mot reaktionsprodukterna. kemisk balans. Olika kemiska processer

En uppgift

Ange hur det kommer att påverka:

a) ökning av trycket;

b) temperaturökning;

c) ökad syrekoncentration för att balansera systemet:

2CO(G) + O 2 (G) ↔ 2CO 2 (G) + Q

Lösning:

a) En förändring i trycket förskjuter jämvikten för reaktioner som involverar gasformiga ämnen (d). Låt oss bestämma volymerna av gasformiga ämnen före och efter reaktionen med stökiometriska koefficienter:

Enligt Le Chateliers princip, med ökande tryck , balansen skiftar mot utbildningi ämnen som upptar mindre om b b äta, därför kommer jämvikten att förskjutas åt höger, d.v.s. mot bildning av CO 2, mot den direkta reaktionen (→) .

b) Enligt Le Chateliers princip, när temperaturen stiger, balansen skiftar mot en endoterm reaktion (- F ), dvs. i riktning mot den omvända reaktionen - nedbrytningsreaktionen av CO 2 (←) , därför att lagen om energibevarande:

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

i) När syrekoncentrationen ökar systemets jämvikt förändras för att få ut CO2 (→) därför atten ökning av koncentrationen av reaktanter (flytande eller gasformiga) skiftar mot produkter, d.v.s. mot en direkt reaktion.

Dessutom:

Exempel 1 Hur många gånger kommer hastigheten för framåt- och bakåtreaktioner att ändras i systemet:

2 SÅ 2 (d) +O 2 (d) = 2SÅ 3 (G)

om volymen av gasblandningen tredubblas? I vilken riktning kommer systemets jämvikt att skifta?

Lösning. Låt oss beteckna koncentrationerna av reagerande ämnen: [SÅ 2 ]= a , [O 2 ] = b , [ SÅ 3 ] = Med. Enligt lagen om handling av massor av hastighetv framåt och bakåt reaktioner före volymändring:

v etc = Ka 2 b

v arr = Till 1 Med 2 .

Efter att ha reducerat volymen av ett homogent system med en faktor tre kommer koncentrationen av var och en av reaktanterna att öka med en faktor tre: [SÅ 2 ] = 3 a , [O 2 ] = 3 b ; [ SÅ 3 ] = 3 Med . Vid nya hastighetskoncentrationerv ’ reaktion framåt och bakåt:

v ’ etc = Till (3 a ) 2 (3 b ) = 27 Ka 2 b

v ’ arr = Till 1 (3 Med ) 2 = 9 Till 1 Med 2

Härifrån:

Följaktligen ökade hastigheten på den framåtriktade reaktionen med 27 gånger, och omvänt - bara nio gånger. Systemets jämvikt har skiftat mot utbildningSÅ 3 .

Exempel 2 Beräkna hur många gånger hastigheten för en reaktion som fortskrider i gasfasen kommer att öka med en temperaturökning från 30 till 70 handla om C om temperaturkoefficienten för reaktionen är 2.

Lösning. Beroendet av hastigheten för en kemisk reaktion på temperaturen bestäms av Van't Hoffs empiriska regel enligt formeln:

Därför reaktionshastighetenν T 2 vid en temperatur av 70 handla om Med högre reaktionshastighetν T 1 vid en temperatur av 30 handla om C 16 gånger.

Exempel 3 Jämviktskonstant för ett homogent system:

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

på 850 handla om C är lika med 1. Beräkna koncentrationerna av alla ämnen vid jämvikt om de initiala koncentrationerna är: [CO] ref \u003d 3 mol/l, [N 2 O] ref = 2 mol/l.

