Premik v ravnovesju pri segrevanju. Premik v kemijskem ravnovesju. Le Chatelierjevo načelo

Kemične reakcije so lahko reverzibilne ali ireverzibilne.

tiste. če je neka reakcija A + B = C + D ireverzibilna, to pomeni, da do obratne reakcije C + D = A + B ne pride.

če je na primer določena reakcija A + B = C + D reverzibilna, to pomeni, da tako reakcija A + B → C + D (direktna) kot reakcija C + D → A + B (obratna) potekata hkrati. ).

V glavnem, ker Pojavljajo se tako neposredne kot povratne reakcije; v primeru reverzibilnih reakcij lahko tako snovi na levi strani enačbe kot tudi snovi na desni strani enačbe imenujemo reagenti (izhodne snovi). Enako velja za izdelke.

Za kogarkoli reverzibilna reakcija možna je situacija, ko sta hitrosti prednjih in povratnih reakcij enaki. To stanje se imenuje stanje ravnovesja.

V ravnovesju so koncentracije vseh reaktantov in vseh produktov konstantne. Imenujemo koncentracije produktov in reaktantov v ravnovesju ravnotežne koncentracije.

Premik kemijskega ravnovesja pod vplivom različnih dejavnikov

Zaradi zunanjih vplivov na sistem, kot so spremembe temperature, tlaka ali koncentracije začetni materiali ali izdelkov, se lahko poruši ravnovesje sistema. Po prenehanju tega zunanjega vpliva pa bo sistem čez nekaj časa prešel v novo ravnotežno stanje. Takšen prehod sistema iz enega ravnotežnega stanja v drugo ravnotežno stanje imenujemo premik (premik) kemijskega ravnovesja .

Da bi lahko ugotovili, kako se kemijsko ravnovesje premakne pod določeno vrsto vpliva, je priročno uporabiti Le Chatelierjevo načelo:

Če se na sistem v stanju ravnovesja izvaja kakršen koli zunanji vpliv, bo smer premika kemijskega ravnovesja sovpadala s smerjo reakcije, ki oslabi učinek vpliva.

Vpliv temperature na stanje ravnovesja

Ko se temperatura spremeni, je ravnotežje poljubno kemična reakcija izmene. To je posledica dejstva, da ima vsaka reakcija toplotni učinek. Poleg tega so toplotni učinki neposredne in povratne reakcije vedno neposredno nasprotni. Tisti. če je prednja reakcija eksotermna in poteka s toplotnim učinkom, ki je enak +Q, potem je povratna reakcija vedno endotermna in ima toplotni učinek, ki je enak –Q.

Torej, v skladu z Le Chatelierjevim načelom, če povečamo temperaturo nekega sistema, ki je v stanju ravnotežja, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, med katero se temperatura zniža, tj. proti endotermni reakciji. In podobno, če znižamo temperaturo sistema v stanju ravnotežja, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, zaradi česar se bo temperatura povečala, tj. proti eksotermni reakciji.

Na primer, razmislite o naslednji reverzibilni reakciji in navedite, kam se bo njeno ravnotežje premaknilo, ko se temperatura zniža:

Kot je razvidno iz zgornje enačbe, je prednja reakcija eksotermna, tj. Zaradi njegovega nastanka se sprošča toplota. Posledično bo povratna reakcija endotermna, to je, da se pojavi z absorpcijo toplote. V skladu s pogojem se temperatura zniža, zato se bo ravnotežje premaknilo v desno, tj. proti neposredni reakciji.

Vpliv koncentracije na kemijsko ravnotežje

Povečanje koncentracije reagentov v skladu z Le Chatelierjevim načelom bi moralo povzročiti premik ravnotežja v smeri reakcije, zaradi katere se reagenti porabijo, tj. proti neposredni reakciji.

In obratno, če se koncentracija reaktantov zmanjša, se bo ravnovesje premaknilo proti reakciji, zaradi katere nastanejo reaktanti, tj. stran povratne reakcije (←).

