към реакционните продукти. химически баланс. Разнообразие от химични процеси

Задача

Посочете как ще се отрази:

а) повишаване на налягането;

б) повишаване на температурата;

в) увеличаване на концентрацията на кислород за балансиране на системата:

2CO(Ж) + O 2 (Ж) ↔ 2CO 2 (Ж) + Q

Решение:

а) Промяната в налягането измества равновесието на реакциите, включващи газообразни вещества (г). Нека определим обемите на газообразните вещества преди и след реакцията чрез стехиометрични коефициенти:

Според принципа на Льо Шателие, с увеличаване на налягането , балансът се измествакъм образованиетоi вещества, заемащи по-малко околоб б ям, следователно равновесието ще се измести надясно, т.е. към образуването на CO 2, към директната реакция (→) .

б) Според принципа на Льо Шателие, когато температурата се повиши, балансът се измествакъм ендотермична реакция (- Q ), т.е. в посока на обратната реакция - реакцията на разлагане на CO 2 (←) , защото закон за запазване на енергията:

Q - 2 CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g) + Q

в) Тъй като концентрацията на кислород се увеличава равновесието на системата се изместваза получаване на CO 2 (→) защотоувеличаването на концентрацията на реагентите (течни или газообразни) се измества към продуктите, т.е. към директна реакция.

Допълнително:

Пример 1 Колко пъти ще се промени скоростта на правата и обратната реакция в системата:

2 ТАКА 2 (г) +О 2 (d) = 2ТАКА 3 (G)

ако обемът на газовата смес се утрои? В каква посока ще се измести равновесието на системата?

Решение. Нека обозначим концентрациите на реагиращите вещества: [ТАКА 2 ]= а , [О 2 ] = b , [ ТАКА 3 ] = с. Според закона за действие на масите на скоросттаv права и обратна реакция преди промяна на обема:

v и т.н = Ка 2 b

v обр = Да се 1 с 2 .

След намаляване на обема на хомогенна система с фактор три, концентрацията на всеки от реагентите ще се увеличи с фактор три: [ТАКА 2 ] = 3 а , [О 2 ] = 3 b ; [ ТАКА 3 ] = 3 с . При нови скорости на концентрацияv ’ реакция напред и назад:

v ’ и т.н = Да се (3 а ) 2 (3 b ) = 27 Ка 2 b

v ’ обр = Да се 1 (3 с ) 2 = 9 Да се 1 с 2

Оттук:

Следователно скоростта на реакцията напред се е увеличила 27 пъти, а обратната - само девет пъти. Равновесието на системата се измести към образованиетоТАКА 3 .

Пример 2 Изчислете колко пъти скоростта на протичаща в газовата фаза реакция ще се увеличи с повишаване на температурата от 30 до 70 относно С, ако температурният коефициент на реакцията е 2.

Решение. Зависимостта на скоростта на химичната реакция от температурата се определя от емпиричното правило на Вант Хоф по формулата:

Следователно скоростта на реакциятаν T 2 при температура 70 относно С повече скорост на реакцияν T 1 при температура 30 относно C 16 пъти.

Пример 3 Константа на равновесие на хомогенна система:

CO(g) + H 2 O(g) = CO 2 (d) + H 2 (G)

на 850 относно C е равно на 1. Изчислете концентрациите на всички вещества в равновесие, ако началните концентрации са: [CO] реф \u003d 3 mol / l, [N 2 О] реф = 2 mol/l.

Решение. При равновесие скоростите на правата и обратната реакция са равни, а отношението на константите на тези скорости е постоянно и се нарича равновесна константа на дадената система:

v pr = Да се 1 [МЕЧТА 2 О]

v обр = К 2 [CO 2 ][H 2 ]

В условието на задачата са дадени началните концентрации, докато в изразаДа се Р включва само равновесните концентрации на всички вещества в системата. Да приемем, че до момента на равновесие на концентрацията [СО 2 ] Р = х мол/л. Съгласно уравнението на системата, броят на моловете водород, образуван в този случай, също ще бъдех мол/л. За същия брой бенки (х mol/l) CO и H 2 O изразходвани за образованиех молове CO 2 и Х 2 . Следователно равновесните концентрации на всичките четири вещества са:

[CO 2 ] Р = [N 2 ] Р = х mol/l;

[CO] Р = (3 – х ) mol/l;

[Н 2 О] Р = (2 – х ) mol/l.