Lösning. Vid jämvikt är hastigheterna för framåt- och bakåtreaktionerna lika, och förhållandet mellan konstanterna för dessa hastigheter är konstant och kallas jämviktskonstanten för det givna systemet:

v pr = Till 1 [DRÖM 2 O]

v arr = K 2 [CO 2 ][N 2 ]

I problemets tillstånd anges initialkoncentrationerna, medan i uttrycketTill R omfattar endast jämviktskoncentrationerna av alla ämnen i systemet. Låt oss anta att vid koncentrationens jämviktsögonblick [СО 2 ] R = X mol/l. Enligt systemets ekvation kommer antalet mol väte som bildas i detta fall också att varaX mol/l. För samma antal mol (X mol/l) CO och H 2 O spenderat för utbildningX mol CO 2 och H 2 . Därför är jämviktskoncentrationerna för alla fyra ämnen:

[CO 2 ] R = [N 2 ] R = X mol/l;

[CO] R = (3 – X ) mol/l;

[N 2 O] R = (2 – X ) mol/l.

Genom att känna till jämviktskonstanten hittar vi värdetX , och sedan de initiala koncentrationerna av alla ämnen:

Således är de önskade jämviktskoncentrationerna:

[CO 2 ] R = 1,2 mol/1;

[N 2 ] R = 1,2 mol/1;

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

[N 2 O] R \u003d 2 - 1,2 \u003d 0,8 mol / l.

Exempel 4 Vid en viss temperatur, jämviktskoncentrationerna i systemet

2CO (g) + O2 (g) ↔ 2CO2 (g) var: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Bestäm jämviktskonstanten vid denna temperatur och de initiala koncentrationerna av CO och O 2 om den ursprungliga blandningen inte innehöll CO 2 .

Lösning:

ett). Eftersom jämviktskoncentrationer anges i problemets tillstånd, är jämviktskonstanten 2:

2). Om den initiala blandningen inte innehöll CO 2, bildades vid ögonblicket av kemisk jämvikt 0,16 mol CO 2 i systemet.

Enligt UHR:

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g)

Bildandet av 0,16 mol CO 2 förbrukad:

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

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

Följaktligen,

υ initial = υ reagerat + υ jämvikt

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

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

Ämne			CO2
C original	0,36
C reagerade	0,16	0,08	0,16
C jämvikt		0,32	0,16

Exempel 5Bestäm jämviktskoncentrationen av HI i systemet

H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g),

om vid någon temperatur jämviktskonstanten är 4, och de initiala koncentrationerna av H 2 , I 2 och HI är 1, 2 respektive 0 mol/l.

Lösning. Låt x mol/l HEJ

Ämne	H2	jag 2
från originalet , mol/l
med proreagera. , mol/l	x/2	x/2
c lika. , mol/l	1x/2	PCl 5 (d) = RS l 3 (d) + FRÅN l 2(G); Δ H= + 92,59 kJ. Hur man ändrar: a) temperatur; b) tryck; c) koncentration för att förskjuta jämvikten mot en direkt reaktion - sönderdelningPCl 5 ? Lösning. En förskjutning eller förskjutning i kemisk jämvikt är en förändring i jämviktskoncentrationerna av reaktanter som ett resultat av en förändring i ett av reaktionsförhållandena. Riktningen i vilken jämvikten har förskjutits bestäms enligt Le Chateliers princip: a) sedan nedbrytningsreaktionenPCl 5 endotermisk (Δ H > 0) sedan för att förskjuta jämvikten mot en direkt reaktion, är det nödvändigt att öka temperaturen; b) eftersom i detta system utbyggnaden av PCl 5 leder till en ökning i volym (två gasformiga molekyler bildas från en gasmolekyl), sedan för att skifta jämvikten mot en direkt reaktion är det nödvändigt att minska trycket; c) förskjutning av jämvikten i den angivna riktningen kan uppnås som en ökning av koncentrationen av RSl 5 och en minskning av koncentrationen av PCl 3 eller Cl 2 .