Podoben učinek ima tudi sprememba koncentracije reakcijskih produktov. Če povečamo koncentracijo produktov, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji, zaradi katere se produkti porabijo, tj. proti obratni reakciji (←). V nasprotnem primeru se koncentracija produktov zmanjša, potem se ravnotežje premakne proti neposredni reakciji (→), tako da se koncentracija produktov poveča.

Vpliv pritiska na kemijsko ravnovesje

Za razliko od temperature in koncentracije spremembe tlaka ne vplivajo na ravnovesno stanje vsake reakcije. Da bi sprememba tlaka povzročila premik v kemijskem ravnovesju, morata biti vsoti koeficientov za plinaste snovi na levi in ​​desni strani enačbe različni.

Tisti. dveh reakcij:

sprememba tlaka lahko vpliva na ravnovesno stanje samo v primeru druge reakcije. Ker je vsota koeficientov pred formulami plinastih snovi v primeru prve enačbe na levi in ​​desni enaka (enaka 2), v primeru druge enačbe pa je različna (4 na levo in 2 na desni).

Od tod zlasti sledi, da če med reaktanti in produkti ni plinastih snovi, sprememba tlaka na noben način ne bo vplivala na trenutno stanje ravnovesja. Na primer, tlak ne bo vplival na ravnovesno stanje reakcije:

Če se količina plinastih snovi na levi in ​​desni razlikuje, bo povečanje tlaka povzročilo premik ravnotežja v smeri reakcije, med katero se prostornina plinov zmanjša, zmanjšanje tlaka pa bo povzročilo premik v ravnovesje, zaradi česar se poveča prostornina plinov.

Vpliv katalizatorja na kemijsko ravnovesje

Ker katalizator enako pospešuje tako naprej kot povratne reakcije, njegova prisotnost oz nima učinka v stanje ravnovesja.

Edina stvar, na katero katalizator lahko vpliva, je hitrost prehoda sistema iz neravnovesnega stanja v ravnotežno.

Vpliv vseh zgornjih dejavnikov na kemijsko ravnovesje je povzet spodaj v goljufanju, ki si ga lahko najprej ogledate pri izvajanju ravnotežnih nalog. Vendar ga ne bo mogoče uporabiti na izpitu, zato se ga po analizi več primerov z njegovo pomočjo naučite in vadite reševanje ravnotežnih nalog, ne da bi ga pogledali:

Oznake: T - temperatura, str - pritisk, z – koncentracija, – povečanje, ↓ – zmanjšanje

1. Med vsemi znanimi reakcijami ločimo reverzibilne in ireverzibilne reakcije. Pri proučevanju reakcij ionske izmenjave so bili navedeni pogoji, pod katerimi potekajo do konca. ().

Znane so tudi reakcije, ki se v danih pogojih ne iztečejo do konca. Torej, na primer, ko se žveplov dioksid raztopi v vodi, pride do reakcije: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Vendar se izkaže, da lahko v vodni raztopini nastane le določena količina žveplove kisline. To je razloženo z dejstvom, da žveplova kislina krhek, in pride do obratne reakcije, tj. razpad v žveplov oksid in vodo. Posledično ta reakcija ne gre do konca, ker se istočasno zgodita dve reakciji - naravnost(med žveplovim oksidom in vodo) in vzvratno(razgradnja žveplove kisline). SO2 +H2O↔ H 2 SO 3 .

Kemijske reakcije, ki potekajo pod danimi pogoji v medsebojno nasprotnih smereh, imenujemo reverzibilne.

2. Ker je hitrost kemijskih reakcij odvisna od koncentracije reaktantov, potem najprej hitrost neposredne reakcije ( υ pr) mora biti maksimum in hitrost povratna reakcija ( υ prir.) je enako nič. Koncentracija reaktantov se s časom zmanjšuje, koncentracija reakcijskih produktov pa narašča. Zato se hitrost reakcije naprej zmanjša, hitrost povratne reakcije pa poveča. V določenem trenutku postaneta hitrosti povratnih in sprednjih reakcij enaki:

Pri vseh reverzibilnih reakcijah se hitrost neposredne reakcije zmanjšuje, hitrost povratne reakcije pa narašča, dokler se obe hitrosti ne izenačita in se vzpostavi ravnotežno stanje:

υ pr =υ prir.

