b, η ταχύτητα της αντίστροφης αντίδρασης: v 2 =k 2 ·C С с ·C D d . Εάν κατά την αρχική στιγμή της αντίδρασης δεν υπάρχουν ουσίες C και D στο σύστημα, τότε τα σωματίδια Α και Β κυρίως συγκρούονται και αλληλεπιδρούν και εμφανίζεται μια κυρίως άμεση αντίδραση. Σταδιακά, η συγκέντρωση των σωματιδίων C και D θα αρχίσει επίσης να αυξάνεται, επομένως, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης θα αυξηθεί. Σε κάποιο σημείο ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης θα είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης. Αυτή η κατάσταση ονομάζεται χημική ισορροπία .
Ετσι, χημική ισορροπία είναι μια κατάσταση του συστήματος στην οποία οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι .
Επειδή οι ρυθμοί των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι, ο ρυθμός σχηματισμού των ουσιών είναι ίσος με τον ρυθμό κατανάλωσής τους και το ρεύμα οι συγκεντρώσεις των ουσιών δεν αλλάζουν . Τέτοιες συγκεντρώσεις ονομάζονται ισορροπία .
Σημειώστε ότι σε ισορροπία υπάρχουν και άμεσες και αντίστροφες αντιδράσεις, δηλαδή τα αντιδρώντα αλληλεπιδρούν μεταξύ τους, αλλά και τα προϊόντα αλληλεπιδρούν με την ίδια ταχύτητα. Ταυτόχρονα, εξωτερικοί παράγοντες μπορούν να επηρεάσουν εκτοπίζωχημική ισορροπία προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση. Επομένως, η χημική ισορροπία ονομάζεται κινητή ή δυναμική.
Η έρευνα στον τομέα της κινητής ισορροπίας ξεκίνησε τον 19ο αιώνα. Τα έργα του Henri Le Chatelier έθεσαν τα θεμέλια της θεωρίας, την οποία γενίκευσε αργότερα ο επιστήμονας Karl Brown. Η αρχή της κινητής ισορροπίας, ή η αρχή Le Chatelier-Brown, δηλώνει:
Εάν ένα σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας επηρεάζεται από έναν εξωτερικό παράγοντα που αλλάζει οποιαδήποτε από τις συνθήκες ισορροπίας, τότε οι διαδικασίες στο σύστημα που στοχεύουν στην αντιστάθμιση της εξωτερικής επιρροής εντείνονται.
Με άλλα λόγια: όταν υπάρχει εξωτερική επιρροή στο σύστημα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί έτσι ώστε να αντισταθμιστεί αυτή η εξωτερική επίδραση.
Αυτή η αρχή, η οποία είναι πολύ σημαντική, λειτουργεί για οποιαδήποτε φαινόμενα ισορροπίας (όχι μόνο χημικές αντιδράσεις). Ωστόσο, τώρα θα το εξετάσουμε σε σχέση με τις χημικές αλληλεπιδράσεις. Στην περίπτωση των χημικών αντιδράσεων, οι εξωτερικές επιδράσεις οδηγούν σε αλλαγές στις συγκεντρώσεις ισορροπίας των ουσιών.
Οι χημικές αντιδράσεις σε κατάσταση ισορροπίας μπορούν να επηρεαστούν από τρεις κύριους παράγοντες - τη θερμοκρασία, την πίεση και τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ή προϊόντων.
1. Όπως είναι γνωστό, οι χημικές αντιδράσεις συνοδεύονται από θερμική επίδραση. Εάν η άμεση αντίδραση συμβαίνει με την απελευθέρωση θερμότητας (εξώθερμη, ή +Q), τότε η αντίστροφη αντίδραση συμβαίνει με την απορρόφηση θερμότητας (ενδόθερμη, ή -Q) και αντίστροφα. Αν σηκώσεις θερμοκρασία στο σύστημα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί έτσι ώστε να αντισταθμιστεί αυτή η αύξηση. Είναι λογικό ότι σε μια εξώθερμη αντίδραση η αύξηση της θερμοκρασίας δεν μπορεί να αντισταθμιστεί. Έτσι, όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, η ισορροπία στο σύστημα μετατοπίζεται προς την απορρόφηση θερμότητας, δηλ. προς τις ενδόθερμες αντιδράσεις (-Q); καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, κινείται προς μια εξώθερμη αντίδραση (+Q).