Kemisk jämvikt- systemets tillstånd när de direkta och omvända reaktionerna har samma hastighet .. Under processen med en minskning av utgångsämnena, hastigheten på den direkta kemikalien. reaktionen minskar, och hastigheten på det omvända ökar med ökande CHI. Vid någon tidpunkt t, hastigheten för framåt- och bakåtkem. reaktioner likställs Systemets tillstånd förändras inte förrän yttre faktorer verkar (P, T, s). Jämviktskonstant - konstant , reflekterar förhållandet mellan koncentrationerna av komponenterna i en reversibel reaktion i ett tillstånd av kemisk jämvikt. (beror endast på C.) För varje reversibel kemikalie. reaktioner i koncentrerat tillstånd karaktäriserar så att säga gränsen för vilken kemikalien. reaktion. .K =. If (koncentration ref) - neobr reaktion, om jämvikten skiftar åt höger, flyter den inte. Jämviktskonstanten med en förändring i koncentrationen av de reagerande ämnena ändrar inte dess värde. Faktum är att en förändring i koncentrationen bara leder till en förändring av kemikalien. balansera åt ett eller annat håll. I detta fall upprättas ett nytt jämviktstillstånd vid samma konstant . Sann balans kan förskjutas till en eller annan sida genom inverkan av alla faktorer. Men när verkan av dessa faktorer avbryts återgår systemet till sitt ursprungliga tillstånd. falsk- systemets tillstånd är oförändrat i tiden, men när yttre förhållanden förändras sker en irreversibel process i systemet (I mörker finns H 2 + Cl 2, när den är upplyst, prov HCl. När belysningen upphör kommer vi inte tillbaka H 2 och Cl 2). En förändring av åtminstone en av dessa faktorer leder till en förskjutning i jämvikt. Inverkan av olika faktorer på tillståndet hos kemiska jämlikar beskrivs kvalitativt av principen om att förskjuta jämvikten i Le Chatelier (1884: Med någon yttre påverkan på ett system som är i ett tillstånd av kemisk jämvikt, sker processer i det som leder till en minskning av denna påverkan.

Jämviktskonstant

Jämviktskonstanten visar sig hur många gånger hastigheten för den framåtriktade reaktionen är större eller mindre än hastigheten för den omvända reaktionen.

Jämviktskonstantär förhållandet mellan produkten av jämviktskoncentrationerna av reaktionsprodukterna, taget till potensen av deras stökiometriska koefficienter, och produkten av jämviktskoncentrationerna av utgångsmaterialen, taget till potensen av deras stökiometriska koefficienter.

Jämviktskonstantens värde beror på de reagerande ämnenas natur och temperaturen, och beror inte på koncentrationen i jämviktsögonblicket, eftersom deras förhållande alltid är ett konstant värde, numeriskt lika med jämviktskonstanten. Om en homogen reaktion sker mellan ämnen i lösning, betecknas jämviktskonstanten med K C, och om mellan gaser, då K P.

där Р С, Р D , Р А och Р В är reaktionsdeltagarnas jämviktstryck.

Med hjälp av Clapeyron-Mendeleev-ekvationen kan man bestämma förhållandet mellan K P och K C

Flytta volymen till höger sida

p = RT, dvs p = CRT (6,9)

Vi byter ut ekvation (6.9) till (6.7) för varje reagens och förenklar

, (6.10)

där Dn är förändringen i antalet mol gasformiga deltagare i reaktionen

Dn = (s + d) - (a + c) (6.11)

Följaktligen,

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

Från ekvation (6.12) kan man se att K P = K C, om antalet mol gasformiga deltagare i reaktionen inte ändras (Dn = 0) eller det inte finns några gaser i systemet.

Det bör noteras att i fallet med en heterogen process, tas inte hänsyn till koncentrationen av den fasta eller flytande fasen i systemet.

Till exempel jämviktskonstanten för en reaktion av formen 2A + 3B \u003d C + 4D, förutsatt att alla ämnen är gaser och har formen

och om D är fast, då

Jämviktskonstanten är av stor teoretisk och praktisk betydelse. Jämviktskonstantens numeriska värde gör det möjligt att bedöma den praktiska möjligheten och djupet av en kemisk reaktion.

10 4 , då är reaktionen irreversibel

Balansförskjutning. Le Chateliers princip.

Le Chateliers princip (1884): om ett system i stabil kemisk jämvikt påverkas utifrån genom att ändra temperatur, tryck eller koncentration, så skiftar den kemiska jämvikten i den riktning i vilken effekten av den alstrade effekten minskar.

Det bör noteras att katalysatorn inte förskjuter den kemiska jämvikten, utan bara accelererar dess början.

Tänk på inverkan av varje faktor på förskjutningen av kemisk jämvikt för en allmän reaktion:

aA + bB = cC+ d D±Q.

