Kemijsko ravnovesje in principi njegovega premika (Le Chatelierjev princip)
IN reverzibilne reakcije pod določenimi pogoji lahko pride do stanja kemijskega ravnovesja. To je stanje, v katerem hitrost povratne reakcije postane enaka hitrosti reakcije naprej. Toda za premik ravnovesja v eno ali drugo smer je treba spremeniti reakcijske pogoje. Načelo premikanja ravnotežja je Le Chatelierjevo načelo.
Ključne točke:
1. Zunanji vpliv na sistem, ki je v stanju ravnotežja, povzroči premik tega ravnovesja v smeri, v kateri je učinek učinka oslabljen.
2. Ko se koncentracija ene od reagirajočih snovi poveča, se ravnotežje premakne v smeri porabe te snovi, ko se koncentracija zmanjša, se ravnotežje premakne v smeri nastanka te snovi.
3. S povečanjem tlaka se ravnotežje premakne proti zmanjšanju količine plinastih snovi, to je proti zmanjšanju tlaka; ko se tlak zmanjša, se ravnotežje premakne proti naraščajočim količinam plinastih snovi, torej proti naraščajočemu tlaku. Če reakcija poteka brez spreminjanja števila molekul plinastih snovi, potem tlak ne vpliva na ravnotežni položaj v tem sistemu.
4. Pri povišanju temperature se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, pri znižanju temperature pa proti eksotermni reakciji.
Za načela se zahvaljujemo priročniku "Začetki kemije" Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Popkov V.A.
Naloge za enotni državni izpit za kemijsko ravnovesje(prej A21)
Naloga št. 1.
H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q
1. Povečan pritisk
2. Naraščajoča temperatura
3. Zmanjšan pritisk
Pojasnilo: Najprej si oglejmo reakcijo: vse snovi so plini in na desni strani sta dve molekuli produktov, na levi pa le ena, reakcija je tudi endotermna (-Q). Zato upoštevajmo spremembo tlaka in temperature. Potrebujemo ravnovesje, da se premakne proti produktom reakcije. Če povečamo tlak, se bo ravnotežje premaknilo proti zmanjševanju prostornine, torej proti reaktantom - to nam ne ustreza. Če zvišamo temperaturo, se bo ravnovesje premaknilo proti endotermni reakciji, v našem primeru proti produktom, kar je bilo potrebno. Pravilen odgovor je 2.
Naloga št. 2.
Kemijsko ravnotežje v sistemu
SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + NO2(g) - Q
se bo premaknil v smeri tvorbe reagentov, ko:
1. Povečanje koncentracije NO
2. Povečanje koncentracije SO2
3. Temperatura se dvigne
4. Povečan pritisk
Pojasnilo: vse snovi so plini, vendar sta prostornini na desni in levi strani enačbe enaki, zato tlak ne bo vplival na ravnotežje v sistemu. Upoštevajte spremembo temperature: ko temperatura narašča, se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, natančno proti reaktantom. Pravilen odgovor je 3.
Naloga št. 3.
V sistemu
2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q
bo prispeval premik ravnotežja v levo
1. Povečanje pritiska
2. Povečanje koncentracije N2O4
3. Padec temperature
4. Uvedba katalizatorja
Pojasnilo: Bodimo pozorni na dejstvo, da prostornini plinastih snovi na desni in levi strani enačbe nista enaki, zato bo sprememba tlaka vplivala na ravnovesje v tem sistemu. Namreč, z naraščanjem tlaka se ravnotežje premika proti zmanjševanju količine plinastih snovi, torej v desno. To nam ne ustreza. Reakcija je eksotermna, zato bo sprememba temperature vplivala na ravnotežje sistema. Z nižanjem temperature se bo ravnotežje premaknilo proti eksotermni reakciji, torej tudi v desno. Z večanjem koncentracije N2O4 se ravnovesje premakne v smeri porabe te snovi, torej v levo. Pravilen odgovor je 2.
Naloga št. 4.
V reakciji
2Fe(s) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(s) + 3H2(g) - Q
se bo ravnotežje premaknilo proti produktom reakcije, ko
1. Povečan pritisk
2. Dodajanje katalizatorja
3. Dodajanje železa
4. Dodajanje vode
Pojasnilo:število molekul v desnem in levem delu je enako, zato sprememba tlaka ne bo vplivala na ravnovesje v tem sistemu. Razmislimo o povečanju koncentracije železa - ravnotežje bi se moralo premakniti v smeri porabe te snovi, to je v desno (proti reakcijskim produktom). Pravilen odgovor je 3.
Naloga št. 5.
Kemijsko ravnotežje
H2O(l) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q
se bo preusmeril v oblikovanje izdelkov v primeru
1. Povečan pritisk
2. Zvišanje temperature
3. Povečanje časa postopka
4. Aplikacije katalizatorja
Pojasnilo: sprememba tlaka ne bo vplivala na ravnovesje v danem sistemu, saj niso vse snovi plinaste. Z zviševanjem temperature se ravnovesje premakne proti endotermni reakciji, to je v desno (proti nastanku produktov). Pravilen odgovor je 2.
Naloga št. 6.
Ko se tlak poveča, se kemijsko ravnovesje premakne proti produktom v sistemu:
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
Pojasnilo: na reakcije 1 in 4 ne vplivajo spremembe tlaka, ker niso vse sodelujoče snovi plinaste; v enačbi 2 je število molekul na desni in levi strani enako, zato tlak ne bo vplival. Enačba 3 ostane. Preverimo: z naraščanjem tlaka naj bi se ravnovesje premikalo proti padajočim količinam plinastih snovi (4 molekule na desni, 2 molekuli na levi), torej proti produktom reakcije. Pravilen odgovor je 3.
