1. Spośród wszystkich znanych reakcji wyróżnia się reakcje odwracalne i nieodwracalne. Badając reakcje wymiany jonowej, wymieniono warunki, w jakich przebiegają one do końca. ().
Znane są również reakcje, które w danych warunkach nie dochodzą do końca. Na przykład, gdy dwutlenek siarki rozpuszcza się w wodzie, zachodzi reakcja: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Okazuje się jednak, że w roztwór wodny może powstać tylko pewna ilość kwasu siarkawego. Wyjaśnia to kwas siarkowy kruche i następuje reakcja odwrotna, tj. rozkład na tlenek siarki i wodę. Dlatego ta reakcja nie kończy się, ponieważ jednocześnie zachodzą dwie reakcje - prosty(między tlenkiem siarki i wodą) i odwracać(rozkład kwasu siarkowego). SO2 + H2O↔H2SO3.
Reakcje chemiczne zachodzące w danych warunkach we wzajemnie przeciwnych kierunkach nazywane są odwracalnymi.
2. Ponieważ szybkość reakcji chemicznych zależy od stężenia reagentów, to na początku szybkość reakcji bezpośredniej ( υ pr) powinna być maksymalna, a szybkość reakcji odwrotnej ( υ arr) równa się zero. Stężenie reagentów maleje z czasem, a stężenie produktów reakcji wzrasta. Dlatego szybkość reakcji w przód maleje, a szybkość reakcji odwrotnej wzrasta. W pewnym momencie szybkości reakcji w przód i w tył stają się równe:
We wszystkich reakcjach odwracalnych szybkość reakcji w przód maleje, szybkość reakcji odwrotnej rośnie, aż obie szybkości zrównają się i zostanie ustalony stan równowagi:
υ pr =υ przyr
Stan układu, w którym szybkość reakcji naprzód jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowagą chemiczną.
W stanie równowagi chemicznej stosunek ilościowy między reagującymi substancjami a produktami reakcji pozostaje stały: ile cząsteczek produktu reakcji powstaje w jednostce czasu, tyle z nich ulega rozkładowi. Jednakże stan równowagi chemicznej zostaje zachowany tak długo jak nie zmieniają się warunki reakcji: stężenie, temperatura i ciśnienie.
Ilościowo opisano stan równowagi chemicznej prawo akcji masowej.
W stanie równowagi stosunek iloczynu stężeń produktów reakcji (w potęgach ich współczynników) do iloczynu stężeń reagentów (także w potęgach ich współczynników) jest wartością stałą, niezależną od stężeń początkowych substancji w mieszaninie reakcyjnej.
Ta stała nazywa się stała równowagi - k
Zatem dla reakcji: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (D) + 92,4 kJ, stałą równowagi wyraża się następująco:
υ 1 =υ 2
υ 1 (bezpośrednia reakcja) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , gdzie– równowagowe stężenia molowe, = mol/l
υ 2 (reakcja odwrotna) = k 2 [ NH 3 ] 2
k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ NH 3 ] 2
Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – stała równowagi.
Równowaga chemiczna zależy od stężenia, ciśnienia, temperatury.
Zasadaokreśla kierunek mieszania równowagowego:
Jeśli na układ będący w równowadze zostanie wywarty wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga w układzie przesunie się w kierunku przeciwnym do tego wpływu.
1) Wpływ koncentracji - jeśli zwiększy się stężenie substancji wyjściowych, wówczas równowaga przesunie się w kierunku tworzenia produktów reakcji.
Na przykład,Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3
Na przykład po dodaniu do mieszaniny reakcyjnej azot, tj. stężenie odczynnika wzrasta, mianownik wyrażenia K wzrasta, ale ponieważ K jest stałą, licznik również musi wzrosnąć, aby spełnić ten warunek. Zatem ilość produktu reakcji wzrasta w mieszaninie reakcyjnej. W tym przypadku mówimy o przesunięciu równowagi chemicznej w prawo, w stronę produktu.