Effekt av koncentrationsförändring. Enligt Le Chatelier-principen leder en ökning av koncentrationen av en av komponenterna i en jämviktskemisk reaktion till en förskjutning av jämvikten mot en ökning av den reaktion i vilken den kemiska bearbetningen av denna komponent sker. Omvänt leder en minskning av koncentrationen av en av komponenterna till en förskjutning i jämvikten mot bildandet av denna komponent.

En ökning av koncentrationen av ämne A eller B förskjuter således jämvikten i framåtriktningen; en ökning av koncentrationen av ämne C eller D förskjuter jämvikten i motsatt riktning; en minskning av koncentrationen av A eller B förskjuter jämvikten i motsatt riktning; en minskning av koncentrationen av ämne C eller D förskjuter jämvikten i riktning framåt. (Skematiskt kan du skriva: C A eller C B ®; C C eller C D ¬; ¯ C A eller C B ¬; ¯ C C eller CD ®).

Effekten av temperatur. Den allmänna regeln som bestämmer temperaturens inverkan på jämvikten har följande formulering: en temperaturökning bidrar till en förskjutning av jämvikten mot en endoterm reaktion (- Q); sänkning av temperaturen bidrar till en förskjutning av jämvikten mot en exoterm reaktion (+ Q).

Reaktioner som fortgår utan termiska effekter förskjuter inte den kemiska jämvikten med en temperaturförändring. En ökning av temperaturen leder i detta fall endast till ett snabbare upprättande av jämvikt, vilket skulle uppnås i det givna systemet även utan uppvärmning, men över en längre tid.

I en exoterm reaktion (+ Q) leder alltså en temperaturökning till en förskjutning av jämvikten i motsatt riktning och omvänt, i en endoterm reaktion (- Q) leder en temperaturökning till en förskjutning framåt riktning och en temperaturminskning i motsatt riktning. (Skematiskt kan du skriva: vid +Q T ¬; ¯T ®; vid -Q T ®; ¯T ¬).

Påverkan av tryck. Som erfarenheten visar har tryck en märkbar effekt på förskjutningen av endast de jämviktsreaktioner i vilka gasformiga ämnen deltar, och i detta fall är förändringen i antalet mol gasformiga deltagare i reaktionen (Dn) inte lika med noll. Med en ökning av trycket skiftar jämvikten i reaktionsriktningen som åtföljs av bildandet av ett mindre antal mol gasformiga ämnen, och med en minskning av trycket, i riktning mot bildandet av ett större antal mol av gasformiga ämnen.

Sålunda, om Dn = 0, så påverkar trycket inte förskjutningen i kemisk jämvikt; om Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, då förskjuter en ökning av trycket jämvikten i motsatt riktning, och en minskning av trycket i riktning mot en direkt reaktion. (Skematiskt kan det skrivas: vid Dn = 0 påverkar inte P; vid Dn<0 ­Р®, ¯Р¬; при Dn >0 Р ¬, ¯Р ®). Le Chateliers princip är applicerbar på både homogena och heterogena system och ger en kvalitativ egenskap av ett jämviktsskifte.

Codifier ämnen: reversibla och irreversibla reaktioner. kemisk balans. Förskjutning av kemisk jämvikt under påverkan av olika faktorer.

Enligt möjligheten till en omvänd reaktion delas kemiska reaktioner in i reversibla och irreversibla.

Reversibla kemiska reaktioner är reaktioner vars produkter kan interagera med varandra under givna förhållanden.

Till exempel, ammoniaksyntes är en reversibel reaktion:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Processen fortsätter vid hög temperatur, under tryck och i närvaro av en katalysator (järn). Sådana processer är vanligtvis reversibla.

irreversibla reaktioner är reaktioner vars produkter inte kan interagera med varandra under givna förhållanden.

Till exempel, förbränningsreaktioner eller reaktioner som inträffar med en explosion - oftast irreversibla. Förbränning av kol fortsätter oåterkalleligt:

C + O 2 = CO 2

Mer information om klassificering av kemiska reaktioner kan läsas.