Naloga št. 7.
Ne vpliva na premik ravnotežja
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) - Q
1. Povečanje tlaka in dodajanje katalizatorja
2. Zvišanje temperature in dodajanje vodika
3. Znižanje temperature in dodajanje vodikovega jodida
4. Dodajanje joda in dodajanje vodika
Pojasnilo: v desnem in levem delu so količine plinastih snovi enake, zato sprememba tlaka ne bo vplivala na ravnovesje v sistemu, pa tudi dodajanje katalizatorja ne bo vplivalo nanj, saj takoj ko dodamo katalizator, neposredno reakcija se bo pospešila, nato pa se bo takoj vzpostavilo obratno stanje in ravnovesje v sistemu. Pravilen odgovor je 1.
Naloga št. 8.
Za premik ravnotežja v reakciji v desno
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g); ΔH°<0
potrebno
1. Uvedba katalizatorja
2. Znižanje temperature
3. Nižji tlak
4. Zmanjšana koncentracija kisika
Pojasnilo: zmanjšanje koncentracije kisika bo povzročilo premik ravnotežja proti reaktantom (na levo). Zmanjšanje tlaka bo premaknilo ravnovesje proti zmanjšanju količine plinastih snovi, to je v desno. Pravilen odgovor je 3.
Naloga št. 9.
Izkoristek produkta pri eksotermni reakciji
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)
s hkratnim zvišanjem temperature in znižanjem tlaka
1. Povečanje
2. Zmanjšalo se bo
3. Ne bo se spremenilo
4. Najprej se bo povečalo, nato pa zmanjšalo
Pojasnilo: pri povišanju temperature se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, torej proti produktom, ob znižanju tlaka pa se ravnotežje premakne v smeri povečanja količin plinastih snovi, torej tudi v levo. Zato se bo izkoristek izdelka zmanjšal. Pravilen odgovor je 2.
Naloga št. 10.
Povečanje donosa metanola v reakciji
CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q
spodbuja
1. Zvišanje temperature
2. Uvedba katalizatorja
3. Uvedba inhibitorja
4. Povečan pritisk
Pojasnilo: z naraščanjem tlaka se ravnotežje premakne proti endotermni reakciji, torej proti reaktantom. Povečanje tlaka premakne ravnotežje v smeri zmanjševanja količine plinastih snovi, to je v smeri nastanka metanola. Pravilen odgovor je 4.
Naloge za samostojno reševanje (odgovori spodaj)
1. V sistemu
CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q
premik kemijskega ravnovesja proti reakcijskim produktom bo olajšal
1. Zmanjšanje pritiska
2. Zvišanje temperature
3. Povečanje koncentracije ogljikovega monoksida
4. Povečanje koncentracije vodika
2. V katerem sistemu se ob povečanju tlaka ravnotežje premakne proti produktom reakcije?
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. Kemijsko ravnotežje v sistemu
2HBr(g) ↔ H2(g) + Br2(g) - Q
se bo premaknil proti produktom reakcije, ko
1. Povečan pritisk
2. Naraščajoča temperatura
3. Zmanjšan pritisk
4. Uporaba katalizatorja
4. Kemijsko ravnotežje v sistemu
C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + Q
se premakne proti produktom reakcije, ko
1. Dodajanje vode
2. Zmanjšanje koncentracije ocetne kisline
3. Povečanje koncentracije etra
4. Pri odstranjevanju estra
5. Kemijsko ravnotežje v sistemu
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
premakne v smeri tvorbe reakcijskega produkta, ko
1. Povečan pritisk
2. Naraščajoča temperatura
3. Zmanjšan pritisk
4. Uporaba katalizatorja
6. Kemijsko ravnotežje v sistemu
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
se bo premaknil proti produktom reakcije, ko
1. Povečan pritisk
2. Znižanje temperature
3. Povečanje koncentracije CO
4. Temperatura se dvigne
7. Spremembe tlaka ne bodo vplivale na stanje kemijskega ravnovesja v sistemu
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 katerem sistemu se bo z naraščanjem tlaka kemijsko ravnovesje premaknilo proti izhodnim snovem?
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. Kemijsko ravnotežje v sistemu
С4Н10(g) ↔ С4Н6(g) + 2Н2(g) - Q
se bo premaknil proti produktom reakcije, ko
1. Zvišanje temperature
2. Znižanje temperature
3. Uporaba katalizatorja
4. Zmanjšanje koncentracije butana
10. O stanju kemijskega ravnovesja v sistemu
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) -Q
nobenega učinka
1. Povečanje pritiska
2. Povečanje koncentracije joda
3. Zvišanje temperature
4. Znižajte temperaturo
2016 naloge
1. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in premikom kemijskega ravnovesja z naraščajočim tlakom v sistemu.
Enačba reakcije Premik kemijskega ravnovesja
A) N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) - Q 1. Premiki proti neposredni reakciji
B) N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q 2. Premiki proti obratni reakciji
B) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) - Q 3. Ni premika v ravnovesju
D) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q
2. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem:
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
in premik v kemijskem ravnovesju.
A. Povečanje koncentracije CO 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. Zmanjšanje tlaka 3. Ne pride do premika v ravnotežju
3. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Adicija HCOOH 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. Redčenje z vodo 3. Ne pride do premika v ravnotežju
D. Zvišanje temperature
4. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
in premik v kemičnem ravnovesju.
