Le Chatelierov princip. Le Chatelierov princip Le Chatelierov princip pritiska

Princip je primenljiv na ravnotežu bilo koje prirode: mehaničku, termičku, hemijsku, električnu (Lenzov efekat, Peltierov fenomen).

Ako se vanjski uvjeti mijenjaju, to dovodi do promjene ravnotežnih koncentracija tvari. U ovom slučaju se govori o narušavanju ili pomaku u hemijskoj ravnoteži.

Hemijska ravnoteža se pomiče u jednom ili drugom smjeru kada se promijeni bilo koji od sljedećih parametara:

temperatura sistema, odnosno kada se zagreva ili hladi
pritisak u sistemu, odnosno kada je komprimovan ili proširen
koncentracija jednog od učesnika u reverzibilnoj reakciji

Enciklopedijski YouTube

1 / 3

✪ Le Chatelierov princip

✪ 84. Le Chatelierov princip. Promjena ravnoteže (1. dio)

✪ Hemija. 11. razred 2014. Pomjeranje kemijske ravnoteže. Foxford Online Learning Center

Titlovi

Recimo da imamo reakciju. Molekul A plus molekul B je u dinamičkoj ravnoteži sa molekulima C plus D... plus D. To znači da je brzina reakcije naprijed jednaka brzini obrnute reakcije. Ovdje će postojati neke ravnotežne koncentracije A, B, C i D, a ako želimo možemo izračunati konstantu ravnoteže. I ponoviću ponovo. Rekao sam ovo već četiri puta. Samo zato što je brzina reakcije naprijed jednaka brzini reverzne reakcije ne znači da su sve koncentracije jednake. Koncentracije molekula mogu biti vrlo različite. One se jednostavno ne mijenjaju jer su stope reakcije iste. S obzirom na to da postoji ravnoteža, šta se dešava ako sistemu dodam još A? Da vas podsjetim da je bila u ravnoteži. Koncentracije su bile konstantne. Sada dodajem još A sistemu. Sada su šanse da će se čestice A i B (iako ne dodajem više B molekula) sudariti nešto veće, pa je veća vjerovatnoća da će doći do direktne reakcije. Kako se broj molekula A povećava, bit će sve više sudara s B, kao rezultat toga bit će ih malo manje. Zato što će se potrošiti. Istovremeno, broj C i D će se značajno povećati, što je važno. To bi se dogodilo kada bi se dodalo A. Oni bi se više sudarali sa B, a brzina reakcije naprijed bila bi brža od brzine obrnutog. Reakcija bi išla u tom pravcu. Tada bi bilo više C i D, i oni bi se češće sudarali, a reakcija bi išla u suprotnom smjeru. Na kraju bi se pojavila nova ravnoteža. Suština je da ćete imati više A na lijevoj strani, ali nešto manje B, jer niste dodali B. Više B će se potrošiti na reakciju sa ovim A koje ste dodali. I tada ćete dobiti više C i D u ravnoteži. A ako ste dodali još A i više B... Recimo da ste dodali još B, onda bi reakcija išla dalje još intenzivnije. Ovo je, naravno, razumljivo. Očigledno, ako utičete na ovu reakciju dodavanjem sa ove strane, onda će ona prirodno ići u pravcu koji uklanja efekat. Ako dodate više A, imat ćete više A koji pogađa B, i to će ići u tom smjeru, a možda i potrošiti malo više B. Ako dodate obje vrste molekula, onda će reakcija općenito ići u tom smjeru. Isto tako... Moramo da prepišemo reakciju. Druga boja. A plus B, C plus D. Ako dodam još C (mislim da ste shvatili poentu), šta će se dogoditi? Količina A i B će porasti, a možda će se potrošiti malo više D. Onda ako dodate C i D, onda će naravno biti mnogo više A i B. Ova derivacija izgleda prilično očita, ali ima lijepo ime, zove se... i zove se Le Chatelierov princip. Le Chatelier. Dakle, Le Chatelier. Moram da pazim kako pišem. Kaže da kada djelujete na reakciju koja je u ravnoteži, ona će preferirati smjer koji slabi ovaj učinak. "Utjecati