Stanje sistema, v katerem je hitrost neposredne reakcije enaka hitrosti povratne reakcije, se imenuje kemijsko ravnovesje.

V stanju kemijskega ravnovesja ostane kvantitativno razmerje med reaktanti in reakcijskimi produkti konstantno: koliko molekul reakcijskega produkta nastane na časovno enoto, toliko jih razpade. Vendar pa se stanje kemijskega ravnovesja ohranja, dokler ostanejo reakcijski pogoji nespremenjeni: koncentracija, temperatura in tlak.

Stanje kemijskega ravnovesja je opisano kvantitativno zakon množičnega delovanja.

V ravnotežju je razmerje med zmnožkom koncentracij reakcijskih produktov (v potencah njihovih koeficientov) in zmnožkom koncentracij reaktantov (tudi v potencah njihovih koeficientov) konstantna vrednost, neodvisna od začetnih koncentracij snovi v reakciji. mešanica.

Ta konstanta se imenuje konstanta ravnovesja - k

Torej za reakcijo: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ je konstanta ravnotežja izražena kot sledi:

υ 1 =υ 2

v 1 (direktna reakcija) = k 1 [ n 2 ][ H 2 ] 3 , kjer– ravnotežne molske koncentracije, = mol/l

υ 2 (povratni udarec) = k 2 [ N.H. 3 ] 2

k 1 [ n 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ N.H. 3 ] 2

Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ n 2 ][ H 2 ] 3 – konstanta ravnovesja.

Kemijsko ravnovesje je odvisno od koncentracije, tlaka, temperature.

Načelodoloča smer ravnotežnega mešanja:

Če na sistem, ki je v ravnotežju, deluje zunanji vpliv, se bo ravnotežje v sistemu premaknilo v smer, ki je nasprotna temu vplivu.

1) Učinek koncentracije – če se poveča koncentracija izhodnih snovi, se ravnovesje premakne v smeri nastanka reakcijskih produktov.

na primerKp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ n 2 ][ H 2 ] 3

Ko ga dodamo reakcijski zmesi, npr dušik, tj. koncentracija reagenta se poveča, imenovalec v izrazu za K se poveča, a ker je K konstanta, se mora za izpolnitev tega pogoja povečati tudi števec. Tako se poveča količina reakcijskega produkta v reakcijski mešanici. V tem primeru govorijo o premiku kemijskega ravnovesja v desno, proti produktu.

Tako se povečanje koncentracije reaktantov (tekočih ali plinastih) premakne proti produktom, tj. proti neposredni reakciji. Povečanje koncentracije produktov (tekočih ali plinastih) premakne ravnotežje proti reaktantom, tj. proti nasprotni reakciji.

Spreminjanje mase trdne snovi ne spremeni ravnotežnega položaja.

2) Vpliv temperature – povišanje temperature premakne ravnotežje proti endotermni reakciji.

A)n 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G) + 92,4 kJ (eksotermno - sproščanje toplote)

Ko se temperatura dvigne, se ravnotežje premakne proti reakciji razgradnje amoniaka (←)

b)n 2 (G) +O 2 (D) ↔ 2št(G) – 180,8 kJ (endotermno - absorpcija toplote)

Ko se temperatura poveča, se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji nastajanja št (→)

3) Vpliv tlaka (samo za plinaste snovi) – z naraščajočim pritiskom se ravnotežje premika proti formacijiI snovi, ki zavzamejo manj o jem.

n 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G)

1 V - n 2

3 V - H 2

2 V – N.H. 3

Z naraščajočim pritiskom ( p): pred reakcijo4 V plinaste snovi → po reakciji2 Vplinaste snovi, zato se ravnovesje premakne v desno ( → )

Ko se tlak poveča na primer za 2-krat, se prostornina plinov zmanjša za enako količino, zato se bodo koncentracije vseh plinastih snovi povečale za 2-krat. Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ n 2 ][ H 2 ] 3

V tem primeru se bo števec izraza za K povečal za 4 krat, imenovalec pa je 16 krat, tj. enakost bo kršena. Da bi ga obnovili, se mora koncentracija povečati amoniakin koncentracije se zmanjšajo dušikinvodoprijazen. Ravnovesje se bo premaknilo v desno.