Zatem wzrost stężenia reagentów (ciekłych lub gazowych) przesuwa się w stronę produktów, tj. w kierunku bezpośredniej reakcji. Wzrost stężenia produktów (ciekłych lub gazowych) przesuwa równowagę w stronę reagentów, tj. w kierunku reakcji odwrotnej.
Zmiana masy ciała stałego nie powoduje zmiany położenia równowagi.
2) Wpływ temperatury Wzrost temperatury przesuwa równowagę w kierunku reakcji endotermicznej.
A)N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (D) + 92,4 kJ (egzotermiczny - wydzielanie ciepła)
Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesunie się w kierunku reakcji rozkładu amoniaku (←)
B)N 2 (D) +O 2 (G) ↔ 2NIE(G) - 180,8 kJ (endotermiczny - absorpcja ciepła)
Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesunie się w kierunku reakcji tworzenia NIE (→)
3) Wpływ ciśnienia (tylko dla substancji gazowych) - wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku formacjii substancje zajmujące mniej około pokonać.
N 2 (D) + 3H 2 (G) ↔ 2NH 3 (G)
1 V - N 2
3 V - H 2
2 V – NH 3
Kiedy ciśnienie wzrasta ( P): przed reakcją4 V substancje gazowe → po reakcji2 Vsubstancje gazowe dlatego równowaga przesuwa się w prawo ( → )
Na przykład wraz ze wzrostem ciśnienia 2 razy objętość gazów zmniejsza się o tę samą liczbę razy, a zatem stężenia wszystkich substancji gazowych wzrosną 2 razy. Kp = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3
W tym przypadku licznik wyrażenia K wzrośnie o 4 razy, a mianownik wynosi 16 razy, tj. równość zostanie złamana. Aby je przywrócić, stężenie musi wzrosnąć amoniaki zmniejszyć koncentrację azotIwodaUprzejmy. Saldo przesunie się w prawo.
Tak więc, gdy ciśnienie wzrasta, równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszenia objętości, a gdy ciśnienie maleje, przesuwa się w kierunku wzrostu objętości.
Zmiana ciśnienia praktycznie nie ma wpływu na objętość substancji stałych i ciekłych, tj. nie zmienia ich stężenia. W konsekwencji równowaga reakcji, w których nie biorą udziału gazy, jest praktycznie niezależna od ciśnienia.
! Substancje wpływające na przebieg reakcji chemicznej katalizatory. Ale przy zastosowaniu katalizatora energia aktywacji zarówno reakcji do przodu, jak i do tyłu zmniejsza się o tę samą ilość, a zatem saldo się nie zmienia.
Rozwiązywać problemy:
nr 1. Początkowe stężenia CO i O 2 w reakcji odwracalnej
2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g)
Odpowiednio 6 i 4 mol/l. Oblicz stałą równowagi, jeżeli stężenie CO2 w momencie równowagi wynosi 2 mol/l.
Nr 2. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem
2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g) + Q
Wskaż, gdzie równowaga przesunie się, jeśli
a) zwiększyć ciśnienie
b) podnieść temperaturę
c) zwiększyć stężenie tlenu
d) wprowadzenie katalizatora?
Jeśli układ znajduje się w stanie równowagi, to pozostanie w nim tak długo, jak długo warunki zewnętrzne pozostaną stałe. Jeśli warunki się zmienią, system straci równowagę - tempo procesów bezpośrednich i odwrotnych zmieni się inaczej - reakcja będzie przebiegać. Najwyższa wartość mają przypadki braku równowagi na skutek zmiany stężenia którejkolwiek substancji biorącej udział w równowadze, ciśnieniu lub temperaturze.
Rozważmy każdy z tych przypadków.