2. Στην περίπτωση των αντιδράσεων ισορροπίας, όταν τουλάχιστον μία από τις ουσίες βρίσκεται στην αέρια φάση, η ισορροπία επηρεάζεται επίσης σημαντικά από μια αλλαγή πίεσηστο σύστημα. Καθώς η πίεση αυξάνεται, το χημικό σύστημα προσπαθεί να αντισταθμίσει αυτό το αποτέλεσμα και αυξάνει τον ρυθμό αντίδρασης, κατά τον οποίο η ποσότητα των αερίων ουσιών μειώνεται. Καθώς η πίεση μειώνεται, το σύστημα αυξάνει την ταχύτητα αντίδρασης, η οποία παράγει περισσότερα μόρια αερίων ουσιών. Έτσι: με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τη μείωση του αριθμού των μορίων αερίου και με τη μείωση της πίεσης - προς την αύξηση του αριθμού των μορίων αερίου.
Σημείωση! Συστήματα όπου ο αριθμός των μορίων των αντιδρώντων αερίων και των προϊόντων είναι ο ίδιος δεν επηρεάζονται από την πίεση! Επίσης, οι αλλαγές στην πίεση δεν έχουν ουσιαστικά καμία επίδραση στην ισορροπία στα διαλύματα, δηλ. σε αντιδράσεις όπου δεν υπάρχουν αέρια.
3. Επίσης, η ισορροπία στα χημικά συστήματα επηρεάζεται από αλλαγές συγκεντρώσειςαντιδρώντα και προϊόντα. Καθώς η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, το σύστημα προσπαθεί να τα χρησιμοποιήσει και αυξάνει τον ρυθμό της προς τα εμπρός αντίδρασης. Καθώς η συγκέντρωση των αντιδραστηρίων μειώνεται, το σύστημα προσπαθεί να τα παράγει και ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται. Καθώς η συγκέντρωση των προϊόντων αυξάνεται, το σύστημα προσπαθεί επίσης να τα καταναλώσει και αυξάνει τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης. Όταν η συγκέντρωση των προϊόντων μειώνεται, το χημικό σύστημα αυξάνει τον ρυθμό σχηματισμού τους, δηλ. ταχύτητα μπροστινής αντίδρασης.
Αν σε χημικό σύστημα ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης αυξάνεται σωστά , προς τη διαμόρφωση προϊόντων Και κατανάλωση αντιδραστηρίου . Αν ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται, λέμε ότι η ισορροπία έχει μετατοπιστεί αριστερά , προς την κατανάλωση τροφίμων Και αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων .
Για παράδειγμα, στην αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q
Η αύξηση της πίεσης οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης, κατά την οποία σχηματίζονται λιγότερα μόρια αερίου, δηλ. άμεση αντίδραση (ο αριθμός των μορίων των αντιδρώντων αερίων είναι 4, ο αριθμός των μορίων αερίου στα προϊόντα είναι 2). Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά, προς τα προϊόντα. Στο άνοδος θερμοκρασίαςη ισορροπία θα αλλάξει στην αντίθετη κατεύθυνση της ενδόθερμης αντίδρασης, δηλ. προς τα αριστερά, προς τα αντιδραστήρια. Η αύξηση της συγκέντρωσης αζώτου ή υδρογόνου θα μετατοπίσει την ισορροπία προς την κατανάλωσή τους, δηλ. προς τα δεξιά, προς τα προϊόντα.