Torej, ko se tlak poveča, se ravnovesje premakne v smeri zmanjšanja prostornine, ko se tlak zmanjša, pa v smeri povečanja prostornine.

Sprememba tlaka praktično ne vpliva na prostornino trdnih in tekočih snovi, tj. ne spremeni njihove koncentracije. Posledično je ravnotežje reakcij, v katerih plini ne sodelujejo, praktično neodvisno od tlaka.

! Na potek kemijske reakcije vplivajo snovi – katalizatorji. Toda pri uporabi katalizatorja se aktivacijska energija tako za naprej kot za povratne reakcije zmanjša za enako količino in zato ravnotežje se ne premakne.

Reši težave:

št. 1. Začetne koncentracije CO in O 2 v reverzibilni reakciji

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Enako 6 oziroma 4 mol/l. Izračunajte konstanto ravnotežja, če je koncentracija CO 2 v trenutku ravnotežja 2 mol/l.

št. 2. Reakcija poteka po enačbi

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) + Q

Navedite, kam se bo premaknilo ravnotežje, če

a) povečati pritisk

b) zvišati temperaturo

c) povečati koncentracijo kisika

d) uvedba katalizatorja?

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, nasprotno, postane večja hitrost obratna reakcija, to pomeni, da se je kemijsko ravnotežje 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 tako 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 ravnovesje v smeri reakcije, ki se pojavi s tvorbo več plinske molekule. 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 veliko število različne snovi velikega pomena za narodno 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. Vendar ob tem poteka sočasno tudi obraten proces - zmanjšanje entropije zaradi porabe iz okolja hranila z nizko entropijsko vrednostjo (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, nagrajenec Nobelova nagrada 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.

Glavni članek: Le Chatelier-Brownovo načelo

Položaj kemijskega ravnovesja je odvisen od naslednjih reakcijskih parametrov: temperature, tlaka in koncentracije. Vpliv, ki ga imajo ti dejavniki na kemično reakcijo, je odvisen od vzorca, ki je bil izražen v splošni pogled leta 1885 francoski znanstvenik Le Chatelier.

Dejavniki, ki vplivajo na kemijsko ravnovesje:

1) temperatura

S povišanjem temperature se kemijsko ravnovesje premakne proti endotermni (absorpcijski) reakciji, ko pa se zniža, proti eksotermni (sproščanju) reakciji.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

n 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) pritisk

Z naraščanjem tlaka se kemijsko ravnovesje premika proti manjši prostornini snovi, z zmanjševanjem tlaka pa proti večji prostornini. To načelo velja samo za pline, tj. Če so v reakcijo vključene trdne snovi, se ne upoštevajo.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) koncentracija izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov

S povečanjem koncentracije ene od izhodnih snovi se kemijsko ravnotežje premakne proti reakcijskim produktom, z večanjem koncentracije reakcijskih produktov pa proti izhodnim snovem.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S], [O] →, ←

Katalizatorji ne vplivajo na premik kemijskega ravnovesja!

Osnovne kvantitativne značilnosti kemijskega ravnotežja: konstanta kemijskega ravnotežja, stopnja pretvorbe, stopnja disociacije, ravnotežni izkoristek. Pojasnite pomen teh količin na primeru specifičnih kemijskih reakcij.

V kemijski termodinamiki zakon delovanja mase povezuje ravnotežne aktivnosti izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov glede na razmerje:

Delovanje snovi. Namesto aktivnosti lahko uporabimo koncentracijo (za reakcijo v idealni raztopini), parcialne tlake (reakcija v mešanici idealnih plinov), fugacijo (reakcija v mešanici realnih plinov);

Stehiometrični koeficient (negativen za izhodne snovi, pozitiven za produkte);

Konstanta kemijskega ravnovesja. Indeks "a" tukaj pomeni uporabo vrednosti aktivnosti v formuli.