Sannolikheten för produktinteraktion beror på förhållandena i processen.

Så om systemet öppna, dvs. byter ut både materia och energi med omgivningen, då blir kemiska reaktioner där till exempel gaser bildas irreversibla.

Till exempel , vid kalcinering av fast natriumbikarbonat:

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O

gasformig koldioxid frigörs och förångas från reaktionszonen. Därför kommer en sådan reaktion irreversibel under dessa omständigheter.

Om vi ​​överväger slutet system , som kan inte byta material med omgivningen (till exempel en sluten låda där reaktionen sker), då kommer koldioxid inte att kunna fly från reaktionszonen, och kommer att interagera med vatten och natriumkarbonat, då blir reaktionen reversibel under dessa villkor:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Överväga reversibla reaktioner. Låt den reversibla reaktionen fortgå enligt schemat:

aA + bB ⇔ cC + dD

Hastigheten för en direkt reaktion enligt lagen om massverkan bestäms av uttrycket:

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

Feedbackfrekvens:

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

Här k 1 och k2är hastighetskonstanterna för framåt- respektive bakåtreaktionen, C A, C B, C C, C Där koncentrationerna av ämnena A, B, C respektive D.

Om det i det första reaktionsögonblicket inte finns några ämnen C och D i systemet, kolliderar partiklarna A och B övervägande och interagerar, och en övervägande direkt reaktion fortsätter.

Gradvis kommer koncentrationen av partiklarna C och D också att börja öka, därför kommer hastigheten för den omvända reaktionen att öka. Vid något tillfälle hastigheten för den framåtriktade reaktionen blir lika med hastigheten för den omvända reaktionen. Detta tillstånd kallas kemisk jämvikt .

På det här sättet, kemisk jämvikt är tillståndet för systemet där takten för framåt- och bakåtreaktionen är lika .

Eftersom hastigheterna för framåt- och bakåtreaktionerna är lika, är hastigheten för bildning av reagenser lika med hastigheten för deras förbrukning, och strömmen koncentrationer av ämnen förändras inte . Sådana koncentrationer kallas balanserad .

Observera att i jämvikt både framåt- och bakåtreaktioner äger rum det vill säga reaktanterna interagerar med varandra, men produkterna interagerar med varandra i samma hastighet. Samtidigt kan externa faktorer påverka flytta kemisk jämvikt i en eller annan riktning. Därför kallas den kemiska jämvikten mobil, eller dynamisk .

Forskning inom området rörlig balans började på 1800-talet. I Henri Le Chateliers skrifter lades grunden till teorin, som senare generaliserades av vetenskapsmannen Karl Brown. Principen om att flytta balans, eller principen om Le Chatelier-Brown, säger:

Om ett system i ett jämviktstillstånd påverkas av en yttre faktor som förändrar någon av jämviktsförhållandena, så förstärks de processer som syftar till att kompensera för yttre påverkan i systemet.

Med andra ord: När en extern kraft appliceras på systemet kommer jämvikten att förskjutas på ett sådant sätt att den kompenserar för denna yttre kraft.

Denna princip, som är mycket viktig, fungerar för alla jämviktsfenomen (inte bara kemiska reaktioner). Men vi kommer nu att överväga det i relation till kemiska interaktioner. Vid kemiska reaktioner leder yttre verkan till en förändring av ämnens jämviktskoncentrationer.

Tre huvudfaktorer kan påverka kemiska reaktioner i ett jämviktstillstånd − temperatur, tryck och koncentrationer av reaktanter eller produkter.

1. Som du vet åtföljs kemiska reaktioner av en termisk effekt. Om den direkta reaktionen fortskrider med frigöring av värme (exotermisk eller + Q), så fortsätter den omvända reaktionen med absorption av värme (endotermisk eller -Q) och vice versa. Om du höjer temperatur i systemet kommer jämvikten att förskjutas för att kompensera för denna ökning. Det är logiskt att med en exoterm reaktion kan temperaturökningen inte kompenseras. Allteftersom temperaturen stiger skiftar jämvikten i systemet mot värmeabsorption, d.v.s. mot endotermiska reaktioner (-Q); med sjunkande temperatur - i riktning mot en exoterm reaktion (+ Q).