na reakciju" je, na primjer, dodavanje više A, a reakcija će ići u smjeru naprijed kako bi se smanjio učinak ovog povećanog A. Učinak ovdje je svaka promjena. Mijenjate jedno u odnosu na drugo. A prije toga su svi elementi bili izbalansirani. Analizirajmo neke situacije uzimajući u obzir Le Chatelierov princip. S obzirom na A plus B... A plus B plus toplota, izlaz je C plus D. I plus nešto E. Hajde da dodamo toplotu ovom sistemu, da vidimo šta će se desiti. Toplina je potrebna da bi se reakcija odvijala u smjeru naprijed. Što je više toplote, to je vjerojatniji napredak u smjeru naprijed. Le Chatelierov princip kaže da kada utječemo na ovu reakciju dodavanjem topline, reakcija će preferirati smjer koji uklanja ovaj utjecaj. Da biste uklonili efekat (imate više ovoga na ulazu), povećaćete potrošnju A. Stabilna koncentracija A će se smanjiti kada se postigne ravnoteža. Količina B će se smanjiti jer će se ovi molekuli aktivnije trošiti. Direktna reakcija je brža. A broj C, D i E se povećava. Šta ako uradiš suprotno? U redu, sada izbrišite... Umjesto dodavanja topline, uklanjate toplinu. Smanjite temperaturu. Dakle, ako odnesete toplinu, šta se dešava? Bit će prevlasti u drugom smjeru, jer će ovdje biti manje vrućine. Manje je topline za nastavak reakcije i ova brzina će početi dominirati ovom brzinom. Sa smanjenjem temperature, brzina ove reakcije će se smanjivati, a ova će se povećavati, koncentracija će se mijenjati u tom smjeru, odnosno prevladavat će obrnuta reakcija. Sada razmislite o pritisku. Ranije smo spomenuli Haberov proces. A evo reakcije na Haberov proces. Gasoviti dušik plus 3 mola plinovitog vodonika u ravnoteži sa 2 mola plinovitog amonijaka. Šta će se dogoditi ako izvršim pritisak na ovaj sistem? Ja ću izvršiti pritisak. Šta se dešava u ovom slučaju? Dolazi do kontrakcije, iako se volumen ne mora nužno smanjiti, ali uzrokuje da svi molekuli teže jedni drugima. Sada kada su molekuli blizu jedan drugome, efekat pritiska se može podići ako dobijemo manje molekula na izlazu. Sada ću vam objasniti ovu tačku. PV je jednak nRT. Videli smo ovo mnogo puta, zar ne? Možemo napisati P jednako nRT / V. Ako povećamo pritisak, kako možemo ukloniti ovaj efekat? Da vas podsjetim da Le Chatelierov princip kaže da šta god da se dogodi, sve će težiti smanjenju utjecaja. Reakcija će ići u smjeru koji smanjuje utjecaj. Ako smanjimo broj molekula, onda će to smanjiti pritisak, zar ne? Bit će manje molekula koji se sudaraju jedan s drugim. Ako ovdje smanjimo broj molekula. To nije najbolji način da se to napiše, nije tačna jednakost, ali želim da tako razmišljate. Zato je bolje da to izbrišem. Ovo vjerovatno nije bilo sasvim jasno. Pa da nastavimo. Imam kontejner... Ne, previše je svetao... Ne, isti je... Dakle, evo kontejnera, i izvršio sam pritisak na njega. Dajte mi 2 molekula u jednoj posudi, ne, bolje je 4. A ovdje neka budu samo 2 molekula. U oba spremnika, reakcija može ići između ovih molekula. Ova 4 se mogu kombinovati i formirati 2 molekula. Koristim naš primjer. Molekul dušika je ovaj plavi molekul. Istaknut ću ga drugom bojom. Ovaj smeđi molekul može se kombinovati sa 3 vodonika. I evo šta se dešava. Ovo je još jedan način pisanja ove reakcije, možda više vizuelno. Sada, ako izvršim pritisak na ovaj sistem... Dakle, ja samo razmišljam o pritisku kao o vrsti sile koja djeluje na područje sa svih strana. Koja od ovih situacija je veća vjerovatnoća da će biti otklonjena? Situacija