Καταλύτης δεν επηρεάζει την ισορροπία, γιατί επιταχύνει τόσο τις εμπρός όσο και τις αντίστροφες αντιδράσεις.
Η κατάσταση ισορροπίας για μια αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να διαρκέσει επ 'αόριστον (χωρίς εξωτερική παρέμβαση). Αν όμως ασκηθεί εξωτερική επίδραση σε ένα τέτοιο σύστημα (αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης ή συγκέντρωσης τελικών ή αρχικών ουσιών), τότε η κατάσταση ισορροπίας θα διαταραχθεί. Η ταχύτητα μιας από τις αντιδράσεις θα γίνει μεγαλύτερη από την ταχύτητα της άλλης. Με την πάροδο του χρόνου, το σύστημα θα καταλαμβάνει και πάλι μια κατάσταση ισορροπίας, αλλά οι νέες συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών και τελικών ουσιών θα διαφέρουν από τις αρχικές. Σε αυτή την περίπτωση, μιλούν για μια μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση.
Εάν, ως αποτέλεσμα μιας εξωτερικής επιρροής, ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης γίνει μεγαλύτερος από τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης, αυτό σημαίνει ότι η χημική ισορροπία έχει μετατοπιστεί προς τα δεξιά. Αν, αντίθετα, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης γίνει μεγαλύτερος, αυτό σημαίνει ότι η χημική ισορροπία έχει μετατοπιστεί προς τα αριστερά.
Όταν η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών ουσιών μειώνονται και οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των τελικών ουσιών αυξάνονται σε σύγκριση με τις αρχικές συγκεντρώσεις ισορροπίας. Αντίστοιχα, η απόδοση των προϊόντων αντίδρασης επίσης αυξάνεται.
Η μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς τα αριστερά προκαλεί αύξηση των συγκεντρώσεων ισορροπίας των αρχικών ουσιών και μείωση των συγκεντρώσεων ισορροπίας των τελικών προϊόντων, η απόδοση των οποίων θα μειωθεί.
Η κατεύθυνση της μετατόπισης της χημικής ισορροπίας προσδιορίζεται χρησιμοποιώντας την αρχή του Le Chatelier: «Αν ασκηθεί εξωτερική επίδραση σε ένα σύστημα σε κατάσταση χημικής ισορροπίας (αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης, συγκέντρωσης μιας ή περισσότερων ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση), αυτό θα οδηγήσει σε αύξηση του ρυθμού αυτής της αντίδρασης, η εμφάνιση της οποίας θα αντισταθμίσει (μειώσει) τον αντίκτυπο».
Για παράδειγμα, καθώς αυξάνεται η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών, ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης αυξάνεται και η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Όταν η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών μειώνεται, αντίθετα, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται και η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά.
Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται (δηλαδή όταν το σύστημα θερμαίνεται), η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση και όταν μειώνεται (δηλαδή όταν το σύστημα ψύχεται) - προς την εξώθερμη αντίδραση. (Εάν η προς τα εμπρός αντίδραση είναι εξώθερμη, τότε η αντίστροφη αντίδραση θα είναι αναγκαστικά ενδόθερμη και το αντίστροφο).
Πρέπει να τονιστεί ότι μια αύξηση της θερμοκρασίας, κατά κανόνα, αυξάνει τον ρυθμό τόσο των μπροστινών όσο και των αντίστροφων αντιδράσεων, αλλά ο ρυθμός μιας ενδόθερμης αντίδρασης αυξάνεται σε μεγαλύτερο βαθμό από τον ρυθμό μιας εξώθερμης αντίδρασης. Αντίστοιχα, όταν το σύστημα ψύχεται, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων μειώνονται, αλλά και όχι στον ίδιο βαθμό: για μια εξώθερμη αντίδραση είναι σημαντικά μικρότερος από ό,τι για μια ενδόθερμη.