Učinkovitost reakcije običajno ocenimo z izračunom izkoristka reakcijskega produkta (oddelek 5.11). Hkrati lahko učinkovitost reakcije ocenimo tudi tako, da ugotovimo, kolikšen del najpomembnejše (običajno najdražje) snovi se je pretvoril v ciljni produkt reakcije, na primer, kolikšen del SO 2 se je pretvoril v SO 3 med proizvodnjo žveplove kisline, torej najti stopnja pretvorbe izvirna snov.

Naj kratek diagram potekajoče reakcije

Potem je stopnja pretvorbe snovi A v snov B (A) določena z naslednjo enačbo

kje n proreact (A) – količina snovi reagenta A, ki je reagirala v produkt B, in n začetni (A) – začetna količina reagenta A.

Seveda se lahko stopnja transformacije izrazi ne samo s količino snovi, temveč tudi s poljubnimi količinami, ki so sorazmerne z njo: številom molekul (enote formule), maso, prostornino.

Če reagenta A primanjkuje in je izgubo produkta B mogoče zanemariti, je stopnja pretvorbe reagenta A običajno enaka izkoristku produkta B.

Izjema so reakcije, pri katerih se izhodna snov očitno porabi za nastanek več produktov. Tako, na primer, v reakciji

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

klor (reagent) se enakomerno pretvori v kalijev klorid in kalijev hipoklorit. Pri tej reakciji je tudi pri 100% izkoristku KClO stopnja pretvorbe klora vanj 50%.

Količina, ki jo poznate – stopnja protolize (oddelek 12.4) – je poseben primer stopnje pretvorbe:

V okviru TED se imenujejo podobne količine stopnja disociacije kislin ali baz (označeno tudi kot stopnja protolize). Stopnja disociacije je povezana z disociacijsko konstanto po Ostwaldovem zakonu redčenja.

V okviru iste teorije je hidrolizno ravnovesje označeno z stopnjo hidrolize (h), in uporabljeni so naslednji izrazi, ki jo povezujejo z začetno koncentracijo snovi ( z) in disociacijske konstante šibkih kislin (K HA) in šibkih baz, ki nastanejo med hidrolizo ( K MZ):

Prvi izraz velja za hidrolizo soli šibke kisline, drugi - soli šibke baze in tretji - soli šibke kisline in šibke baze. Vse te izraze je mogoče uporabiti samo za razredčene raztopine s stopnjo hidrolize največ 0,05 (5 %).

Običajno je ravnotežni donos določen z znano ravnotežno konstanto, s katero je v vsakem posameznem primeru povezan z določenim razmerjem.

Izkoristek produkta se lahko spremeni s premikom ravnovesja reakcije v reverzibilnih procesih, pod vplivom dejavnikov, kot so temperatura, tlak, koncentracija.

V skladu z Le Chatelierjevim načelom se ravnotežna stopnja pretvorbe povečuje z naraščajočim tlakom med enostavnimi reakcijami, v drugih primerih pa se volumen reakcijske mešanice ne spremeni in izkoristek produkta ni odvisen od tlaka.

Vpliv temperature na ravnotežni izkoristek, pa tudi na ravnotežno konstanto, je določen s predznakom toplotnega učinka reakcije.

Za popolnejšo oceno reverzibilnih procesov se uporablja tako imenovani izkoristek iz teoretičnega (izkoristek iz ravnotežja), ki je enak razmerju med dejansko dobljenim produktom in količino, ki bi jo dobili v stanju ravnotežja.

TOPLOTNA DISOCACIJA kem

reakcija reverzibilne razgradnje snovi, ki jo povzroči zvišanje temperature.

Z itd., iz ene snovi nastane več (2H2H+ OCaO + CO) ali ena enostavnejša snov.