2. Vid jämviktsreaktioner, när minst ett av ämnena är i gasfas, påverkas även jämvikten avsevärt av förändringen tryck i systemet. När trycket ökas försöker det kemiska systemet att kompensera för denna effekt och ökar reaktionshastigheten, där mängden gasformiga ämnen minskar. När trycket sänks ökar systemet reaktionshastigheten, där fler molekyler av gasformiga ämnen bildas. Alltså: med en ökning av trycket skiftar jämvikten mot en minskning av antalet gasmolekyler, med en minskning av trycket - mot en ökning av antalet gasmolekyler.

Notera! System där antalet molekyler av reaktantgaser och produkter är detsamma påverkas inte av tryck! Dessutom påverkar en förändring i tryck praktiskt taget inte jämvikten i lösningar, dvs. i reaktioner där det inte finns några gaser.

3. Även jämvikten i kemiska system påverkas av förändringen koncentration reaktanter och produkter. När koncentrationen av reaktanterna ökar försöker systemet använda dem och ökar hastigheten på framåtreaktionen. Med en minskning av koncentrationen av reagens försöker systemet ackumulera dem, och hastigheten på den omvända reaktionen ökar. Med en ökning av koncentrationen av produkter försöker systemet också använda dem och ökar hastigheten på den omvända reaktionen. Med en minskning av koncentrationen av produkter ökar det kemiska systemet hastigheten för deras bildning, d.v.s. hastigheten på den framåtriktade reaktionen.

Om i ett kemiskt system hastigheten på framåtreaktionen ökar höger , mot bildandet av produkter och reagensförbrukning . Om en hastigheten för den omvända reaktionen ökar, säger vi att balansen har skiftat till vänster , mot matkonsumtion och öka koncentrationen av reagens .

Till exempel, i ammoniaksyntesreaktionen:

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

en tryckökning leder till en ökning av reaktionshastigheten, där ett mindre antal gasmolekyler bildas, d.v.s. direkt reaktion (antalet reaktantgasmolekyler är 4, antalet gasmolekyler i produkterna är 2). När trycket ökar skiftar jämvikten åt höger, mot produkterna. På temperaturhöjning balansen kommer att skifta mot en endoterm reaktion, dvs. till vänster, mot reagenserna. En ökning av koncentrationen av kväve eller väte kommer att förskjuta jämvikten mot deras konsumtion, d.v.s. till höger, mot produkterna.

Katalysator påverkar inte balansen, eftersom påskyndar både framåt- och bakåtreaktionen.

Kemisk jämvikt är inneboende reversibel reaktioner och är inte typiskt för irreversibel kemiska reaktioner.

Ofta, under genomförandet av en kemisk process, passerar de initiala reaktanterna fullständigt in i reaktionsprodukterna. Till exempel:

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

Det är omöjligt att erhålla metallisk koppar genom att utföra reaktionen i motsatt riktning, eftersom. given reaktionen är irreversibel. I sådana processer omvandlas reaktanterna helt till produkter, d.v.s. reaktionen fortsätter till fullbordan.

Men de flesta av de kemiska reaktionerna reversibel, dvs. det parallella flödet av reaktionen i framåt- och bakåtriktningen är troligt. Med andra ord omvandlas reaktanterna endast delvis till produkter, och reaktionssystemet kommer att bestå av både reaktanter och produkter. Systemet i detta fall är i staten kemisk jämvikt.

I reversibla processer har den direkta reaktionen först en maximal hastighet, som gradvis minskar på grund av en minskning av mängden reagens. Den omvända reaktionen, tvärtom, har initialt en minimihastighet, som ökar när produkterna ackumuleras. I slutändan kommer det ett ögonblick då hastigheterna för båda reaktionerna blir lika - systemet kommer till ett tillstånd av jämvikt. När ett jämviktstillstånd uppnås förblir koncentrationerna av komponenterna oförändrade, men den kemiska reaktionen upphör inte. Den där. Detta är ett dynamiskt (rörligt) tillstånd. För tydlighetens skull presenterar vi följande figur:

Låt oss säga att det finns några reversibel kemisk reaktion:

a A + b B = c C + d D

sedan, utifrån lagen om massaktion, skriver vi uttrycken för heteroυ 1 och omvändυ 2 reaktioner:

υ1 = k 1 [A] a [B] b

υ2 = k 2 [C] c [D] d

Kan kemisk jämvikt, hastigheterna för framåt- och bakåtreaktionerna är lika, dvs.