Μια αλλαγή στην πίεση επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας μόνο εάν πληρούνται δύο προϋποθέσεις:
είναι απαραίτητο τουλάχιστον μία από τις ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση να είναι σε αέρια κατάσταση, για παράδειγμα:
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - μια αλλαγή στην πίεση επηρεάζει τη μετατόπιση της ισορροπίας.
CH 3 COOH (υγρό) + C 2 H 5 OH (υγρό) CH 3 COOC 2 H 5 (υγρό) + H 2 O (υγρό) – μια αλλαγή στην πίεση δεν επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας, επειδή καμία από τις αρχικές ή τελικές ουσίες δεν είναι σε αέρια κατάσταση.
εάν πολλές ουσίες βρίσκονται σε αέρια κατάσταση, είναι απαραίτητο ο αριθμός των μορίων αερίου στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης για μια τέτοια αντίδραση να μην είναι ίσος με τον αριθμό των μορίων αερίου στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, για παράδειγμα:
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – οι αλλαγές πίεσης επηρεάζουν τη μετατόπιση ισορροπίας
I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – η αλλαγή πίεσης δεν επηρεάζει τη μετατόπιση ισορροπίας
Όταν πληρούνται αυτές οι δύο προϋποθέσεις, μια αύξηση της πίεσης οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς μια αντίδραση, η εμφάνιση της οποίας μειώνει τον αριθμό των μορίων αερίου στο σύστημα. Στο παράδειγμά μας (καταλυτική καύση SO 2) αυτή θα είναι μια άμεση αντίδραση.
Η μείωση της πίεσης, αντίθετα, μετατοπίζει την ισορροπία προς την αντίδραση που συμβαίνει με το σχηματισμό μεγαλύτερου αριθμού μορίων αερίου. Στο παράδειγμά μας, αυτή θα είναι η αντίθετη αντίδραση.
Η αύξηση της πίεσης προκαλεί μείωση του όγκου του συστήματος, άρα και αύξηση των μοριακών συγκεντρώσεων των αερίων ουσιών. Ως αποτέλεσμα, ο ρυθμός των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων αυξάνεται, αλλά όχι στον ίδιο βαθμό. Μια μείωση της πίεσης σύμφωνα με ένα παρόμοιο σχήμα οδηγεί σε μείωση των ρυθμών των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων. Αλλά ταυτόχρονα, ο ρυθμός αντίδρασης, προς τον οποίο μετατοπίζεται η ισορροπία, μειώνεται σε μικρότερο βαθμό.
Ο καταλύτης δεν επηρεάζει τη μετατόπιση ισορροπίας, γιατί επιταχύνει (ή επιβραδύνει) τόσο τις μπροστινές όσο και τις αντίστροφες αντιδράσεις στον ίδιο βαθμό. Παρουσία του, η χημική ισορροπία επιτυγχάνεται μόνο πιο γρήγορα (ή πιο αργά).
Εάν ένα σύστημα επηρεάζεται από πολλούς παράγοντες ταυτόχρονα, τότε ο καθένας από αυτούς δρα ανεξάρτητα από τους άλλους. Για παράδειγμα, στη σύνθεση αμμωνίας
N 2 (αέριο) + 3H 2 (αέριο) 2NH 3 (αέριο)
Η αντίδραση πραγματοποιείται με θέρμανση και παρουσία καταλύτη για να αυξηθεί η ταχύτητά της, αλλά η επίδραση της θερμοκρασίας οδηγεί στο γεγονός ότι η ισορροπία της αντίδρασης μετατοπίζεται προς τα αριστερά, προς την αντίστροφη ενδόθερμη αντίδραση. Αυτό προκαλεί μείωση της παραγωγής NH 3. Για να αντισταθμιστεί αυτή η ανεπιθύμητη επίδραση της θερμοκρασίας και να αυξηθεί η απόδοση της αμμωνίας, η πίεση στο σύστημα αυξάνεται ταυτόχρονα, γεγονός που μετατοπίζει την ισορροπία της αντίδρασης προς τα δεξιά, δηλ. προς το σχηματισμό λιγότερων μορίων αερίου.