Brak równowagi spowodowany zmianą stężenia którejkolwiek substancji biorącej udział w reakcji. Niech wodór, jodowodór i para jodu będą ze sobą w równowadze w określonej temperaturze i ciśnieniu. Wprowadźmy do układu dodatkową ilość wodoru. Zgodnie z prawem działania mas wzrost stężenia wodoru pociągnie za sobą wzrost szybkości reakcji naprzód - reakcji syntezy HI, natomiast szybkość reakcji odwrotnej nie ulegnie zmianie. W kierunku do przodu reakcja będzie teraz przebiegać szybciej niż w odwrotnym kierunku. W rezultacie zmniejszy się stężenie wodoru i par jodu, co spowoduje spowolnienie reakcji do przodu, a stężenie HI wzrośnie, co spowoduje przyspieszenie reakcji odwrotnej. Po pewnym czasie szybkości reakcji w przód i w tył ponownie się wyrównają – zostanie ustanowiona nowa równowaga. Ale jednocześnie stężenie HI będzie teraz wyższe niż przed dodaniem i stężenie będzie niższe.
Proces zmiany stężeń spowodowany brakiem równowagi nazywany jest przesunięciem lub przesunięciem równowagi. Jeśli w tym przypadku nastąpi wzrost stężeń substancji po prawej stronie równania (i oczywiście jednocześnie spadek stężeń substancji po lewej stronie), to mówią, że równowaga przesuwa się do w prawo, tj. w kierunku przepływu reakcji bezpośredniej; przy odwrotnej zmianie stężeń mówią o przesunięciu równowagi w lewo - w kierunku reakcji odwrotnej. W tym przykładzie równowaga przesunęła się w prawo. Jednocześnie substancja, której wzrost stężenia spowodował brak równowagi, weszła w reakcję - jej stężenie spadło.
Zatem wraz ze wzrostem stężenia którejkolwiek z substancji uczestniczących w równowadze równowaga przesuwa się w kierunku zużycia tej substancji; gdy stężenie którejkolwiek substancji maleje, równowaga przesuwa się w kierunku powstania tej substancji.
Brak równowagi spowodowany zmianą ciśnienia (poprzez zmniejszenie lub zwiększenie objętości układu). Gdy w reakcji biorą udział gazy, równowaga może zostać zakłócona przez zmianę objętości układu.
Rozważmy wpływ ciśnienia na reakcję pomiędzy podtlenkiem azotu i tlenem:
Niech mieszanina gazów będzie w równowadze chemicznej w określonej temperaturze i ciśnieniu. Nie zmieniając temperatury zwiększamy ciśnienie tak, aby objętość układu zmniejszyła się 2-krotnie. W pierwszej chwili ciśnienia cząstkowe i stężenia wszystkich gazów podwoją się, ale zmieni się stosunek szybkości reakcji do przodu i do tyłu - równowaga zostanie zakłócona.
Rzeczywiście, przed zwiększeniem ciśnienia stężenia gazów miały wartości równowagi, i , a szybkości reakcji do przodu i do tyłu były takie same i zostały określone przez równania:
W pierwszej chwili po sprężaniu stężenia gazów podwoją się w porównaniu z ich wartościami początkowymi i będą równe odpowiednio , i . W takim przypadku szybkości reakcji do przodu i do tyłu zostaną określone przez równania:
Zatem w wyniku wzrostu ciśnienia szybkość reakcji do przodu wzrosła 8-krotnie, a odwrotnej - tylko 4-krotnie. Równowaga w układzie zostanie zakłócona – reakcja bezpośrednia zwycięży nad odwrotną. Gdy prędkości się wyrównają, równowaga zostanie ponownie ustalona, ale ilość w układzie wzrośnie, równowaga przesunie się w prawo.