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Zmanjšanje tlaka 1. Premiki proti reakciji naprej
B. Povišanje temperature 2. Premiki proti obratni reakciji
B. Zvišanje temperature NO2 3. Ne pride do premika ravnotežja
D. Dodatek O2
5. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) + Q
in premik v kemičnem ravnovesju.
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Znižanje temperature 1. Premik k neposredni reakciji
B. Povečanje tlaka 2. Premiki proti obratni reakciji
B. Povečanje koncentracije amoniaka 3. Ne pride do premika v ravnotežju
D. Odstranjevanje vodne pare
6. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
WO3(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) +Q
in premik v kemičnem ravnovesju.
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Povišanje temperature 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. Povečanje tlaka 2. Premiki proti obratni reakciji
B. Uporaba katalizatorja 3. Ni premika v ravnotežju
D. Odstranjevanje vodne pare
7. Vzpostavite korespondenco med zunanjimi vplivi na sistem
С4Н8(g) + Н2(g) ↔ С4Н10(g) + Q
in premik v kemičnem ravnovesju.
Zunanji vpliv Premik v kemijskem ravnovesju
A. Povečanje koncentracije vodika 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. Povišanje temperature 2. Premiki proti obratni reakciji
B. Povečanje tlaka 3. Ne pride do premika v ravnotežju
D. Uporaba katalizatorja
8. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in hkratno spremembo parametrov sistema, kar vodi do premika kemijskega ravnovesja v smeri neposredne reakcije.
Enačba reakcije Spreminjanje parametrov sistema
A. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. Povečanje temperature in koncentracije vodika
B. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g) -Q 2. Znižanje temperature in koncentracije vodika
B. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. Zvišanje temperature in padanje koncentracije vodika
D. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. Znižanje temperature in povečanje koncentracije vodika
9. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in premikom kemijskega ravnovesja z naraščajočim tlakom v sistemu.
Enačba reakcije Smer premika kemijskega ravnotežja
A. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(s) 1. Premiki proti neposredni reakciji
B. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. Premiki proti obratni reakciji
B. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. Ni premika v ravnotežju
G. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)
10. Vzpostavite ujemanje med enačbo kemijske reakcije in hkratno spremembo pogojev za njeno izvedbo, kar vodi do premika kemijskega ravnovesja v smeri neposredne reakcije.
Enačba reakcije Spreminjanje pogojev
A. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. Zvišanje temperature in tlaka
B. N2O4(l) ↔ 2NO2(g) -Q 2. Znižanje temperature in tlaka
B. CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g) + Q 3. Zvišanje temperature in znižanje tlaka
D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Znižanje temperature in zvišanje tlaka
Odgovori: 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 naloge se zahvaljujemo zbirkam vaj za leto 2016, 2015, 2014, 2013, avtorjem:
Kavernina A.A., Dobrotina D.Yu., Snastina M.G., Savinkina E.V., Zhiveinova O.G.
Kemijsko ravnovesje se vzdržuje, dokler so pogoji, v katerih se sistem nahaja, nespremenjeni. Spreminjanje pogojev (koncentracija snovi, temperatura, tlak) povzroči neravnovesje. Po določenem času se kemijsko ravnovesje ponovno vzpostavi, vendar pod novimi, drugačnimi od prejšnjih pogojev. Takšen prehod sistema iz enega ravnotežnega stanja v drugega imenujemo premik(premik) ravnovesja. Smer premika je v skladu z Le Chatelierjevim načelom.
Z večanjem koncentracije ene od izhodnih snovi se ravnovesje premakne v smeri večje porabe te snovi in direktna reakcija se okrepi. Zmanjšanje koncentracije izhodnih snovi premakne ravnovesje v smeri nastanka teh snovi, saj se povratna reakcija poveča. Zvišanje temperature premakne ravnotežje v smeri endotermne reakcije, znižanje temperature pa premakne ravnotežje v smeri eksotermne reakcije. Povečanje tlaka premakne ravnotežje v smeri zmanjševanja količine plinastih snovi, torej proti manjšim prostorninam, ki jih ti plini zasedajo. Nasprotno, z zniževanjem tlaka se ravnotežje premakne proti naraščajočim količinam plinastih snovi, torej proti večjim prostorninam, ki jih tvorijo plini.
Primer 1.
Kako bo povečanje tlaka vplivalo na ravnotežno stanje naslednjih reverzibilnih plinskih reakcij:
a) SO 2 + C1 2 =SO 2 CI 2;
b) H 2 + Br 2 = 2НВr.
rešitev:
Uporabljamo Le Chatelierjevo načelo, po katerem povečanje tlaka v prvem primeru (a) premakne ravnotežje v desno, proti manjši količini plinastih snovi, ki zavzamejo manjši volumen, kar oslabi zunanji vpliv povečanega tlaka. Pri drugi reakciji (b) so količine plinastih snovi, tako izhodnih snovi kot produktov reakcije, enake, prav tako tudi prostornine, ki jih zasedajo, zato tlak ne vpliva in ravnotežje ni porušeno.
Primer 2.
Pri reakciji sinteze amoniaka (–Q) 3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q je prednja reakcija eksotermna, povratna reakcija je endotermna. Kako je treba spremeniti koncentracijo reaktantov, temperaturo in tlak, da se poveča izkoristek amoniaka?
rešitev:
Če želite premakniti ravnotežje v desno, morate:
a) povečati koncentraciji H 2 in N 2;
b) zmanjšati koncentracijo (odstranitev iz reakcijske krogle) NH 3;
c) znižati temperaturo;
d) povečajte pritisk.