Като знаем равновесната константа, намираме стойносттах , и след това първоначалните концентрации на всички вещества:

Следователно желаните равновесни концентрации са:

[CO 2 ] Р = 1,2 mol/l;

[Н 2 ] Р = 1,2 mol/l;

[CO] Р \u003d 3 - 1,2 \u003d 1,8 mol / l;

[Н 2 О] Р \u003d 2 - 1,2 \u003d 0,8 mol / l.

Пример 4При определена температура равновесните концентрации в системата

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g) бяха: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Определете константата на равновесие при тази температура и началните концентрации на CO и O 2, ако първоначалната смес не съдържа CO 2 .

Решение:

един). Тъй като равновесните концентрации са дадени в условието на задачата, равновесната константа е 2:

2). Ако първоначалната смес не съдържа CO 2, тогава в момента на химическо равновесие в системата се образуват 0,16 mol CO 2.

Според UHR:

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g)

Образуването на 0,16 mol CO 2 изразходва:

υ реагира (CO) \u003d υ (CO 2) \u003d 0,16 mol

υ реагира (O 2) \u003d 1/2υ (CO 2) \u003d 0,08 mol

Следователно,

υ първоначално = υ реагирало + υ равновесие

υ първоначално (CO) \u003d 0,16 + 0,2 \u003d 0,36 mol

υ първоначално (O 2) \u003d 0,08 + 0,32 \u003d 0,4 mol

вещество			CO2
C оригинал	0,36
C реагира	0,16	0,08	0,16
C равновесие		0,32	0,16

Пример 5Определете равновесната концентрация на HI в системата

H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g),

ако при някаква температура равновесната константа е 4, а началните концентрации на H 2 , I 2 и HI са съответно 1, 2 и 0 mol/l.

Решение. Нека x mol/lздрасти

вещество	H2	аз 2
от оригинала , mol/l
с proreact. , mol/l	х/2	х/2
c равен. , mol/l	1x/2	PCl 5 (d) = RS л 3 (г) +ОТ l 2(G); Δ з= + 92,59 kJ. Как се променя: а) температурата; б) налягане; в) концентрация с цел изместване на равновесието към директна реакция - разлаганеPCl 5 ? Решение. Промяната или промяната в химичното равновесие е промяна в равновесните концентрации на реагентите в резултат на промяна в едно от условията на реакцията. Посоката, в която се е изместило равновесието, се определя съгласно принципа на Le Chatelier: а) от реакцията на разлаганеPCl 5 ендотермичен (Δ з > 0), тогава за изместване на равновесието към директна реакция е необходимо да се повиши температурата; б) тъй като в тази система разширяването на PCl 5 води до увеличаване на обема (две газообразни молекули се образуват от една газова молекула), след което за изместване на равновесието към директна реакция е необходимо да се намали налягането; в) изместване на равновесието в посочената посока може да се постигне като повишаване на концентрацията на RSл 5 , и намаляване на концентрацията на PCl 3 или Cl 2 .

Химично равновесие- състоянието на системата, когато директните и обратните реакции имат еднаква скорост .. По време на процеса с намаляване на изходните вещества, скоростта на директния химикал. реакцията намалява, а скоростта на обратната се увеличава с увеличаване на C HI. В даден момент от време t скоростта на движение напред и назад хим. реакциите се приравняват. Състоянието на системата не се променя, докато не действат външни фактори (P, T, s). Константа на равновесие - Константа , отразяващи съотношението на концентрациите на компонентите на обратима реакция в състояние на химично равновесие. (зависи само от C).За всеки обратим хим. реакциите в концентрирано състояние, така да се каже, характеризира границата, до която хим. реакция. .K = Ако (концентрация ref) - необр реакция, ако равновесието се измества надясно, не тече. Константата на равновесие с промяна в концентрацията на реагиращите вещества не променя стойността си. Факт е, че промяната в концентрацията води само до промяна в химикала. баланс в една или друга посока. В този случай се установява ново равновесно състояние при същата константа . Истински балансмогат да бъдат изместени на една или друга страна от действието на всякакви фактори. Но когато действието на тези фактори бъде отменено, системата се връща в първоначалното си състояние. невярно- състоянието на системата е непроменено във времето, но когато външните условия се променят, в системата възниква необратим процес (На тъмно съществува H 2 + Cl 2, когато е осветено, вземете проба HCl. Когато осветлението спре, няма да се върнем H 2 и Cl 2). Промяната в поне един от тези фактори води до промяна в равновесието. Влиянието на различни фактори върху състоянието на химическите равнища е качествено описано от принципа на изместване на равновесието на Le Chatelier (1884: При всяко външно въздействие върху система, която е в състояние на химично равновесие, в нея протичат процеси, които водят до намаляване на това въздействие.