Łatwo zauważyć, że nierówna zmiana szybkości reakcji do przodu i do tyłu wynika z faktu, że liczba cząsteczek gazu jest różna w lewej i prawej części równania rozpatrywanej reakcji: jedna cząsteczka tlenu a dwie cząsteczki podtlenku azotu (w sumie trzy cząsteczki gazu) przekształcają się w dwie cząsteczki gazu - dwutlenek azotu. Ciśnienie gazu powstaje w wyniku uderzenia jego cząsteczek w ścianki naczynia; ceteris paribus, ciśnienie gazu jest tym wyższe, im więcej cząsteczek jest zamkniętych w danej objętości gazu. Zatem reakcja przebiegająca ze wzrostem liczby cząsteczek gazu prowadzi do wzrostu ciśnienia, a reakcja przebiegająca ze spadkiem liczby cząsteczek gazu prowadzi do jego spadku.
Mając to na uwadze, wniosek dotyczący wpływu ciśnienia na równowagę chemiczną można sformułować w następujący sposób:
Wraz ze wzrostem ciśnienia poprzez ściskanie układu równowaga przesuwa się w stronę zmniejszania się liczby cząsteczek gazu, czyli w kierunku spadku ciśnienia, wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę wzrostu liczby cząsteczek gazu, tj. w kierunku wzrostu ciśnienia.
W przypadku, gdy reakcja przebiega bez zmiany liczby cząsteczek gazu, równowaga nie zostaje zakłócona przez ściskanie lub rozszerzanie układu. Na przykład w systemie
równowaga nie jest zakłócana przez zmianę głośności; Wyjście HI jest niezależne od ciśnienia.
Brak równowagi na skutek zmian temperatury. Równowaga zdecydowanej większości reakcji chemicznych zmienia się wraz z temperaturą. Czynnikiem determinującym kierunek przesunięcia równowagi jest znak efekt termiczny reakcje. Można wykazać, że wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, a gdy maleje, przesuwa się w kierunku reakcji egzotermicznej.
Zatem synteza amoniaku jest reakcją egzotermiczną
Dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga w układzie przesuwa się w lewo - w kierunku rozkładu amoniaku, ponieważ proces ten przebiega wraz z absorpcją ciepła.
Odwrotnie, synteza tlenku azotu (II) jest reakcją endotermiczną:
Dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga w układzie przesuwa się w prawo - w kierunku powstawania.
Prawidłowości, które przejawiają się w rozważanych przykładach naruszenia równowagi chemicznej, są przypadkami szczególnymi ogólna zasada, która określa wpływ różnych czynników na układy równowagi. Zasadę tę, znaną jako zasada Le Chateliera, można sformułować w następujący sposób w odniesieniu do równowag chemicznych:
Jeśli na układ znajdujący się w równowadze zostanie wywarte jakiekolwiek oddziaływanie, to w wyniku zachodzących w nim procesów równowaga przesunie się w takim kierunku, że oddziaływanie będzie się zmniejszać.
Rzeczywiście, gdy do układu zostanie wprowadzona jedna z substancji biorących udział w reakcji, równowaga przesuwa się w stronę zużycia tej substancji. „Gdy ciśnienie rośnie, przesuwa się ono tak, że ciśnienie w układzie maleje; gdy temperatura wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej – temperatura w układzie spada.
Zasada Le Chateliera ma zastosowanie nie tylko do równowag chemicznych, ale także do różnych równowag fizykochemicznych. Przesunięcie równowagi przy zmianie warunków takich procesów jak wrzenie, krystalizacja, rozpuszczanie następuje zgodnie z zasadą Le Chateliera.
Równowaga chemiczna odpowiadająca równości szybkości reakcji bezpośrednich i odwrotnych ( = ) oraz minimalnej wartości energii Gibbsa (∆ G р,т = 0) jest najbardziej stabilnym stanem układu w danych warunkach i pozostaje niezmieniona jako pod warunkiem utrzymania parametrów na stałym poziomie, na którym została ustalona równowaga.
Gdy warunki się zmieniają, równowaga zostaje zakłócona i przesunięta w kierunku reakcji bezpośredniej lub odwrotnej. Przesunięcie równowagi wynika z faktu, że wpływ zewnętrzny w różnym stopniu zmienia prędkość dwóch wzajemnie przeciwnych procesów. Po pewnym czasie układ ponownie osiąga równowagę, tj. przechodzi z jednego stanu równowagi do drugiego. Nowa równowaga charakteryzuje się nową równością szybkości reakcji do przodu i do tyłu oraz nowymi stężeniami równowagowymi wszystkich substancji w układzie.