u kojoj imamo manje molekula koji se sudaraju jedni s drugima jer ih je lakše komprimirati nego kada se mnogo molekula sudara jedni s drugima. Sve je to vrlo uslovno, ali vam daje razumijevanje. Ako vršite pritisak na sistem... Inače, ova strelica ne znači da se pritisak smanjuje. To znači da se na sistem primjenjuje pritisak. Ali kada se pritisak poveća, koja će strana reakcije prevladati? Reakcija će favorizirati stranu s manje molekula. Na ovoj strani su 2 molekula, iako će to očito biti veliki molekuli, jer se naravno ne gubi masa. A na ovoj strani su 4 molekula, zar ne? 1 mol gasovitog azota i 3 mola vodonika. I samo da se vratimo na ideju koju smo ranije vidjeli kod kinetičke ravnoteže, zamislimo ovakvu reakciju. Pokazati da se pridržava Le Chatelierovog principa, u skladu je sa svime što smo naučili o konstantama ravnoteže. Dakle, evo reakcije. 2 mola, ili samo faktor dva, 2 A u gasovitom obliku plus B u gasovitom obliku su u ravnoteži sa C u gasovitom obliku. Recimo da je u početku molarna koncentracija ili molarnost A 2. I molarna koncentracija B je 6, a onda je naša molarna koncentracija C 8. Jednako je 8. Koja je ovdje konstanta ravnoteže? Konstanta ravnoteže je proizvod (koncentracija C, što je 8) podijeljen s 2 na kvadrat zbog toga, pomnožen sa 6. Ovo je jednako 8/24, što je jednako 1/3. Recimo da dodamo još A, bez obzira koliko više, da ne bismo bili zbunjeni s matematikom. Ali nakon dodavanja A, naša koncentracija se promijenila. Sada, koncentracija A je molarnost 3. Možda se pitate da li sam dodao molarnost 1. Ne. Dodao sam verovatno više od 1 molarnosti.Samo šta god da dodam, reakcija će se pomeriti udesno, odnosno u pravcu napred. Dakle, nešto od ovoga ovdje će biti progutano i otići u ovom pravcu, a ostalo će biti ovdje. Mogao bih ovom sistemu dodati još A. Ali sve iznad 1 se apsorbira, a ostaje ova ravnotežna koncentracija od 3. Nisam morao dodati 1. Možete dodati još. Recimo da je naša nova ravnoteža sa molarnošću 12 za C, što se slaže sa onim o čemu govorimo. Ako dodamo nešto A, onda se koncentracija C mora povećati, a jasno je da se koncentracija B mora malo smanjiti, jer će se potrošiti malo više B, jer će se ovi molekuli češće sudarati s više A molekula Da vidimo koja je nova koncentracija B. Da vas podsjetim da konstanta ravnoteže ostaje konstantna. Naša konstanta ravnoteže će sada biti jednaka koncentraciji C. Evo naše reakcije. Dakle, molarnost je 12, neću pisati jedinice podijeljene s našom novom A koncentracijom od 3. Ali sjetimo se reakcije. Faktor za A je 2. Dakle, to je 3 puta veća koncentracija za B. Ovdje nema faktora, tako da ne moram da brinem o eksponentima. Sada samo da brojimo. Tako ćete na kraju dobiti 1/3 što je 12/9 podijeljeno sa B. Ako jednostavno pomnožimo, dobićemo 9 puta koncentraciju B, što je 3 puta 12, što je 36. Podijelite obje strane jednadžbe sa 9. Nova koncentracija B je 4, ili molarnost je 4. Dakle, molarnost B je 4. Dodali smo još A u reakciju. Počeli smo sa 2 mola za A, 6 mola za B i 8 za C. Dodali smo još A, reakcija je išla u tom smjeru, možda je išla malo naprijed-natrag. Ali stabiliziran na molarnosti 3 za A, molaritet 12 za C. Dakle, došlo je do povećanja C. Primijetite da se naša stabilna ravnotežna koncentracija B smanjila, što je u skladu s našom tvrdnjom da se reakcija odvija u smjeru koji proizvodi više C, troši više B. Nadam se da sada dobro razumete čitavu teorijsku šemu uticaja na reakciju i Le Chatelierov princip.