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

vi får

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

Var K =k 1 / k 2 – jämviktskonstant.

För varje reversibel process, under givna förhållanden kär ett konstant värde. Det beror inte på koncentrationerna av ämnen, eftersom när mängden av ett av ämnena ändras ändras även mängden av andra komponenter.

När förutsättningarna för förloppet av en kemisk process förändras är en förskjutning i jämvikt möjlig.

Faktorer som påverkar förändringen i jämvikt:

• förändring i koncentrationerna av reaktanter eller produkter,
• tryckförändring,
• temperaturförändring,
• införa en katalysator i reaktionsmediet.

Le Chateliers princip

Alla ovanstående faktorer påverkar förändringen i kemisk jämvikt, som är föremål för Le Chateliers princip: om du ändrar ett av förhållandena under vilka systemet är i jämvikt - koncentration, tryck eller temperatur - så kommer jämvikten att förskjutas i riktning mot reaktionen som motverkar denna förändring. De där. jämvikten tenderar att skifta i riktningen, vilket leder till en minskning av påverkan av den påverkan som ledde till brott mot jämviktstillståndet.

Så vi kommer separat att överväga inflytandet av var och en av deras faktorer på jämviktstillståndet.

Inflytande förändringar i reaktant- eller produktkoncentrationer låt oss visa med exempel Haber process:

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

Om till exempel kväve tillsätts till ett jämviktssystem bestående av N 2 (g), H 2 (g) och NH 3 (g), så bör jämvikten förskjutas i den riktning som skulle bidra till en minskning av mängden väte mot sitt ursprungliga värde, de. i riktning mot bildning av ytterligare en mängd ammoniak (till höger). Samtidigt kommer också en minskning av mängden väte att ske. När väte tillförs systemet kommer jämvikten också att skifta mot bildandet av en ny mängd ammoniak (till höger). Medan införandet av ammoniak i jämviktssystemet, enligt Le Chateliers princip , kommer att orsaka en förskjutning i jämvikt mot den process som är gynnsam för bildningen av utgångsämnena (till vänster), d.v.s. koncentrationen av ammoniak bör minskas genom att en del av den sönderdelas till kväve och väte.

En minskning av koncentrationen av en av komponenterna kommer att förskjuta systemets jämviktstillstånd mot bildandet av denna komponent.

Inflytande tryckförändringar det är vettigt om gasformiga komponenter deltar i processen som studeras och i det här fallet sker en förändring av det totala antalet molekyler. Om det totala antalet molekyler i systemet finns kvar permanent, sedan förändringen i trycket påverkar inte på sin balans, till exempel:

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

Om det totala trycket i ett jämviktssystem ökas genom att minska dess volym, kommer jämvikten att förskjutas i riktning mot minskande volym. De där. mot minskande antal gas i systemet. Som reaktion:

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

från 4 gasmolekyler (1 N 2 (g) och 3 H 2 (g)) bildas 2 gasmolekyler (2 NH 3 (g)), d.v.s. trycket i systemet minskar. Som ett resultat kommer en ökning av trycket att bidra till bildandet av ytterligare en mängd ammoniak, d.v.s. jämvikten kommer att förskjutas i riktningen för dess bildning (till höger).

Om temperaturen i systemet är konstant, kommer en förändring av systemets totala tryck inte att leda till en förändring av jämviktskonstanten TILL.