Kierunek przesunięcia równowagi w ogólnym przypadku wyznacza zasada Le Chateliera: jeśli na układ znajdujący się w stanie równowagi zostanie wywierany wpływ zewnętrzny, to przesunięcie równowagi następuje w kierunku procesu, który osłabia działanie czynników zewnętrznych wpływ.
Przesunięcie równowagi może być spowodowane zmianą temperatury, stężenia (ciśnienia) jednego z odczynników.
Temperatura jest parametrem, od którego zależy wartość stałej równowagi reakcji chemicznej. Zagadnienie przesunięcia równowagi wraz ze zmianą temperatury, w zależności od warunków przeprowadzenia reakcji, rozwiązuje się za pomocą równania izobaru (1,90) - =
1. Dla procesu izotermicznego ∆ r H 0 (t)< 0, в правой части выражения (1.90) R >0, T > 0, stąd pierwsza pochodna logarytmu stałej równowagi po temperaturze jest ujemna< 0, т.е. ln Kp (и сама константа Кр) являются убывающими функциями температуры. При увеличении температуры константа химического равновесия (Кр) уменьшается и что согласно закону действующих масс (2.27), (2.28)соответствует смещению химического равновесия в сторону обратной (эндотермической) реакции. Именно в этом проявляется противодействие системы оказанному воздействию.
2. Dla procesu endotermicznego ∆ r H 0 (t) > 0 pochodna logarytmu stałej równowagi po temperaturze jest dodatnia (> 0), tematem jest ln Kp i Kp są rosnącymi funkcjami temperatury, tj. zgodnie z prawem działania mas wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę linii prostej (reakcja endotermiczna). Należy jednak pamiętać, że szybkość procesów zarówno izotermicznych, jak i endotermicznych rośnie wraz ze wzrostem temperatury i maleje wraz ze spadkiem, ale zmiana szybkości nie jest taka sama wraz ze zmianą temperatury, dlatego też zmieniając temperaturę można przesunąć równowagę w określonym kierunku. Przesunięcie równowagi może być spowodowane zmianą stężenia jednego ze składników: dodaniem substancji do układu równowagi lub usunięciem z układu.
Zgodnie z zasadą Le Chateliera, gdy zmienia się stężenie jednego z uczestników reakcji, równowaga przesuwa się w stronę zmiany kompensującej, tj. wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych - w prawo, a wraz ze wzrostem stężenia jednego z produktów reakcji - w lewo. Jeśli substancje gazowe uczestniczą w odwracalnej reakcji, to gdy zmienia się ciśnienie, wszystkie ich stężenia zmieniają się jednakowo i jednocześnie. Zmieniają się także szybkości procesów, a w konsekwencji może nastąpić również przesunięcie równowagi chemicznej. Na przykład wraz ze wzrostem ciśnienia (w porównaniu do równowagi) w układzie CaCO 3 (K) CO (c) + CO 2 (g) szybkość reakcji odwrotnej wzrasta = co doprowadzi do przesunięcia równowaga po lewej stronie. Kiedy ciśnienie w tym samym układzie maleje, szybkość reakcji odwrotnej maleje, a równowaga przesuwa się w prawą stronę. Wraz ze wzrostem ciśnienia w układzie 2HCl H 2 +Cl 2, który jest w równowadze, równowaga nie ulegnie przesunięciu, ponieważ obu prędkościach i będzie wzrastać jednakowo.
Dla układu 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O (g) wzrost ciśnienia spowoduje zwiększenie szybkości reakcji bezpośredniej i przesunięcie równowagi w prawo.