Σε αυτή την περίπτωση, επιλέγονται πειραματικά οι βέλτιστες συνθήκες για την αντίδραση (θερμοκρασία, πίεση), στις οποίες θα προχωρούσε με αρκετά υψηλή ταχύτητα και θα έδινε μια οικονομικά βιώσιμη απόδοση του τελικού προϊόντος.
Η αρχή του Le Chatelier χρησιμοποιείται ομοίως στη χημική βιομηχανία για την παραγωγή μεγάλου αριθμού διαφορετικών ουσιών μεγάλης σημασίας για την εθνική οικονομία.
Η αρχή του Le Chatelier είναι εφαρμόσιμη όχι μόνο σε αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις, αλλά και σε διάφορες άλλες διεργασίες ισορροπίας: φυσική, φυσικοχημική, βιολογική.
Το ενήλικο ανθρώπινο σώμα χαρακτηρίζεται από τη σχετική σταθερότητα πολλών παραμέτρων, συμπεριλαμβανομένων διαφόρων βιοχημικών δεικτών, συμπεριλαμβανομένων των συγκεντρώσεων βιολογικά δραστικών ουσιών. Ωστόσο, μια τέτοια κατάσταση δεν μπορεί να ονομαστεί ισορροπία, γιατί δεν ισχύει για ανοιχτά συστήματα.
Το ανθρώπινο σώμα, όπως κάθε ζωντανό σύστημα, ανταλλάσσει συνεχώς διάφορες ουσίες με το περιβάλλον: καταναλώνει τροφή και απελευθερώνει προϊόντα της οξείδωσης και της αποσύνθεσής τους. Επομένως, είναι τυπικό για έναν οργανισμό σταθερή κατάσταση, ορίζεται ως η σταθερότητα των παραμέτρων του σε σταθερό ρυθμό ανταλλαγής ύλης και ενέργειας με το περιβάλλον. Σε μια πρώτη προσέγγιση, μια στατική κατάσταση μπορεί να θεωρηθεί ως μια σειρά καταστάσεων ισορροπίας που συνδέονται μεταξύ τους με διαδικασίες χαλάρωσης. Σε κατάσταση ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση διατηρούνται λόγω της αναπλήρωσης των αρχικών προϊόντων από το εξωτερικό και της απομάκρυνσης των τελικών προϊόντων προς τα έξω. Μια αλλαγή στην περιεκτικότητά τους στο σώμα δεν οδηγεί, σε αντίθεση με τα κλειστά συστήματα, σε μια νέα θερμοδυναμική ισορροπία. Το σύστημα επιστρέφει στην αρχική του κατάσταση. Έτσι, διατηρείται η σχετική δυναμική σταθερότητα της σύνθεσης και των ιδιοτήτων του εσωτερικού περιβάλλοντος του σώματος, η οποία καθορίζει τη σταθερότητα των φυσιολογικών λειτουργιών του. Αυτή η ιδιότητα ενός ζωντανού συστήματος ονομάζεται διαφορετικά ομοιοσταση.
Κατά τη διάρκεια της ζωής ενός οργανισμού σε ακίνητη κατάσταση, σε αντίθεση με ένα κλειστό σύστημα ισορροπίας, εμφανίζεται αύξηση της εντροπίας. Ωστόσο, μαζί με αυτό, συμβαίνει και η αντίστροφη διαδικασία ταυτόχρονα - μείωση της εντροπίας λόγω της κατανάλωσης θρεπτικών ουσιών με χαμηλή τιμή εντροπίας από το περιβάλλον (για παράδειγμα, ενώσεις υψηλής μοριακής απόδοσης - πρωτεΐνες, πολυσακχαρίτες, υδατάνθρακες κ.λπ.) και την απελευθέρωση προϊόντων αποσύνθεσης στο περιβάλλον. Σύμφωνα με τη θέση του I.R Prigogine, η συνολική παραγωγή εντροπίας για έναν οργανισμό σε ακίνητη κατάσταση τείνει στο ελάχιστο.