Primer 3.
Homogena reakcija med vodikovim kloridom in kisikom je reverzibilna:
4HC1 + O 2 = 2C1 2 + 2H 2 O + 116 kJ.
1. Kakšen učinek bo imelo naslednje na ravnotežje sistema?
a) povečanje tlaka;
b) zvišanje temperature;
c) uvedba katalizatorja?
rešitev:
a) V skladu z Le Chatelierjevim načelom povečanje tlaka povzroči premik ravnotežja v smeri neposredne reakcije.
b) Povečanje t° vodi do premika ravnotežja proti obratni reakciji.
c) Vnos katalizatorja ne premakne ravnovesja.
2. V katero smer se bo premaknilo kemijsko ravnotežje, če se koncentracija reaktantov podvoji?
rešitev:
υ → = k → 0 2 0 2 ;
υ 0 ← = k ← 0 2 0 2
Po naraščajočih koncentracijah je hitrost reakcije naprej postala:
υ → = k → 4 = 32 k → 0 4 0
to pomeni, da se je v primerjavi z začetno hitrostjo povečala za 32-krat. Podobno se hitrost povratne reakcije poveča 16-krat:
υ ← = k ← 2 2 = 16k ← [H 2 O] 0 2 [C1 2 ] 0 2 .
Povečanje hitrosti prednje reakcije je 2-krat večje od povečanja hitrosti povratne reakcije: ravnotežje se premakne v desno.
Primer 4. IN
v katero smer se bo premaknilo ravnotežje homogene reakcije:
PCl 5 = PC1 3 + Cl 2 + 92 KJ,
rešitev:
če zvišate temperaturo za 30 °C, če veste, da je temperaturni koeficient neposredne reakcije 2,5, povratne reakcije pa 3,2?
Ker temperaturna koeficienta neposredne in povratne reakcije nista enaka, bo imelo zvišanje temperature različne učinke na spremembo hitrosti teh reakcij. S pomočjo Van't Hoffovega pravila (1.3) najdemo hitrosti prednjih in povratnih reakcij, ko se temperatura poveča za 30 °C:
υ ← (t 2) = υ ← (t 1) =υ → (t 1)3,2 0,1 30 = 32,8υ ← (t 1)
Zvišanje temperature je povečalo hitrost neposredne reakcije za 15,6-krat, povratne reakcije pa za 32,8-krat. Posledično se bo ravnotežje premaknilo v levo, proti nastanku PCl 5.
Primer 5.
Kako se bosta spremenili hitrosti prednjih in povratnih reakcij v izoliranem sistemu C 2 H 4 + H 2 ⇄ C 2 H 6 in kam se bo premaknilo ravnotežje, ko se prostornina sistema poveča za 3-krat?
rešitev:
Začetne hitrosti naprednih in povratnih reakcij so naslednje:
υ 0 = k 0 0 ; υ 0 = k 0 .
Povečanje prostornine sistema povzroči zmanjšanje koncentracije reaktantov za 3 krat, zato bo sprememba hitrosti naprej in povratnih reakcij naslednja:
υ 0 = k = 1/9υ 0
υ = k = 1/3υ 0
Zmanjšanje hitrosti neposredne in povratne reakcije ni enako: hitrost povratne reakcije je 3-krat (1/3: 1/9 = 3) večja od hitrosti povratne reakcije, zato se bo ravnotežje premaknilo na levo, na stran, kjer sistem zavzema večji volumen, to je proti nastanku C 2 H 4 in H 2.
Teme kodifikatorja: reverzibilne in ireverzibilne reakcije. Kemijsko ravnotežje. Premik kemijskega ravnovesja pod vplivom različnih dejavnikov.
Če je možna povratna reakcija, kemijske reakcije delimo na reverzibilne in ireverzibilne.
Reverzibilne kemične reakcije so reakcije, katerih produkti lahko pod danimi pogoji medsebojno delujejo.
Ireverzibilne reakcije so reakcije, katerih produkti ne morejo medsebojno vplivati pod danimi pogoji.
Več podrobnosti o klasifikacija kemijskih reakcij mogoče prebrati.
Verjetnost interakcije izdelkov je odvisna od pogojev postopka.
Torej, če sistem odprto, tj. z okoljem izmenjuje tako snov kot energijo, potem bodo kemijske reakcije, pri katerih nastajajo na primer plini, nepovratne. Na primer , pri žganju trdnega natrijevega bikarbonata:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Plin ogljikov dioksid se bo sprostil in izhlapel iz reakcijskega območja. Zato bo ta reakcija nepovraten pod temi pogoji. Če upoštevamo zaprt sistem , ki ne morem izmenjava snovi z okoljem (na primer zaprta škatla, v kateri poteka reakcija), potem ogljikov dioksid ne bo mogel uiti iz reakcijskega območja in bo deloval z vodo in natrijevim karbonatom, potem bo reakcija reverzibilna pod ti pogoji:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Razmislimo reverzibilne reakcije. Reverzibilna reakcija naj poteka po shemi:
aA + bB = cC + dD
Hitrost prednje reakcije po zakonu masnega delovanja je določena z izrazom: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b, hitrost povratne reakcije: v 2 =k 2 ·C С с ·C D d . Če v začetnem trenutku reakcije v sistemu ni snovi C in D, potem delca A in B večinoma trčita in medsebojno delujeta in pride do pretežno neposredne reakcije. Postopoma bo začela naraščati tudi koncentracija delcev C in D, zato se bo povečala hitrost povratne reakcije. Na neki točki hitrost prednje reakcije bo enaka hitrosti povratne reakcije. To stanje se imenuje kemijsko ravnovesje .
torej kemijsko ravnovesje je stanje sistema, v katerem hitrosti prednjih in povratnih reakcij sta enaki .