Константа на равновесие

Равновесната константа показваколко пъти скоростта на правата реакция е по-голяма или по-малка от скоростта на обратната реакция.

Константа на равновесиее отношението на произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти, взети на степен на техните стехиометрични коефициенти, към произведението на равновесните концентрации на изходните материали, взети на степен на техните стехиометрични коефициенти.

Стойността на равновесната константа зависи от природата на реагиращите вещества и температурата и не зависи от концентрацията в момента на равновесие, тъй като тяхното съотношение винаги е постоянна стойност, числено равна на равновесната константа. Ако възникне хомогенна реакция между вещества в разтвор, тогава константата на равновесие се обозначава с K C, а ако между газове, тогава K P.

където Р С, Р D , Р А и Р В са равновесните налягания на участниците в реакцията.

Използвайки уравнението на Клапейрон-Менделеев, може да се определи връзката между K P и K C

Преместете силата на звука от дясната страна

p = RT, т.е. p = CRT (6.9)

Заместваме уравнение (6.9) в (6.7) за всеки реагент и опростяваме

, (6.10)

където Dn е промяната в броя на моловете газообразни участници в реакцията

Dn = (s + д) - (a + c) (6.11)

Следователно,

K P \u003d K C (RT) Dn (6.12)

От уравнение (6.12) се вижда, че K P = K C, ако броят на моловете газообразни участници в реакцията не се променя (Dn = 0) или в системата няма газове.

Трябва да се отбележи, че в случай на хетерогенен процес, концентрацията на твърдата или течната фаза в системата не се взема предвид.

Например, равновесната константа за реакция под формата 2A + 3B \u003d C + 4D, при условие че всички вещества са газове и има формата

и ако D е твърдо тяло, тогава

Константата на равновесието има голямо теоретично и практическо значение. Числената стойност на равновесната константа позволява да се прецени практическата възможност и дълбочината на химичната реакция.

10 4 , тогава реакцията е необратима

Изместване на баланса. Принцип на Льо Шателие.

Принцип на Льо Шателие (1884): ако върху система в стабилно химично равновесие се въздейства отвън чрез промяна на температурата, налягането или концентрацията, тогава химичното равновесие се измества в посоката, в която ефектът от получения ефект намалява.

Трябва да се отбележи, че катализаторът не измества химичното равновесие, а само ускорява неговото начало.

Разгледайте влиянието на всеки фактор върху изместването на химичното равновесие за обща реакция:

aA + bB = cC + д D±Q.

Ефект от промяна на концентрацията.Според принципа на Льо Шателие, увеличаването на концентрацията на един от компонентите на равновесна химическа реакция води до изместване на равновесието към увеличаване на реакцията, при която се извършва химическата обработка на този компонент. Обратно, намаляването на концентрацията на един от компонентите води до изместване на равновесието към образуването на този компонент.

По този начин увеличаването на концентрацията на вещество А или В измества равновесието в посока напред; увеличаването на концентрацията на вещество C или D измества равновесието в обратна посока; намаляването на концентрацията на А или В измества равновесието в обратна посока; намаляването на концентрацията на вещество C или D измества равновесието в посока напред. (Схематично можете да напишете: C A или C B ®; C C или C D ¬; ¯ C A или C B ¬; ¯ C C или CD ®).

Ефектът на температурата.Общото правило, което определя ефекта на температурата върху равновесието, има следната формулировка: повишаването на температурата допринася за изместване на равновесието към ендотермична реакция (- Q); понижаването на температурата допринася за изместване на равновесието към екзотермична реакция (+ Q).

Реакциите, които протичат без термични ефекти, не изместват химичното равновесие с промяна в температурата. Повишаването на температурата в този случай води само до по-бързо установяване на равновесие, което би се постигнало в дадената система и без нагряване, но за по-дълго време.