Μια σημαντική συμβολή στην ανάπτυξη της θερμοδυναμικής μη ισορροπίας έγινε από τον I. R. Prigozhy, βραβευμένος με Νόμπελ το 1977, ο οποίος υποστήριξε ότι «σε οποιοδήποτε σύστημα μη ισορροπίας υπάρχουν τοπικές περιοχές που βρίσκονται σε κατάσταση ισορροπίας. Στην κλασική θερμοδυναμική, η ισορροπία αναφέρεται σε ολόκληρο το σύστημα, αλλά σε μη ισορροπία, μόνο στα επιμέρους μέρη του».
Έχει διαπιστωθεί ότι η εντροπία σε τέτοια συστήματα αυξάνεται κατά την εμβρυογένεση, κατά τις διαδικασίες αναγέννησης και την ανάπτυξη κακοήθων νεοπλασμάτων.
Έννοια της χημικής ισορροπίας
Κατάσταση ισορροπίας θεωρείται η κατάσταση ενός συστήματος που παραμένει αμετάβλητη και αυτή η κατάσταση δεν προκαλείται από τη δράση οποιωνδήποτε εξωτερικών δυνάμεων. Η κατάσταση ενός συστήματος ουσιών που αντιδρούν στο οποίο ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης γίνεται ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης ονομάζεται χημική ισορροπία. Αυτή η ισορροπία ονομάζεται επίσης κινητό m ή δυναμικόςισορροπία.
Σημάδια χημικής ισορροπίας
1. Η κατάσταση του συστήματος παραμένει αμετάβλητη με την πάροδο του χρόνου διατηρώντας παράλληλα τις εξωτερικές συνθήκες.
2. Η ισορροπία είναι δυναμική, προκαλείται δηλαδή από την εμφάνιση μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων με τους ίδιους ρυθμούς.
3. Οποιαδήποτε εξωτερική επιρροή προκαλεί αλλαγή στην ισορροπία του συστήματος. Εάν αφαιρεθεί η εξωτερική επιρροή, το σύστημα επιστρέφει στην αρχική του κατάσταση.
4. Η κατάσταση ισορροπίας μπορεί να προσεγγιστεί από δύο πλευρές - τόσο από την πλευρά των αρχικών ουσιών όσο και από την πλευρά των προϊόντων αντίδρασης.
5. Σε κατάσταση ισορροπίας, η ενέργεια Gibbs φτάνει στην ελάχιστη τιμή της.
Η αρχή του Le Chatelier
Προσδιορίζεται η επίδραση των αλλαγών στις εξωτερικές συνθήκες στη θέση ισορροπίας Η αρχή του Le Chatelier (αρχή της κινούμενης ισορροπίας): Εάν εφαρμοστεί οποιαδήποτε εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας, τότε στο σύστημα εκείνη η κατεύθυνση της διαδικασίας που αποδυναμώνει την επίδραση αυτής της επιρροής θα ενισχυθεί και η θέση ισορροπίας θα μετατοπιστεί προς την ίδια κατεύθυνση.
Η αρχή του Le Chatelier δεν ισχύει μόνο για τις χημικές διεργασίες, αλλά και για τις φυσικές, όπως ο βρασμός, η κρυστάλλωση, η διάλυση κ.λπ.
Ας εξετάσουμε την επίδραση διαφόρων παραγόντων στη χημική ισορροπία χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης οξείδωσης ΝΟ:
2 ΟΧΙ (ζ) + Ο 2(g) 2 NO 2(g) ; H o 298 = - 113,4 kJ/mol.
Επίδραση της θερμοκρασίας στη χημική ισορροπία
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση και καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, προς την εξώθερμη αντίδραση.