I tak, zgodnie z zasadą Le Chateliera, wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku powstawania mniejszej liczby moli substancji gazowych w mieszaninie gazowej i co za tym idzie, w kierunku spadku ciśnienia w układzie.
I odwrotnie, przy działaniu zewnętrznym powodującym spadek ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku powstania większej liczby moli substancji gazowych, co spowoduje wzrost ciśnienia w układzie i będzie przeciwdziałać powstałemu efektowi.
Zasada Le Chateliera ma ogromne znaczenie praktyczne. Na jego podstawie można dobrać takie warunki realizacji oddziaływania chemicznego, które zapewnią maksymalną wydajność produktów reakcji.
Tematy kodyfikatorów: odwracalny i nieodwracalne reakcje. równowaga chemiczna. Przesunięcie równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników.
Możliwość reakcji odwrotnej reakcje chemiczne dzieli się na odwracalne i nieodwracalne.
Odwracalne reakcje chemiczne to reakcje, których produkty w danych warunkach mogą ze sobą oddziaływać.
nieodwracalne reakcje Są to reakcje, których produkty w danych warunkach nie mogą ze sobą oddziaływać.
Więcej szczegółów dot klasyfikacja reakcji chemicznych można przeczytać.
Prawdopodobieństwo interakcji produktów zależy od warunków procesu.
Jeśli więc system otwarty, tj. wymienia się z środowisko zarówno materia, jak i energia, wówczas reakcje chemiczne, w wyniku których powstają np. gazy, będą nieodwracalne. Na przykład , podczas kalcynacji stałego wodorowęglanu sodu:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
gazowy dwutlenek węgla zostanie uwolniony i ulotni się ze strefy reakcji. Dlatego taka reakcja będzie nieodwracalny pod tymi warunkami. Jeśli weźmiemy pod uwagę zamknięty system , Który Nie mogę wymienić materię z otoczeniem (np. zamkniętą skrzynią, w której zachodzi reakcja), wówczas dwutlenek węgla nie będzie mógł wydostać się ze strefy reakcji, a będzie oddziaływać z wodą i węglanem sodu, wówczas reakcja będzie odwracalna w warunkach te warunki:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Rozważać reakcje odwracalne. Pozwalać reakcja odwracalna przebiega według schematu:
aA + bB = cC + dD
Szybkość reakcji postępowej zgodnie z prawem działania mas określa wyrażenie: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , szybkość reakcji odwrotnej: v 2 =k 2 ·C C c ·C D d . Jeżeli w początkowym momencie reakcji w układzie nie ma substancji C i D, wówczas cząstki A i B głównie zderzają się i oddziałują, i zachodzi przeważnie reakcja bezpośrednia. Stopniowo stężenie cząstek C i D również zacznie rosnąć, dlatego wzrośnie szybkość reakcji odwrotnej. W pewnym momencie szybkość reakcji naprzód staje się równa szybkości reakcji odwrotnej. Ten stan nazywa się równowaga chemiczna .
Zatem, równowaga chemiczna to stan układu, w którym szybkości reakcji w przód i w tył są równe .
Ponieważ szybkości reakcji przedniej i odwrotnej są równe, szybkość tworzenia substancji jest równa szybkości ich zużycia, a prąd stężenia substancji nie ulegają zmianie . Takie stężenia nazywane są zrównoważony .
Zauważ, że w równowadze zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu to znaczy, że reagenty oddziałują ze sobą, ale produkty również oddziałują z tą samą szybkością. Jednocześnie czynniki zewnętrzne mogą mieć wpływ zmiana równowaga chemiczna w tym czy innym kierunku. Dlatego równowaga chemiczna nazywana jest ruchomą lub dynamiczną.
Badania w dziedzinie ruchomej równowagi rozpoczęły się w XIX wieku. W pismach Henriego Le Chateliera położono podwaliny teorii, które później uogólnił naukowiec Karl Brown. Zasada ruchomej równowagi, czyli zasada Le Chateliera-Browna, głosi:
Jeżeli układ będący w równowadze podlega Czynnik zewnętrzny, co powoduje zmianę któregokolwiek z warunków równowagi, wówczas w układzie nasilają się procesy mające na celu kompensację wpływów zewnętrznych.