По този начин, при екзотермична реакция (+ Q), повишаването на температурата води до изместване на равновесието в обратна посока и, обратно, при ендотермична реакция (- Q), повишаването на температурата води до изместване в предната посока посока и понижение на температурата в обратна посока. (Схематично можете да напишете: при +Q T ¬; ¯T ®; при -Q T ®; ¯T ¬).

Влияние на налягането.Както показва опитът, налягането има забележим ефект върху изместването само на тези равновесни реакции, в които участват газообразни вещества, и в този случай промяната в броя на моловете газообразни участници в реакцията (Dn) не е равна на нула. С увеличаване на налягането равновесието се измества в посока на реакцията, която е придружена от образуването на по-малък брой молове газообразни вещества, а с намаляване на налягането в посока на образуването на по-голям брой молове на газообразни вещества.

Така, ако Dn = 0, тогава налягането не влияе на изместването на химичното равновесие; ако Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, тогава повишаването на налягането измества равновесието в обратна посока, а намаляването на налягането в посока на директна реакция. (Схематично може да се напише: при Dn = 0 P не влияе; при Dn<0 ­Р®, ¯Р¬; при Dn >0 Р ¬, ¯Р ®). Принципът на Льо Шателие е приложим както за хомогенни, така и за хетерогенни системи и дава качествена характеристика на изместване на равновесието.

Теми за кодификатор: обратими и необратими реакции. химически баланс. Изместване на химичното равновесие под въздействието на различни фактори.

Според възможността за обратна реакция химичните реакции се делят на обратими и необратими.

Обратими химични реакции са реакции, чиито продукти могат да взаимодействат помежду си при определени условия.

Например, синтезът на амоняк е обратима реакция:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Процесът протича при висока температура, под налягане и в присъствието на катализатор (желязо). Такива процеси обикновено са обратими.

необратими реакции са реакции, чиито продукти не могат да взаимодействат помежду си при дадени условия.

Например, реакции на горене или реакции, протичащи с експлозия - най-често необратими. Изгарянето на въглерод продължава безвъзвратно:

C + O 2 = CO 2

Повече подробности за класификация на химичните реакцииможе да се чете.

Вероятността за взаимодействие на продукта зависи от условията на процеса.

Така че, ако системата отворен, т.е. обменя както материя, така и енергия с околната среда, тогава химичните реакции, при които се образуват например газове, ще бъдат необратими.

Например , при калциниране на твърд натриев бикарбонат:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

газообразният въглероден диоксид се освобождава и изпарява от реакционната зона. Следователно, такава реакция ще необратимпри тези условия.

Ако вземем предвид затворена система , който не могаобменя вещество с околната среда (например затворена кутия, в която протича реакцията), тогава въглеродният диоксид няма да може да избяга от реакционната зона и ще взаимодейства с вода и натриев карбонат, тогава реакцията ще бъде обратима при тези условия:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Обмисли обратими реакции. Нека обратимата реакция протича по схемата:

aA + bB ⇔ cC + dD

Скоростта на директна реакция според закона за масовото действие се определя от израза:

v 1 \u003d k 1 C A a C B b

Степен на обратна връзка:

v 2 \u003d k 2 C C C C D d

Тук к 1и k2са скоростните константи на правата и обратната реакция, съответно, C A, C B, C C, C Dса концентрациите съответно на вещества A, B, C и D.

Ако в началния момент на реакцията в системата няма вещества C и D, тогава частиците A и B се сблъскват и взаимодействат предимно и протича предимно директна реакция.

Постепенно концентрацията на частици C и D също ще започне да се увеличава, следователно скоростта на обратната реакция ще се увеличи. В някакъв момент скоростта на правата реакция става равна на скоростта на обратната реакция. Това състояние се нарича химично равновесие .

По този начин, химично равновесие е състоянието на системата, в която скоростите на правата и обратната реакция са равни .

Тъй като скоростите на правата и обратната реакция са равни, скоростта на образуване на реагентите е равна на скоростта на тяхното потребление, а токът концентрациите на веществата не се променят . Такива концентрации се наричат балансиран .

Обърнете внимание, че в равновесие протичат както права, така и обратна реакция, тоест реагентите взаимодействат помежду си, но продуктите взаимодействат помежду си с еднаква скорост. В същото време външни фактори могат да повлияят смянахимично равновесие в една или друга посока. Следователно химичното равновесие се нарича Подвижен, или динамичен .