Ker hitrosti prednjih in povratnih reakcij sta enaki, hitrost nastajanja snovi je enaka hitrosti njihove porabe, trenutni koncentracije snovi se ne spreminjajo . Takšne koncentracije imenujemo ravnovesje .
Upoštevajte, da v ravnovesju obstajajo neposredne in povratne reakcije, to pomeni, da reaktanti medsebojno delujejo, vendar tudi produkti medsebojno delujejo z enako hitrostjo. Hkrati lahko vplivajo zunanji dejavniki izpodriniti kemijsko ravnovesje v eno ali drugo smer. Zato kemijsko ravnovesje imenujemo gibljivo ali dinamično.
Raziskave na področju mobilnega ravnotežja so se začele v 19. stoletju. Dela Henrija Le Chatelierja so postavila temelje teorije, ki jo je kasneje posplošil znanstvenik Karl Brown. Načelo gibljivega ravnotežja ali Le Chatelier-Brownovo načelo pravi:
Če na sistem v stanju ravnotežja vpliva zunanji dejavnik, ki spremeni katerega od ravnotežnih pogojev, se v sistemu intenzivirajo procesi, katerih cilj je kompenzacija zunanjega vpliva.
Z drugimi besedami: ko pride do zunanjega vpliva na sistem, se bo ravnovesje premaknilo tako, da bo kompenziralo ta zunanji vpliv.
To načelo, ki je zelo pomembno, deluje pri vseh ravnotežnih pojavih (ne le pri kemičnih reakcijah). Vendar ga bomo zdaj obravnavali v povezavi s kemičnimi interakcijami. Pri kemijskih reakcijah zunanji vplivi povzročijo spremembe ravnotežnih koncentracij snovi.
Na kemijske reakcije v ravnovesju lahko vplivajo trije glavni dejavniki – temperatura, tlak in koncentracije reaktantov ali produktov.
1. Kot veste, kemične reakcije spremlja toplotni učinek. Če neposredna reakcija poteka s sproščanjem toplote (eksotermna ali +Q), potem pride do obratne reakcije z absorpcijo toplote (endotermna ali -Q) in obratno. Če zvišate temperaturo v sistemu se bo ravnovesje premaknilo tako, da bo nadomestilo to povečanje. Logično je, da pri eksotermni reakciji povišanja temperature ni mogoče kompenzirati. Tako se s povišanjem temperature ravnovesje v sistemu premakne v smeri absorpcije toplote, tj. proti endotermnim reakcijam (-Q); ko se temperatura zniža, se premika proti eksotermni reakciji (+Q).
2. V primeru ravnotežnih reakcij, ko je vsaj ena od snovi v plinski fazi, na ravnotežje pomembno vpliva tudi sprememba pritisk v sistemu. Z naraščanjem tlaka skuša kemijski sistem kompenzirati ta učinek in poveča hitrost reakcije, pri kateri se zmanjša količina plinastih snovi. Ko se tlak zmanjša, sistem poveča hitrost reakcije, pri kateri nastane več molekul plinastih snovi. Tako: s povečanjem tlaka se ravnovesje premakne v smeri zmanjšanja števila molekul plina in z zmanjšanjem tlaka - proti povečanju števila molekul plina.
Pozor! Na sisteme, kjer je število molekul reaktantov plinov in produktov enako, tlak ne vpliva! Prav tako spremembe tlaka praktično ne vplivajo na ravnovesje v raztopinah, tj. pri reakcijah, kjer ni plinov.
3. Na ravnovesje v kemičnih sistemih vplivajo tudi spremembe koncentracije reaktanti in produkti. Ko se koncentracija reaktantov poveča, jih sistem poskuša porabiti in poveča hitrost reakcije naprej. Ko se koncentracija reagentov zmanjša, jih sistem poskuša proizvesti, hitrost povratne reakcije pa se poveča. Ko se koncentracija produktov poveča, jih sistem poskuša tudi porabiti in poveča hitrost povratne reakcije. Ko se koncentracija produktov zmanjša, kemični sistem poveča hitrost njihovega nastajanja, tj. hitrost reakcije naprej.
Če v kemičnem sistemu hitrost reakcije naprej se poveča desno , v smeri oblikovanja izdelkov in poraba reagenta . če hitrost povratne reakcije se poveča, pravimo, da se je ravnovesje premaknilo levo , proti porabi hrane in povečanje koncentracije reagentov .
Na primer, v reakciji sinteze amoniaka:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q
Povečanje tlaka povzroči povečanje hitrosti reakcije, pri kateri nastane manj molekul plina, tj. neposredna reakcija (število molekul reaktantov plinov je 4, število molekul plinov v produktih je 2). Z naraščanjem tlaka se ravnovesje premakne v desno, proti produktom. pri dvig temperature ravnotežje se bo premaknilo v nasprotni smeri endotermne reakcije, tj. levo, proti reagentom. Povečanje koncentracije dušika ali vodika bo premaknilo ravnovesje v smeri njihove porabe, tj. desno, proti izdelkom.
katalizator ne vpliva ravnotežje, saj pospešuje tako naprej kot vzvratne reakcije.