Temperaturni efekat

Simbol +Q ili −Q, napisan na kraju termohemijske jednačine, karakteriše termički efekat direktne reakcije. Po veličini je jednak toplotnom efektu reverzne reakcije, ali suprotnog predznaka.

Efekat temperature zavisi od predznaka toplotnog efekta reakcije. Kako temperatura raste, kemijska ravnoteža se pomiče u smjeru endotermne reakcije, a kako temperatura pada, u smjeru egzotermne reakcije. U opštem slučaju, kada se temperatura promeni, hemijska ravnoteža se pomera ka procesu, znak promene entropije u kome se poklapa sa predznakom promene temperature.

Temperaturna zavisnost konstante ravnoteže u kondenzovanim sistemima opisana je van't Hoffovom izobarnom jednadžbom:

(d ln ⁡ K P d T) p = Δ H 0 R T 2 , (\displaystyle \left((\frac (d\ln K_(P))(dT))\right)_(p)=(\frac ( \Delta H^(0))(RT^(2))),)

u sistemima sa gasnom fazom - van't Hoffova izohorna jednačina

(d ln ⁡ K C d T) v = Δ U 0 R T 2 . (\displaystyle \left((\frac (d\ln K_(C))(dT))\right)_(v)=(\frac (\Delta U^(0))(RT^(2))) .)

U malom rasponu temperatura u kondenzovanim sistemima, odnos između konstante ravnoteže i temperature izražava se sljedećom jednačinom:

Ln ⁡ K P = − Δ H 0 R T + Δ S 0 R . (\displaystyle \ln K_(P)=-(\frac (\Delta H^(0))(RT))+(\frac (\Delta S^(0))(R)).)

Na primjer, u reakciji sinteze amonijaka

N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 N H 3 + Q (\displaystyle (\mathsf (N_(2)+3H_(2)\rightleftarrows 2NH_(3)+Q))

termički efekat u standardnim uslovima je −92 kJ/mol, reakcija je egzotermna, pa povećanje temperature dovodi do pomeranja ravnoteže prema polaznim materijalima i smanjenja prinosa proizvoda.

Uticaj pritiska

Pritisak značajno utječe na položaj ravnoteže u reakcijama koje uključuju plinovite tvari, praćene promjenom volumena zbog promjene količine tvari pri prijelazu iz polaznih tvari u produkte:

Sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera u pravcu u kome se smanjuje ukupan broj molova gasova i obrnuto.

U reakciji sinteze amonijaka količina plinova se prepolovi: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

To znači da se s povećanjem tlaka ravnoteža pomiče prema stvaranju NH 3, o čemu svjedoče sljedeći podaci za reakciju sinteze amonijaka na 400 °C:

Utjecaj inertnih plinova

Uvođenje inertnih gasova u reakcionu smešu ili formiranje inertnih gasova tokom reakcije ima isti efekat kao i smanjenje pritiska, jer se parcijalni pritisak reaktanata smanjuje. Treba napomenuti da se u ovom slučaju gas koji ne učestvuje u reakciji smatra inertnim gasom. U sistemima sa smanjenjem broja molova gasova, inertni gasovi pomeraju ravnotežu prema izvornim supstancama, stoga je u proizvodnim procesima u kojima se inertni gasovi mogu formirati ili akumulirati potrebno periodično duvanje gasovoda.

Utjecaj koncentracije

Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže pridržava se sljedećih pravila:

S povećanjem koncentracije jedne od polaznih tvari, ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja produkta reakcije (udesno);
Sa smanjenjem koncentracije jednog od produkta reakcije, ravnoteža se pomiče u smjeru stvaranja početnih tvari (lijevo).

Stanje hemijske ravnoteže održava se pod ovim konstantnim uslovima u bilo kom trenutku. Kada se uslovi promene, stanje ravnoteže se narušava, jer se u ovom slučaju brzine suprotnih procesa menjaju u različitim stepenima. Međutim, nakon nekog vremena sistem ponovo dolazi u stanje ravnoteže, ali već u skladu sa novim promenjenim uslovima.