Изследванията в областта на подвижния баланс започват през 19 век. В писанията на Анри Льо Шателие са положени основите на теорията, които по-късно са обобщени от учения Карл Браун. Принципът на движещия се баланс или принципът на Le Chatelier-Brown гласи:

Ако системата в състояние на равновесие е засегната от външен фактор, който променя някое от условията на равновесие, тогава в системата се засилват процесите, насочени към компенсиране на външното влияние.

С други думи: Когато към системата се приложи външна сила, равновесието ще се измести по такъв начин, че да компенсира тази външна сила.

Този принцип, който е много важен, работи за всякакви равновесни явления (не само химични реакции). Сега обаче ще го разгледаме във връзка с химичните взаимодействия. При химичните реакции външното въздействие води до промяна на равновесните концентрации на веществата.

Три основни фактора могат да повлияят на химичните реакции в състояние на равновесие − температура, налягане и концентрации на реагенти или продукти.

1. Както знаете, химичните реакции са придружени от топлинен ефект. Ако директната реакция протича с отделяне на топлина (екзотермична или + Q), тогава обратната реакция протича с абсорбция на топлина (ендотермична или -Q) и обратно. Ако рейзнете температура в системата равновесието ще се измести така, че да компенсира това увеличение. Логично е, че при екзотермична реакция повишаването на температурата не може да бъде компенсирано. Така с повишаване на температурата равновесието в системата се измества към поглъщане на топлина, т.е. към ендотермични реакции (-Q); с понижаване на температурата - в посока на екзотермична реакция (+ Q).

2. В случай на равновесни реакции, когато поне едно от веществата е в газова фаза, равновесието също е значително повлияно от промяната наляганев системата. При повишаване на налягането химическата система се опитва да компенсира този ефект и увеличава скоростта на реакцията, при която количеството на газообразните вещества намалява. При намаляване на налягането системата увеличава скоростта на реакцията, при която се образуват повече молекули газообразни вещества. Така: с увеличаване на налягането равновесието се измества към намаляване на броя на газовите молекули, с намаляване на налягането - към увеличаване на броя на газовите молекули.

Забележка! Системи, в които броят на молекулите на реагентните газове и продукти е еднакъв, не се влияят от налягане! Също така, промяната в налягането практически не влияе на равновесието в разтворите, т.е. при реакции, при които няма газове.

3. Също така, равновесието в химичните системи се влияе от промяната концентрацияреагенти и продукти. Тъй като концентрацията на реагентите се увеличава, системата се опитва да ги използва и увеличава скоростта на предната реакция. С намаляване на концентрацията на реагентите системата се опитва да ги натрупа и скоростта на обратната реакция се увеличава. С увеличаване на концентрацията на продуктите, системата също се опитва да ги използва и увеличава скоростта на обратната реакция. С намаляване на концентрацията на продуктите, химическата система увеличава скоростта на тяхното образуване, т.е. скоростта на предната реакция.

Ако в химическа система скоростта на предната реакция се увеличава точно , към образуването на продукти и консумация на реагент . Ако скоростта на обратната реакция се увеличава, казваме, че балансът се е изместил наляво , спрямо консумацията на храна и увеличаване на концентрацията на реагентите .

Например, в реакцията на синтез на амоняк:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 + Q

повишаването на налягането води до увеличаване на скоростта на реакцията, при което се образуват по-малък брой газови молекули, т.е. директна реакция (броят на реагентните газови молекули е 4, броят на газовите молекули в продуктите е 2). С увеличаване на налягането равновесието се измества надясно, към продуктите. При повишаване на температуратабалансът ще се промени към ендотермична реакция, т.е. наляво, към реагентите. Увеличаването на концентрацията на азот или водород ще измести равновесието към тяхното потребление, т.е. надясно, към продуктите.

Катализатор не влияе на баланса, т.к ускорява както правата, така и обратната реакция.

Химичното равновесие е присъщо обратимиреакции и не е характерно за необратимхимична реакция.

Често по време на осъществяването на химичен процес първоначалните реагенти напълно преминават в продуктите на реакцията. Например:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Невъзможно е да се получи метална мед чрез провеждане на реакцията в обратна посока, т.к. дадено реакцията е необратима. При такива процеси реагентите се превръщат напълно в продукти, т.е. реакцията протича до завършване.