Ravnotežno stanje za reverzibilno reakcijo lahko traja neomejeno dolgo (brez zunanjega posega). Če pa se na tak sistem izvaja zunanji vpliv (sprememba temperature, tlaka ali koncentracije končnih ali začetnih snovi), se stanje ravnovesja poruši. Hitrost ene od reakcij bo postala večja od hitrosti druge. Sčasoma bo sistem ponovno zavzel ravnotežno stanje, vendar se bodo nove ravnotežne koncentracije začetne in končne snovi razlikovale od prvotnih. V tem primeru govorijo o premiku kemijskega ravnovesja v eno ali drugo smer.
Če zaradi zunanjega vpliva hitrost neposredne reakcije postane večja od hitrosti povratne reakcije, to pomeni, da se je kemijsko ravnovesje premaknilo v desno. Če se nasprotno hitrost povratne reakcije poveča, to pomeni, da se je kemično ravnovesje premaknilo v levo.
Ko se ravnotežje premakne v desno, se ravnotežne koncentracije izhodnih snovi zmanjšajo, ravnotežne koncentracije končnih snovi pa povečajo v primerjavi z začetnimi ravnotežnimi koncentracijami. Skladno s tem se poveča tudi izkoristek reakcijskih produktov.
Premik kemijskega ravnovesja v levo povzroči povečanje ravnotežnih koncentracij izhodnih snovi in zmanjšanje ravnotežnih koncentracij končnih produktov, katerih izkoristek se zmanjša.
Smer premika kemijskega ravnovesja se določi z uporabo Le Chatelierjevega načela: »Če se na sistem v stanju kemijskega ravnovesja izvaja zunanji vpliv (sprememba temperature, tlaka, koncentracije ene ali več snovi, ki sodelujejo v reakciji), se to zgodi. bo povzročilo povečanje hitrosti te reakcije, katere pojav bo nadomestil (zmanjšal) vpliv."
Na primer, ko se koncentracija izhodnih snovi poveča, se hitrost reakcije naprej poveča in ravnotežje se premakne v desno. Ko se koncentracija izhodnih snovi zmanjša, se nasprotno poveča hitrost povratne reakcije in kemijsko ravnovesje se premakne v levo.
Ko se temperatura poveča (t.j. ko se sistem segreje), se ravnotežje premakne v smeri endotermne reakcije, ko pa se zniža (tj. ko se sistem ohladi) - v smeri eksotermne reakcije. (Če je prednja reakcija eksotermna, bo povratna reakcija nujno endotermna in obratno).
Poudariti je treba, da povečanje temperature praviloma poveča hitrost tako neposredne kot povratne reakcije, vendar se hitrost endotermne reakcije poveča v večji meri kot hitrost eksotermne reakcije. Skladno s tem, ko se sistem ohladi, se hitrosti prednjih in povratnih reakcij zmanjšata, vendar tudi ne v enaki meri: pri eksotermni reakciji je bistveno manjša kot pri endotermni.
Sprememba tlaka vpliva na premik kemijskega ravnovesja le, če sta izpolnjena dva pogoja:
potrebno je, da je vsaj ena od snovi, ki sodelujejo v reakciji, v plinastem stanju, npr.
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - sprememba tlaka vpliva na premik ravnovesja.
CH 3 COOH (tekočina) + C 2 H 5 OH (tekočina) CH 3 COOC 2 H 5 (tekočina) + H 2 O (tekočina) – sprememba tlaka ne vpliva na premik kemijskega ravnovesja, ker nobena od začetnih ali končnih snovi ni v plinastem stanju;
če je več snovi v plinastem stanju, je nujno, da število molekul plina na levi strani enačbe za takšno reakcijo ni enako številu molekul plina na desni strani enačbe, npr.
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – spremembe tlaka vplivajo na premik ravnotežja
I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – sprememba tlaka ne vpliva na premik ravnotežja
Ko sta ta dva pogoja izpolnjena, povečanje tlaka povzroči premik ravnotežja v smeri reakcije, katere pojav zmanjša število molekul plina v sistemu. V našem primeru (katalitsko zgorevanje SO 2) bo to neposredna reakcija.
Zmanjšanje tlaka, nasprotno, premakne ravnotežje v smeri reakcije, ki se pojavi s tvorbo večjega števila molekul plina. V našem primeru bo to nasprotna reakcija.
Povečanje tlaka povzroči zmanjšanje prostornine sistema in s tem povečanje molskih koncentracij plinastih snovi. Posledično se stopnja naprej in povratnih reakcij poveča, vendar ne v enaki meri. Zmanjšanje tlaka po podobni shemi vodi do zmanjšanja hitrosti naprej in povratnih reakcij. Toda hkrati se hitrost reakcije, proti kateri se premakne ravnotežje, zmanjša v manjši meri.
Katalizator ne vpliva na premik ravnotežja, ker v enaki meri pospeši (ali upočasni) tako reakcijo naprej kot nazaj. V njegovi prisotnosti se le hitreje (ali počasneje) vzpostavi kemično ravnovesje.
Če na sistem deluje več dejavnikov hkrati, potem vsak od njih deluje neodvisno od drugih. Na primer pri sintezi amoniaka
N 2 (plin) + 3H 2 (plin) 2NH 3 (plin)
reakcija se izvaja s segrevanjem in v prisotnosti katalizatorja, da se poveča njena hitrost, vendar učinek temperature vodi do dejstva, da se ravnotežje reakcije premakne v levo, proti obratni endotermni reakciji. To povzroči zmanjšanje proizvodnje NH 3. Da bi kompenzirali ta neželeni učinek temperature in povečali izkoristek amoniaka, se hkrati poveča tlak v sistemu, kar premakne ravnotežje reakcije v desno, tj. proti nastanku manjšega števila molekul plina.