Ο βαθμός μετατόπισης ισορροπίας καθορίζεται από την απόλυτη τιμή της θερμικής επίδρασης: τόσο μεγαλύτερη είναι η απόλυτη τιμή της ενθαλπίας της αντίδρασης H, τόσο μεγαλύτερη είναι η επίδραση της θερμοκρασίας στην κατάσταση ισορροπίας.
Στην υπό εξέταση αντίδραση για τη σύνθεση του μονοξειδίου του αζώτου (IV ) μια αύξηση της θερμοκρασίας θα μετατοπίσει την ισορροπία προς τις αρχικές ουσίες.
Επίδραση της πίεσης στη χημική ισορροπία
Η συμπίεση μετατοπίζει την ισορροπία προς την κατεύθυνση μιας διεργασίας που συνοδεύεται από μείωση του όγκου των αερίων ουσιών και η μείωση της πίεσης μετατοπίζει την ισορροπία προς την αντίθετη κατεύθυνση. Στο υπό εξέταση παράδειγμα, υπάρχουν τρεις τόμοι στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης και δύο στη δεξιά. Εφόσον η αύξηση της πίεσης ευνοεί τη διαδικασία που συμβαίνει με μείωση του όγκου, τότε με την αύξηση της πίεσης η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά, δηλ. προς το προϊόν αντίδρασης – NO 2 . Η μείωση της πίεσης θα μετατοπίσει την ισορροπία προς την αντίθετη κατεύθυνση. Πρέπει να σημειωθεί ότι εάν στην εξίσωση μιας αναστρέψιμης αντίδρασης ο αριθμός των μορίων των αερίων ουσιών στη δεξιά και την αριστερή πλευρά είναι ίσος, τότε μια μεταβολή της πίεσης δεν επηρεάζει τη θέση ισορροπίας.
Επίδραση της συγκέντρωσης στη χημική ισορροπία
Για την υπό εξέταση αντίδραση, η εισαγωγή πρόσθετων ποσοτήτων NO ή O 2 στο σύστημα ισορροπίας προκαλεί μια μετατόπιση της ισορροπίας προς την κατεύθυνση στην οποία μειώνεται η συγκέντρωση αυτών των ουσιών, επομένως, υπάρχει μια μετατόπιση της ισορροπίας προς το σχηματισμόΟΧΙ 2 . Αυξημένη συγκέντρωσηΟΧΙ 2 μετατοπίζει την ισορροπία προς τις αρχικές ουσίες.
Ο καταλύτης επιταχύνει εξίσου τις μπροστινές και τις αντίστροφες αντιδράσεις και επομένως δεν επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας.
Όταν εισάγεται σε ένα σύστημα ισορροπίας (σε P = const ) του αδρανούς αερίου, οι συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων (μερικές πιέσεις) μειώνονται. Δεδομένου ότι η διαδικασία οξείδωσης υπό εξέτασηΟΧΙ πηγαίνει με μείωση της έντασης, στη συνέχεια κατά την προσθήκη
Σταθερά χημικής ισορροπίας
Για μια χημική αντίδραση:
2 ΟΧΙ (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g)
Η σταθερά της χημικής αντίδρασης K c είναι η αναλογία:
(12.1)
Σε αυτή την εξίσωση, μέσα σε αγκύλες είναι οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ουσιών που βρίσκονται σε χημική ισορροπία, δηλ. συγκεντρώσεις ισορροπίας ουσιών.
Η σταθερά χημικής ισορροπίας σχετίζεται με τη μεταβολή της ενέργειας Gibbs από την εξίσωση:
G T o = – RTlnK . (12.2).
Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων
Σε μια ορισμένη θερμοκρασία, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας στο σύστημα είναι 2CO (g) + O 2(g)2CO 2 (g) ήταν: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 φίλη αλήτη. Προσδιορίστε τη σταθερά ισορροπίας σε αυτή τη θερμοκρασία και τις αρχικές συγκεντρώσεις CO και O 2 , εάν το αρχικό μείγμα δεν περιείχε CO 2 .