Temperaturförändring systemet påverkar inte bara förskjutningen av dess jämvikt, utan också jämviktskonstanten TILL. Om ett jämviktssystem, vid konstant tryck, tillförs ytterligare värme, kommer jämvikten att förskjutas i värmeabsorptionsriktningen. Överväga:

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

Så, som du kan se, fortsätter reaktionen framåt med frigöring av värme och den omvända reaktionen med absorption. Med en ökning av temperaturen skiftar jämvikten för denna reaktion mot reaktionen av ammoniaknedbrytning (till vänster), eftersom det är och försvagar den yttre påverkan - temperaturökningen. Tvärtom leder kylning till en förskjutning av jämvikten i riktning mot ammoniaksyntes (till höger), eftersom reaktionen är exoterm och motstår kylning.

Således gynnar en ökning av temperaturen en förändring kemisk jämvikt i riktning mot en endoterm reaktion, och temperaturfallet är i riktning mot en exoterm process . Jämviktskonstanter av alla exoterma processer med ökande temperaturminskning, och endotermiska processer - ökar.

Tillståndet där hastigheten för den omvända reaktionen blir lika med hastigheten för den framåtriktade reaktionen kallas kemisk jämvikt.

Kvantitativt kännetecknas detta tillstånd jämviktskonstant. Den reversibla reaktionen kan skrivas på följande sätt:

Där, i enlighet med lagen om massaktion, hastigheten för den direkta reaktionen v 1 och omvänd v 2 kommer se ut så här:

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

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

Vid tiden för att nå kemisk jämvikt takterna för framåt- och bakåtreaktionerna blir desamma:

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),

var Till- jämviktskonstant som visar förhållandet mellan direkta och omvända reaktioner.

De koncentrationer som stannar vid jämvikt kallas jämviktskoncentrationer. Man bör komma ihåg att gradernas värden m, n, sid, qär lika med de stökiometriska koefficienterna i jämviktsreaktionen. Det numeriska värdet på jämviktskonstanten bestämmer reaktionens utbyte. På K>>1 avkastningen av produkter är stor, och kl Till<<1 - väldigt liten.

Reaktionsutbyte- förhållandet mellan den faktiska mängden produkt och den mängd som skulle ha erhållits om denna reaktion hade fortgått till slutet (uttryckt i procent).

Kemisk jämvikt kan inte upprätthållas på obestämd tid. Faktum är att förändringar i temperatur, tryck eller koncentration av reaktanter kan förskjuta jämvikten i en eller annan riktning.

Förändringar som sker i systemet som ett resultat av yttre påverkan bestäms av principen om mobil jämvikt - Le Chateliers princip:

En yttre påverkan på ett system som är i jämviktstillstånd leder till en förskjutning av denna jämvikt i den riktning i vilken effekten av den producerade påverkan försvagas.

De där. förhållandet mellan hastigheten för framåt- och bakåtreaktioner ändras.

Principen är tillämplig inte bara på kemiska, utan också på fysikaliska processer, såsom smältning, kokning, etc.

Förändring i koncentration.

Med en ökning av koncentrationen av en av reaktanterna skiftar jämvikten mot konsumtionen av detta ämne.

Med en ökning av koncentrationen av järn eller svavel kommer jämvikten att skifta mot konsumtion av detta ämne, d.v.s. till höger.

Effekt av tryck på kemisk jämvikt.

Endast beaktas i gasfaser!

När trycket ökar skiftar jämvikten i riktning mot minskande mängder gasformiga ämnen. Om reaktionen fortskrider utan att ändra mängden gasformiga ämnen, så påverkar trycket inte jämvikten.

N 2 (d) + 3H 2 (G)2 NH 3 (G),

Till vänster finns det 4 mol gasformiga reagenser, till höger - 2, därför, med ökande tryck, kommer jämvikten att skifta till höger.

N 2 (d)+O 2 (d) = 2NEJ(G),

Till vänster finns det 2 mol gasformiga ämnen och till höger, så trycket påverkar inte jämvikten.

Temperaturens inverkan på kemisk jämvikt.

När temperaturen ändras ändras både framåt- och bakåtreaktionen, men i olika grad.

När temperaturen stiger skiftar jämvikten mot en endoterm reaktion.

N 2 (d) + 3H 2 (G) 2 NH 3 (d) +F,

Denna reaktion fortskrider med frigöring av värme (exoterm), så en ökning av temperaturen kommer att förskjuta jämvikten mot utgångsprodukterna (omvänd reaktion).