Innymi słowy: pod zewnętrznym wpływem na system równowaga przesunie się w taki sposób, aby zrekompensować ten wpływ zewnętrzny.
Zasada ta, bardzo ważna, działa w przypadku wszelkich zjawisk równowagowych (nie tylko reakcji chemicznych). Jednak teraz rozważymy to w odniesieniu do interakcji chemicznych. W przypadku reakcji chemicznych działanie zewnętrzne prowadzi do zmiany stężeń równowagowych substancji.
Trzy główne czynniki mogą wpływać na reakcje chemiczne w równowadze: temperatura, ciśnienie i stężenie reagentów lub produktów.
1. Jak wiadomo, reakcjom chemicznym towarzyszy efekt termiczny. Jeśli reakcja bezpośrednia przebiega z uwolnieniem ciepła (egzotermiczna lub + Q), wówczas reakcja odwrotna przebiega z absorpcją ciepła (endotermiczna lub -Q) i odwrotnie. Jeśli podbijesz temperatura w systemie równowaga przesunie się tak, aby skompensować ten wzrost. Logiczne jest, że w przypadku reakcji egzotermicznej nie można skompensować wzrostu temperatury. Zatem wraz ze wzrostem temperatury równowaga w układzie przesuwa się w kierunku absorpcji ciepła, tj. w kierunku reakcji endotermicznych (-Q); wraz ze spadkiem temperatury - w kierunku reakcji egzotermicznej (+ Q).
2. W przypadku reakcji równowagowych, gdy przynajmniej jedna z substancji znajduje się w fazie gazowej, na równowagę znacząco wpływa także zmiana ciśnienie w systemie. Gdy ciśnienie wzrasta, układ chemiczny stara się zrekompensować ten efekt i zwiększa szybkość reakcji, w wyniku której zmniejsza się ilość substancji gazowych. Po obniżeniu ciśnienia układ zwiększa szybkość reakcji, w wyniku której powstaje więcej cząsteczek substancji gazowych. Zatem: wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszenia liczby cząsteczek gazu, wraz ze spadkiem ciśnienia - w kierunku wzrostu liczby cząsteczek gazu.
Notatka! Na układy, w których liczba cząsteczek reagentów i produktów jest taka sama, ciśnienie nie ma wpływu! Również zmiana ciśnienia praktycznie nie wpływa na równowagę w roztworach, tj. w reakcjach, w których nie ma gazów.
3. Zmiana ta wpływa również na równowagę w układach chemicznych stężenie reagenty i produkty. Wraz ze wzrostem stężenia reagentów system stara się je wykorzystać i zwiększa szybkość reakcji do przodu. Wraz ze spadkiem stężenia odczynników system stara się je gromadzić, a szybkość reakcji odwrotnej wzrasta. Wraz ze wzrostem stężenia produktów system również stara się je zużyć i zwiększa szybkość reakcji odwrotnej. Wraz ze spadkiem stężenia produktów układ chemiczny zwiększa szybkość ich powstawania, tj. szybkość reakcji naprzód.
Jeśli w układzie chemicznym zwiększa się szybkość reakcji do przodu Prawidłowy , w kierunku tworzenia produktów I zużycie odczynnika . Jeśli zwiększa się szybkość reakcji odwrotnej, mówimy, że równowaga się przesunęła w lewo , w stronę konsumpcji żywności I zwiększenie stężenia odczynników .