Но повечето химични реакции обратими, т.е. вероятно е паралелното протичане на реакцията в права и обратна посока. С други думи, реагентите се превръщат само частично в продукти и реакционната система ще се състои както от реагенти, така и от продукти. Системата в случая е в държавата химично равновесие.

При обратими процеси първоначално директната реакция има максимална скорост, която постепенно намалява поради намаляване на количеството на реагентите. Обратната реакция, напротив, първоначално има минимална скорост, която се увеличава с натрупването на продуктите. В крайна сметка идва момент, в който скоростите на двете реакции се изравняват – системата стига до състояние на равновесие. При достигане на равновесно състояние концентрациите на компонентите остават непроменени, но химичната реакция не спира. Че. Това е динамично (подвижно) състояние. За по-голяма яснота представяме следната фигура:

Да кажем, че има обратима химическа реакция:

a A + b B = c C + d D

след това, въз основа на закона за масовото действие, ние записваме изразите за правυ 1 и обратенυ 2 реакции:

υ1 = k 1 [A] a [B] b

υ2 = k 2 [C] c [D] d

Способен химично равновесие, скоростите на правата и обратната реакция са равни, т.е.

k 1 [A] a [B] b = k 2 [C] c [D] d

получаваме

Да се= k1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b

Където К =к 1 / к 2 – равновесна константа.

За всеки обратим процес, при дадени условия ке постоянна стойност. Не зависи от концентрациите на веществата, тъй като когато се променя количеството на едно от веществата, се променят и количествата на другите компоненти.

При промяна на условията за протичане на химичния процес е възможно изместване на равновесието.

Фактори, влияещи върху изместването на равновесието:

• промяна в концентрациите на реагенти или продукти,
• промяна на налягането,
• промяна на температурата,
• въвеждане на катализатор в реакционната среда.

Принцип на Льо Шателие

Всички горепосочени фактори влияят върху изместването на химичното равновесие, което е обект на Принцип на Льо Шателие: ако промените едно от условията, при които системата е в равновесие - концентрация, налягане или температура - тогава равновесието ще се измести в посоката на реакцията, която противодейства на тази промяна.Тези. равновесието има тенденция да се измества в посока, което води до намаляване на влиянието на въздействието, довело до нарушаване на равновесното състояние.

Така че ще разгледаме отделно влиянието на всеки от техните фактори върху състоянието на равновесие.

Влияние промени в концентрациите на реагентите или продуктите да покажем с пример процес Хабер:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)

Ако например се добави азот към равновесна система, състояща се от N 2 (g), H 2 (g) и NH 3 (g), тогава равновесието трябва да се измести в посока, която би допринесла за намаляване на количеството на водород към първоначалната му стойност, тези. в посока на образуване на допълнително количество амоняк (вдясно). В същото време ще настъпи и намаляване на количеството водород. Когато към системата се добави водород, равновесието също ще се измести към образуването на ново количество амоняк (надясно). Докато въвеждането на амоняк в равновесната система, според Принцип на Льо Шателие , ще доведе до изместване на равновесието към процеса, който е благоприятен за образуването на изходните вещества (наляво), т.е. концентрацията на амоняк трябва да се намали чрез разлагане на част от него на азот и водород.

Намаляването на концентрацията на един от компонентите ще измести равновесното състояние на системата към образуването на този компонент.

Влияние промени в налягането има смисъл, ако в изследвания процес участват газообразни компоненти и в този случай има промяна в общия брой молекули. Ако общият брой на молекулите в системата остане постоянен, след това промяната в налягането не влияевърху неговия баланс, например:

I 2 (g) + H 2 (g) \u003d 2HI (g)

Ако общото налягане на равновесна система се увеличи чрез намаляване на нейния обем, тогава равновесието ще се измести в посока на намаляване на обема. Тези. към намаляване на броя газв системата. В реакция:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)

от 4 газови молекули (1 N 2 (g) и 3 H 2 (g)) се образуват 2 газови молекули (2 NH 3 (g)), т.е. налягането в системата намалява. В резултат на това повишаването на налягането ще допринесе за образуването на допълнително количество амоняк, т.е. равновесието ще се измести в посоката на неговото формиране (надясно).