.
2CO (g) + O 2(g) 2CO 2(δ).
Στη δεύτερη γραμμή, το "proreact" αναφέρεται στη συγκέντρωση των αντιδρώντων αρχικών ουσιών και στη συγκέντρωση του προκύπτοντος CO 2 , και, με αρχικό = με react + με ίσο .
Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς, υπολογίστε τη σταθερά ισορροπίας της διαδικασίας3 Η 2 (Ζ) + Ν 2 (G) 2 NH 3 (G) στους 298 K.
G 298 o = 2·( - 16,71) kJ = -33,42 10 3 J.
G T o = - RTlnK.
lnK = 33,42 10 3 /(8,314 × 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .
Προσδιορίστε τη συγκέντρωση ισορροπίας του HI στο σύστημαH 2(g) + I 2(g) 2HI (Ζ) ,
εάν σε μια ορισμένη θερμοκρασία η σταθερά ισορροπίας είναι 4, και οι αρχικές συγκεντρώσεις του H 2, I 2 και HI είναι ίσα με 1, 2 και 0 mol/l, αντίστοιχα.
Λύση. Έστω x mol/l Η2 να αντιδράσει κάποια στιγμή.
.
Λύνοντας αυτήν την εξίσωση, παίρνουμε x = 0,67.
Αυτό σημαίνει ότι η συγκέντρωση ισορροπίας του HI είναι 2 × 0,67 = 1,34 mol/L.
Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς, προσδιορίστε τη θερμοκρασία στην οποία η σταθερά ισορροπίας της διεργασίας είναι: H 2 (g) + HCOH (δ)CH3OH (δ) γίνεται ίσο με 1. Ας υποθέσουμε ότι H o T » H o 298 και S o T "ΜΙΚΡΟ o 298.Αν K = 1, τότε G o T = - RTlnK = 0;
G o T » N περίπου 298 - Τ ρε S o 298 . Επειτα ;
N περίπου 298 = -202 - (- 115,9) = -86,1 kJ = - 86,1× 10 3 J;
μικρό o 298 = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 J/K;
ΠΡΟΣ ΤΗΝ.
Λύση. Έστω x mol/l SO 2 να αντιδράσει κάποια στιγμή.
ΕΤΣΙ 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2 (G)
Τότε παίρνουμε:
.
Λύνοντας αυτήν την εξίσωση, βρίσκουμε: x 1 = 3 και x 2 = 1,25. Αλλά x 1 = 3 δεν ικανοποιεί τις προϋποθέσεις του προβλήματος.
Επομένως, = 1,25 + 1 = 2,25 mol/l.
Προβλήματα προς επίλυση ανεξάρτητα
12.1. Σε ποια από τις παρακάτω αντιδράσεις μια αύξηση της πίεσης θα μετατοπίσει την ισορροπία προς τα δεξιά; Να αιτιολογήσετε την απάντηση.
1) 2 NH 3 (g) 3 H 2 (g) + N 2 (δ)
2) ZnCO 3 (k) ZnO (k) + CO 2 (δ)
3) 2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (w)
4) CO 2 (ζ) + Γ (γραφίτης) 2CO (g)
12.2.Σε μια ορισμένη θερμοκρασία, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας στο σύστημα
2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (δ)
ήταν: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Προσδιορίστε τη σταθερά ισορροπίας και την αρχική συγκέντρωση του HBr.
12.3.Για την αντίδραση H 2(g)+S (δ) H 2 S (δ) σε μια ορισμένη θερμοκρασία η σταθερά ισορροπίας είναι 2. Προσδιορίστε τις συγκεντρώσεις ισορροπίας του H 2 και S, εάν οι αρχικές συγκεντρώσεις του H 2, S και H2 Τα S είναι ίσα με 2, 3 και 0 mol/l, αντίστοιχα.