Na przykład, w reakcji syntezy amoniaku:
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 + Q
wzrost ciśnienia prowadzi do wzrostu szybkości reakcji, w wyniku której powstaje mniejsza liczba cząsteczek gazu, tj. reakcja bezpośrednia (liczba cząsteczek gazu reagenta wynosi 4, liczba cząsteczek gazu w produktach wynosi 2). Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w prawo, w stronę produktów. Na wzrost temperatury równowaga się przesunie w kierunku reakcji endotermicznej, tj. w lewo, w stronę odczynników. Wzrost stężenia azotu lub wodoru przesunie równowagę w stronę ich zużycia, czyli tzw. w prawo, w stronę produktów.
Katalizator nie wpływa na równowagę, ponieważ przyspiesza reakcje do przodu i do tyłu.
Przemiana układ chemiczny z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się przesunięcie (przesunięcie) równowagi. Równowaga chemiczna ze względu na dynamiczny charakter okazuje się być wrażliwa na warunki zewnętrzne i potrafi reagować na ich zmianę.
Kierunek przesunięcia położenia równowagi chemicznej w wyniku zmian warunków zewnętrznych wyznacza reguła, sformułowana po raz pierwszy przez francuskiego chemika i metalurga Henri Louisa Le Chateliera w 1884 r. i nazwana jego imieniem Zasada Le Chateliera:
Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi wywierany jest wpływ zewnętrzny, to w układzie następuje takie przesunięcie równowagi, które osłabia to oddziaływanie.
Istnieją trzy główne parametry, których zmiana umożliwia przesunięcie równowagi chemicznej. Są to temperatura, ciśnienie i stężenie. Rozważ ich wpływ na przykładzie reakcji równowagowej:
1) Efekt temperaturowy. Ponieważ dla tej reakcji DH°<0, следовательно, прямая реакция идет с выделением тепла (+Q), а обратная реакция – с поглощением тепла (-Q):
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
Kiedy temperatura wzrasta, tj. gdy do układu zostanie wprowadzona dodatkowa energia, równowaga przesuwa się w stronę odwrotnej reakcji endotermicznej, która pochłania nadmiar energii. Natomiast gdy temperatura spada, równowaga przesuwa się w kierunku reakcji przebiegającej z wydzielaniem ciepła, tak że kompensuje to chłodzenie, tj. równowaga przesuwa się w kierunku reakcji bezpośredniej.
Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, która przebiega wraz z absorpcją energii.
Wraz ze spadkiem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji egzotermicznej, która przebiega z wydzieleniem energii.
2) Efekt głośności. Wraz ze wzrostem ciśnienia szybkość reakcji przebiega ze spadkiem objętości (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).
W trakcie rozważanej reakcji z 3 moli substancji gazowych powstają 2 mole gazów:
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
3 mole gazu 2 mole gazu
V REF > V PROD
DV = V PROD - V REF<0
Dlatego wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w stronę mniejszej objętości układu, tj. produkty reakcji. Gdy ciśnienie spada, równowaga przesuwa się w stronę substancji wyjściowych zajmujących większą objętość.
Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku reakcji przebiegającej z utworzeniem mniejszej liczby moli substancji gazowych.
W miarę spadku ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku reakcji przebiegającej z powstawaniem większej liczby moli substancji gazowych.
3) Wpływ koncentracji. Wraz ze wzrostem stężenia wzrasta szybkość reakcji, zgodnie z którą wprowadzona substancja jest zużywana. Rzeczywiście, gdy do układu wprowadzana jest dodatkowa ilość tlenu, układ „wydaje” go na przepływ reakcji bezpośredniej. Wraz ze spadkiem stężenia O2 tę wadę kompensuje rozkład produktu reakcji (NO2) na materiały wyjściowe.
Wraz ze wzrostem stężenia substancji wyjściowych lub spadkiem stężenia produktów równowaga przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej.
Wraz ze spadkiem stężenia substancji wyjściowych lub wzrostem stężenia produktów równowaga przesuwa się w kierunku reakcji odwrotnej.
Wprowadzenie katalizatora do układu nie wpływa na zmianę położenia równowagi chemicznej, gdyż katalizator w równym stopniu zwiększa szybkość reakcji zarówno do przodu, jak i do tyłu.