V tem primeru se eksperimentalno izberejo najbolj optimalni pogoji za reakcijo (temperatura, tlak), pri katerih bi le-ta potekala z dovolj visoko hitrostjo in dala ekonomsko sprejemljiv izkoristek končnega produkta.
Le Chatelierjevo načelo se podobno uporablja v kemični industriji pri proizvodnji velikega števila različnih snovi, ki so velikega pomena za nacionalno gospodarstvo.
Le Chatelierjevo načelo ni uporabno samo za reverzibilne kemične reakcije, ampak tudi za različne druge ravnotežne procese: fizikalne, fizikalno-kemijske, biološke.
Za telo odraslega človeka je značilna relativna konstantnost številnih parametrov, vključno z različnimi biokemičnimi kazalci, vključno s koncentracijo biološko aktivnih snovi. Vendar takega stanja ne moremo imenovati ravnotežje, ker ne velja za odprte sisteme.
Človeško telo, tako kot vsak živ sistem, nenehno izmenjuje različne snovi z okoljem: uživa hrano in sprošča produkte njihove oksidacije in razpada. Zato je značilno za organizem stabilno stanje, definiran kot konstantnost njegovih parametrov pri stalni hitrosti izmenjave snovi in energije z okoljem. V prvem približku lahko stacionarno stanje obravnavamo kot vrsto ravnotežnih stanj, ki so medsebojno povezana z relaksacijskimi procesi. V stanju ravnovesja se koncentracije snovi, ki sodelujejo v reakciji, vzdržujejo zaradi obnavljanja začetnih produktov od zunaj in odstranjevanja končnih produktov navzven. Sprememba njihove vsebnosti v telesu ne vodi, za razliko od zaprtih sistemov, do novega termodinamičnega ravnovesja. Sistem se vrne v prvotno stanje. Tako se ohranja relativna dinamična konstantnost sestave in lastnosti notranjega okolja telesa, kar določa stabilnost njegovih fizioloških funkcij. To lastnost živega sistema imenujemo drugače homeostazo.
Med življenjem organizma v stacionarnem stanju v nasprotju z zaprtim ravnotežnim sistemom pride do povečanja entropije. Hkrati pa poteka tudi obraten proces - zmanjšanje entropije zaradi porabe hranil z nizko entropijsko vrednostjo iz okolja (na primer visokomolekularne spojine - beljakovine, polisaharidi, ogljikovi hidrati itd.) in sproščanje produktov razgradnje v okolje. Glede na stališče I.R. Prigogina se skupna proizvodnja entropije za organizem v stacionarnem stanju nagiba k minimumu.
Velik prispevek k razvoju neravnovesne termodinamike je prispeval dr I. R. Prigozhy, Nobelov nagrajenec leta 1977, ki je trdil, da »v vsakem neravnovesnem sistemu obstajajo lokalna območja, ki so v ravnotežnem stanju. V klasični termodinamiki se ravnotežje nanaša na celoten sistem, v neravnovesju pa le na njegove posamezne dele.”
Ugotovljeno je bilo, da se entropija v takih sistemih poveča med embriogenezo, med procesi regeneracije in rastjo malignih novotvorb.
Koncept kemijskega ravnovesja
Za ravnovesno stanje se šteje stanje sistema, ki ostane nespremenjeno in to stanje ni posledica delovanja nobenih zunanjih sil. Stanje sistema reagirajočih snovi, v katerem hitrost neposredne reakcije postane enaka hitrosti povratne reakcije, se imenuje kemijsko ravnovesje. To ravnotežje imenujemo tudi mobilni m oz dinamično ravnovesje.
Znaki kemičnega ravnovesja
1. Stanje sistema ostane skozi čas nespremenjeno ob ohranjanju zunanjih pogojev.
2. Ravnovesje je dinamično, kar pomeni, da je posledica pojava naprej in povratnih reakcij z enakimi hitrostmi.
3. Vsak zunanji vpliv povzroči spremembo ravnovesja sistema; če zunanji vpliv odpravimo, se sistem povrne v prvotno stanje.
4. Ravnotežnemu stanju se lahko približamo z dveh strani - tako s strani izhodnih snovi kot s strani reakcijskih produktov.
5. V stanju ravnotežja doseže Gibbsova energija najmanjšo vrednost.
Le Chatelierjevo načelo
Ugotavlja se vpliv sprememb zunanjih pogojev na ravnotežni položaj Le Chatelierjevo načelo (princip gibljivega ravnovesja): Če se na sistem v stanju ravnovesja uporabi kakršen koli zunanji vpliv, se bo v sistemu okrepila tista smer procesa, ki oslabi učinek tega vpliva, ravnotežni položaj pa se bo premaknil v isto smer.
Le Chatelierjevo načelo ne velja le za kemične procese, ampak tudi za fizikalne, kot so vrenje, kristalizacija, raztapljanje itd.
Oglejmo si vpliv različnih dejavnikov na kemijsko ravnovesje na primeru reakcije oksidacije NO:
2 ŠT (g) + O 2(g) 2 ŠT 2(g); H o 298 = - 113,4 kJ/mol.
Vpliv temperature na kemijsko ravnovesje
Z zviševanjem temperature se ravnovesje premika proti endotermni reakciji, z zniževanjem temperature pa proti eksotermni reakciji.