Pomeranje ravnoteže u zavisnosti od promena uslova generalno je određeno Le Chatelierovim principom (ili principom pokretne ravnoteže): ako se na sistem u ravnoteži utiče spolja promjenom bilo kojeg od uslova koji određuju položaj ravnoteže, tada se on pomjera u smjeru procesa čiji tok slabi učinak proizvedenog efekta.

Dakle, povećanje temperature uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru procesa, čiji je tok praćen apsorpcijom topline, a smanjenje temperature djeluje u suprotnom smjeru. Slično, povećanje pritiska pomera ravnotežu u pravcu procesa praćenog smanjenjem zapremine, a smanjenje pritiska deluje u suprotnom smeru. Na primjer, u ravnotežnom sistemu 3H 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ, povećanje temperature pojačava razgradnju H 3 N na vodonik i dušik, budući da je ovaj proces endotermičan. Povećanje pritiska pomera ravnotežu prema formiranju H 3 N, jer se zapremina smanjuje.

Ako se određena količina bilo koje od supstanci koje sudjeluju u reakciji doda sistemu u ravnoteži (ili obrnuto, ukloni iz sistema), tada se brzine direktne i reverzne reakcije mijenjaju, ali postupno ponovo postaju jednake. Drugim rečima, sistem ponovo dolazi u stanje hemijske ravnoteže. U ovom novom stanju, ravnotežne koncentracije svih supstanci prisutnih u sistemu će se razlikovati od početnih ravnotežnih koncentracija, ali će odnos između njih ostati isti. Dakle, u sistemu u ravnoteži, nemoguće je promijeniti koncentraciju jedne od supstanci, a da ne izazove promjenu koncentracija svih ostalih.

U skladu s Le Chatelierovim principom, uvođenje dodatnih količina reagensa u ravnotežni sistem uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru u kojem se koncentracija ove tvari smanjuje i, shodno tome, povećava se koncentracija proizvoda njene interakcije. .

Proučavanje hemijske ravnoteže je od velikog značaja kako za teorijska istraživanja tako i za rešavanje praktičnih problema. Određivanjem ravnotežnog položaja za različite temperature i pritiske, mogu se izabrati najpovoljniji uslovi za vođenje hemijskog procesa. U konačnom izboru uslova procesa uzima se u obzir i njihov uticaj na brzinu procesa.

Primjer 1 Izračunavanje konstante ravnoteže reakcije iz ravnotežnih koncentracija reaktanata.

Izračunajte konstantu ravnoteže reakcije A + B 2C, ako su ravnotežne koncentracije [A] = 0,3 mol ∙ l -1; [B]=1,1 mol∙l -1; [C] \u003d 2,1 mol ∙ l -1.

Rješenje. Izraz za konstantu ravnoteže za ovu reakciju je: . Zamenimo ovde ravnotežne koncentracije naznačene u uslovu zadatka: =5,79.

Primjer 2. Proračun ravnotežnih koncentracija reaktanata. Reakcija se odvija prema jednačini A + 2B C.

Odrediti ravnotežne koncentracije reaktanata ako su početne koncentracije tvari A i B 0,5 odnosno 0,7 mol∙l -1, a konstanta ravnoteže reakcije K p =50.

Rješenje. Za svaki mol tvari A i B nastaju 2 mola tvari C. Ako se smanjenje koncentracije tvari A i B označi sa X mol, tada će porast koncentracije tvari biti jednak 2X mol. Ravnotežne koncentracije reaktanata će biti:

C A \u003d (o.5-x) mol ∙ l -1; C B \u003d (0,7-x) mol ∙ l -1; C C \u003d 2x mol ∙ l -1

x 1 = 0,86; x 2 = 0,44

Prema uslovu zadatka vrijedi vrijednost x 2. Dakle, ravnotežne koncentracije reaktanata su:

C A = 0,5-0,44 = 0,06 mol ∙ l -1; C B = 0,7-0,44 = 0,26 mol ∙ l -1; C C \u003d 0,44 ∙ 2 = 0,88 mol ∙ l -1.