Ако температурата на системата е постоянна, тогава промяната в общото налягане на системата няма да доведе до промяна в константата на равновесие ДА СЕ.

Промяна на температурата система влияе не само върху изместването на нейното равновесие, но и върху равновесната константа ДА СЕ.Ако на равновесна система при постоянно налягане се даде допълнителна топлина, тогава равновесието ще се измести в посока на поглъщане на топлина. Обмисли:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g) + 22 kcal

И така, както можете да видите, правата реакция протича с отделяне на топлина, а обратната реакция с абсорбция. С повишаване на температурата равновесието на тази реакция се измества към реакцията на разлагане на амоняк (наляво), т.к. това е и отслабва външното влияние - повишаването на температурата. Напротив, охлаждането води до изместване на равновесието в посока на синтеза на амоняк (надясно), тъй като реакцията е екзотермична и издържа на охлаждане.

По този начин повишаването на температурата благоприятства промяната химично равновесиев посока на ендотермична реакция, а понижението на температурата е в посока на екзотермичен процес . Константи на равновесиена всички екзотермични процеси с повишаване на температурата намаляват, а на ендотермичните процеси - нарастват.

Състоянието, при което скоростта на обратната реакция става равна на скоростта на правата реакция, се нарича химично равновесие.

Количествено това състояние се характеризира равновесна константа. Обратимата реакция може да бъде записана по следния начин:

Където, в съответствие със закона за масовото действие, скоростта на директната реакция v 1 и обратно v 2 ще изглежда така:

v 1 = k 1 [A] m [B] n,

v 2 = k 2 [C] p [D] q .

В момента на достигане химично равновесиескоростите на правата и обратната реакция стават еднакви:

k 1 [A] m [B] n = k 2 [C] p [D] q ,

K = k 1 /k 2 =([C] p [D] q)/([A] m [B] n),

където Да се- равновесна константа, показваща съотношението на директните и обратните реакции.

Тези концентрации, които спират при равновесие, се наричат ​​равновесни концентрации. Трябва да се помни, че стойностите на градусите м, н, стр, рса равни на стехиометричните коефициенти в равновесната реакция. Числената стойност на равновесната константа определя добива на реакцията. При K>>1добивът на продукти е голям, а при Да се<<1 - много малък.

Добив на реакция- съотношението на действително полученото количество продукт към количеството, което би се получило, ако тази реакция беше протекла докрай (изразено като процент).

Химичното равновесие не може да се поддържа безкрайно. Всъщност промените в температурата, налягането или концентрацията на реагентите могат да изместят равновесието в една или друга посока.

Промените, настъпващи в системата в резултат на външни въздействия, се определят от принципа на подвижното равновесие - Принцип на Льо Шателие:

Външно въздействие върху система, която се намира в състояние на равновесие, води до изместване на това равновесие в посоката, в която ефектът от произведеното въздействие е отслабен.

Тези. съотношението между скоростите на правата и обратната реакция се променя.

Принципът е приложим не само за химични, но и за физични процеси, като топене, кипене и др.

Промяна в концентрацията.

С увеличаване на концентрацията на един от реагентите, равновесието се измества към потреблението на това вещество.

С увеличаване на концентрацията на желязо или сяра, равновесието ще се измести към потреблението на това вещество, т.е. надясно.

Влияние на налягането върху химичното равновесие.

Взети предвид само в газови фази!

С увеличаване на налягането равновесието се измества в посока на намаляване на количествата газообразни вещества. Ако реакцията протича без промяна на количествата на газообразните вещества, тогава налягането не влияе на равновесието.

н 2 (г) + 3з 2 (G)2 NH 3 (G),

Отляво има 4 mol газообразни реагенти, отдясно - 2, следователно с увеличаване на налягането равновесието ще се измести надясно.

н 2 (г)+О 2 (d) = 2НЕ(Г),

Отляво има 2 мола газообразни вещества и отдясно, така че налягането не влияе на равновесието.

Влияние на температурата върху химичното равновесие.

При промяна на температурата се променят както правата, така и обратната реакция, но в различна степен.

С повишаване на температурата равновесието се измества към ендотермична реакция.

н 2 (г) + 3з 2 (G) 2 NH 3 (г) +Q,

Тази реакция протича с отделяне на топлина (екзотермична), така че повишаването на температурата ще измести равновесието към изходните продукти (обратна реакция).