Ravnovesje itd. se vzpostavi po zakonu o delovanju mas. To

lahko označimo s konstanto ravnotežja ali s stopnjo disociacije

(razmerje med številom razpadlih molekul in skupnim številom molekul). IN

V večini primerov itd. spremlja absorpcija toplote (povečanje

entalpija

DN>0); torej v skladu z načelom Le Chatelier-Brown

segrevanje ga poveča, stopnja odmika itd. se določi s temperaturo

absolutna vrednost DN. Pritisk moti itd., čim močneje, tem večji

sprememba (povečanje) števila molov (Di) plinastih snovi

stopnja disociacije ni odvisna od tlaka. Če trdne snovi niso

tvorijo trdne raztopine in niso v visoko dispergiranem stanju,

potem je tlak itd. enolično določen s temperaturo. Za izvedbo T.

d. trdne snovi (oksidi, kristalinični hidrati itd.)

pomembno vedeti

temperatura, pri kateri postane disociacijski tlak enak zunanjemu (zlasti

atmosferski) tlak. Ker lahko sproščeni plin premaga

tlak okolice, potem ko doseže to temperaturo proces razgradnje

se takoj okrepi.

Odvisnost stopnje disociacije od temperature: stopnja disociacije narašča z naraščajočo temperaturo (povečanje temperature vodi do povečanja kinetične energije raztopljenih delcev, kar spodbuja razpad molekul v ione)

Stopnja pretvorbe izhodnih snovi in ​​ravnotežni izkoristek produkta. Metode za njihov izračun pri določeni temperaturi.

Kateri podatki so potrebni za to? Podajte shemo za izračun katere koli od teh kvantitativnih značilnosti kemijskega ravnovesja s poljubnim primerom. Stopnja pretvorbe je količina reagiranega reagenta, deljena z njegovo prvotno količino. Za najenostavnejšo reakcijo, kjer je koncentracija na vstopu v reaktor ali na začetku periodičnega procesa, je koncentracija na izstopu iz reaktorja ali trenutni trenutek periodičnega procesa. Za prostovoljni odgovor je npr. Slika 1 Večja kot je stopnja porabe reagenta, določena z vrednostjo konstante hitrosti, hitreje narašča stopnja pretvorbe, kot je prikazano na sliki. Če je reakcija reverzibilna, potem ko reakcija teži k ravnotežju, se stopnja pretvorbe nagiba k ravnotežni vrednosti, katere vrednost je odvisna od razmerja konstant hitrosti neposredne in povratne reakcije (od konstante ravnotežja) (slika 2). Slika 2 Izkoristek ciljnega produkta Izkoristek produkta je dejansko dobljena količina ciljnega produkta, deljena s količino tega produkta, ki bi ga dobili, če bi ves reagent prešel v ta produkt (do največje možne količine nastali produkt). Ali (skozi reagent): količina reagenta, dejansko pretvorjenega v ciljni produkt, deljena z začetno količino reagenta. Za najenostavnejšo reakcijo je izkoristek in ob upoštevanju, da je za to reakcijo , tj. Pri najenostavnejši reakciji sta izkoristek in stopnja pretvorbe enaki vrednosti. Če pretvorba poteka na primer s spremembo količine snovi, potem je treba v skladu z definicijo v izračunani izraz vključiti stehiometrični koeficient. V skladu s prvo definicijo bo namišljena količina produkta, dobljena iz celotne začetne količine reagenta, za to reakcijo dvakrat manjša od prvotne količine reagenta, tj. , in formula za izračun. V skladu z drugo definicijo bo količina reagenta, ki se dejansko pretvori v ciljni produkt, dvakrat večja, kot je ta produkt nastal, tj. , potem je formula za izračun . Seveda sta oba izraza enaka. Za kompleksnejšo reakcijo so formule za izračun zapisane popolnoma enako v skladu z definicijo, vendar v tem primeru izkoristek ni več enak stopnji pretvorbe. Za reakcijo npr. . Če je v reakciji več reagentov, lahko izkoristek izračunamo za vsakega od njih; če je tudi več ciljnih produktov, potem lahko izkoristek izračunamo za kateri koli ciljni produkt za kateri koli reagent. Kot je razvidno iz strukture računske formule (imenovalec vsebuje konstantno vrednost), je odvisnost izkoristka od reakcijskega časa določena s časovno odvisnostjo koncentracije ciljnega produkta. Tako na primer za reakcijo ta odvisnost izgleda kot na sliki 3. Slika 3

Stopnja pretvorbe kot kvantitativna značilnost kemijskega ravnovesja. Kako bo povečanje skupnega tlaka in temperature vplivalo na stopnjo pretvorbe reagenta ... v reakciji plinske faze: ()?