Stopnja ravnotežnega premika je določena z absolutno vrednostjo toplotnega učinka: večja je absolutna vrednost entalpije reakcije H, večji je vpliv temperature na ravnotežno stanje.
V obravnavani reakciji za sintezo dušikovega oksida (IV ) zvišanje temperature bo premaknilo ravnotežje proti začetnim snovem.
Vpliv pritiska na kemijsko ravnovesje
Stiskanje premakne ravnotežje v smeri procesa, ki ga spremlja zmanjšanje prostornine plinastih snovi, zmanjšanje tlaka pa premakne ravnotežje v nasprotno smer. V obravnavanem primeru so na levi strani enačbe trije volumni, na desni pa dva. Ker povečanje tlaka daje prednost procesu, ki se pojavi z zmanjšanjem prostornine, se bo ravnotežje pri povečanju tlaka premaknilo v desno, tj. proti produktu reakcije – NO 2 . Zmanjšanje tlaka bo premaknilo ravnotežje v nasprotno smer. Upoštevati je treba, da če je v enačbi reverzibilne reakcije število molekul plinastih snovi na desni in levi strani enako, potem sprememba tlaka ne vpliva na ravnotežni položaj.
Vpliv koncentracije na kemijsko ravnotežje
Za obravnavano reakcijo vnos dodatnih količin NO ali O 2 v ravnotežni sistem povzroči premik ravnotežja v smeri, v kateri koncentracija teh snovi upada, zato pride do premika ravnotežja proti nastanku NE 2 . Povečana koncentracija NE 2 premakne ravnotežje proti izhodnim snovem.
Katalizator enako pospešuje tako naprej kot povratne reakcije in zato ne vpliva na premik kemijskega ravnovesja.
Ko je vnesen v ravnotežni sistem (pri P = konst ) inertnega plina se koncentracije reagentov (parcialni tlaki) zmanjšajo. Ker obravnavani proces oksidaciješt gre z zmanjšanjem volumna, nato pri dodajanju v
Konstanta kemijskega ravnovesja
Za kemično reakcijo:
2 ŠT (g) + O 2 (g) 2 ŠT 2(g)
konstanta kemijske reakcije K c je razmerje:
(12.1)
V tej enačbi so v oglatih oklepajih koncentracije reagirajočih snovi, ki se vzpostavijo pri kemijskem ravnovesju, tj. ravnotežne koncentracije snovi.
Konstanta kemijskega ravnotežja je povezana s spremembo Gibbsove energije z enačbo:
G T o = – RTlnK . (12.2).
Primeri reševanja problemov
Pri določeni temperaturi so ravnotežne koncentracije v sistemu 2CO (g) + O 2(g)2CO 2 (g) so bile: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Določite konstanto ravnotežja pri tej temperaturi in začetni koncentraciji CO in O 2 , če prvotna mešanica ni vsebovala CO 2 .
.
2CO (g) + O 2(g) 2CO 2(d).
V drugi vrstici se "proreact" nanaša na koncentracijo reagiranih izhodnih snovi in koncentracijo nastalega CO 2 , in z začetnico = z reakcijo + z enako .
Z referenčnimi podatki izračunajte konstanto ravnotežja procesa3H 2 (G) + N 2 (G) 2 NH 3 (G) pri 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 .
Določite ravnotežno koncentracijo HI v sistemuH 2(g) + I 2(g) 2HI (G),
če je pri določeni temperaturi konstanta ravnotežja 4 in začetne koncentracije H 2, I 2 in HI sta enaka 1, 2 oziroma 0 mol/l.
rešitev. Naj x mol/l H2 reagira v nekem trenutku.
.
Če rešimo to enačbo, dobimo x = 0,67.
To pomeni, da je ravnotežna koncentracija HI 2 × 0,67 = 1,34 mol/L.
Z uporabo referenčnih podatkov določite temperaturo, pri kateri je konstanta ravnotežja procesa: H 2 (g) + HCOH (d) CH3OH (d) postane enako 1. Predpostavimo, da je H o T » H o 298 in S o T "S o 298.Če je K = 1, potem je G o T = - RTlnK = 0;
Pojdi na T » N o 298 - T D S o 298 . Potem ;
N približno 298 = -202 – (- 115,9) = -86,1 kJ = - 86,1 × 10 3 J;
S o 298 = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 J/K;
TO.
rešitev. Naj x mol/l SO 2 reagira v nekem trenutku.
SO 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2(G)
Potem dobimo:
.
Pri reševanju te enačbe dobimo: x 1 = 3 in x 2 = 1,25. Ampak x 1 = 3 ne izpolnjuje pogojev problema.
Zato je = 1,25 + 1 = 2,25 mol/l.
Težave, ki jih je treba rešiti neodvisno
12.1. Pri kateri od naslednjih reakcij bo povečanje tlaka premaknilo ravnotežje v desno? Odgovor utemelji.
1) 2 NH 3 (g) 3 H 2 (g) + N 2 (d)
2) ZnCO 3 (k) ZnO (k) + CO 2 (d)
3) 2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (š)
4) CO 2 (g) + C (grafit) 2CO (g)
12.2.Pri določeni temperaturi so ravnotežne koncentracije v sistemu
2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (d)
so bile: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Določite konstanto ravnotežja in začetno koncentracijo HBr.
12.3.Za reakcijo H 2(g)+S (d) H 2 S (d) pri določeni temperaturi je konstanta ravnotežja 2. Določite ravnotežne koncentracije H 2 in S, če so začetne koncentracije H 2, S in H 2 S so enaki 2, 3 in 0 mol/l.