Primjer 3 Određivanje promjene Gibbsove energije ∆G o reakcije vrijednošću konstante ravnoteže K p. Izračunajte Gibbsovu energiju i odredite mogućnost reakcije CO+Cl 2 =COCl 2 na 700K, ako je konstanta ravnoteže Kp=1,0685∙10 -4. Parcijalni pritisak svih supstanci koje reaguju je isti i jednak je 101325 Pa.

Rješenje.∆G 700 = 2,303∙RT.

Za ovaj proces:

Pošto ∆Go<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

Primjer 4. Promena hemijske ravnoteže. U kom pravcu će se pomeriti ravnoteža u sistemu N 2 + 3H 2 2NH 3 -22 kcal:

a) sa povećanjem koncentracije N 2;

b) sa povećanjem koncentracije H2;

c) kada temperatura poraste;

d) kada se pritisak smanji?

Rješenje. Povećanje koncentracije supstanci na lijevoj strani jednadžbe reakcije, prema Le Chatelierovom pravilu, treba izazvati proces koji teži da oslabi učinak, da dovede do smanjenja koncentracija, tj. ravnoteža će se pomeriti udesno (slučajevi a i b).

Reakcija sinteze amonijaka je egzotermna. Povećanje temperature uzrokuje pomak ravnoteže ulijevo - prema endotermnoj reakciji koja slabi udar (slučaj c).

Smanjenje pritiska (slučaj d) će pogodovati reakciji koja dovodi do povećanja zapremine sistema, tj. ka stvaranju N 2 i H 2 .

Primjer 5 Koliko će se puta promijeniti brzina prednjih i reverznih reakcija u sistemu 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) ako se zapremina gasne mešavine smanji tri puta? U kom pravcu će se pomeriti ravnoteža sistema?

Rješenje. Označimo koncentracije reagujućih supstanci: = A, =b,=With. Prema zakonu djelovanja mase, brzine reakcije naprijed i nazad prije promjene volumena su

v pr \u003d Ka 2 b, v arr \u003d K 1 s 2

Nakon smanjenja volumena homogenog sistema za faktor tri, koncentracija svakog od reaktanata će se povećati za faktor tri: 3a,[O 2] = 3b; = 3s. Pri novim koncentracijama brzine v "np direktne i reverzne reakcije:

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .

Posljedično, brzina reakcije naprijed porasla je 27 puta, a obrnuto - samo devet puta. Ravnoteža sistema se pomerila ka formiranju SO 3 .

Primjer 6 Izračunajte koliko će se puta povećati brzina reakcije koja se odvija u plinovitoj fazi s porastom temperature od 30 do 70 0 C, ako je temperaturni koeficijent reakcije 2.

Rješenje. Ovisnost brzine kemijske reakcije od temperature određena je Van't Hoffovim empirijskim pravilom prema formuli

Stoga je brzina reakcije na 70°C 16 puta veća od brzine reakcije na 30°C.

Primjer 7 Konstanta ravnoteže homogenog sistema

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) na 850 °C je 1. Izračunajte koncentracije svih supstanci u ravnoteži ako su početne koncentracije: [CO] ISC = 3 mola / l, [H 2 O] ISH \u003d 2 mol / l.

Rješenje. U ravnoteži, brzine prednje i reverzne reakcije su jednake, a odnos konstanti ovih brzina je konstantan i naziva se konstanta ravnoteže datog sistema:

V np= K 1[CO][H2O]; V o b p = TO 2 [CO 2 ][H 2 ];

U uslovu zadatka date su početne koncentracije, au izrazu K r uključuje samo ravnotežne koncentracije svih supstanci u sistemu. Pretpostavimo da je do trenutka ravnoteže koncentracija [SO 2 ] R = X mol/l. Prema jednačini sistema, broj molova vodonika koji nastaje u ovom slučaju će takođe biti X mol/l. Isti broj namaza (X mol / l) CO i H 2 O se troše za stvaranje X molovi CO 2 i H 2. Dakle, ravnotežne koncentracije sve četiri supstance (mol/l):

[CO 2] P = [H 2] p \u003d X;[CO] P = (3 – x); P =(2-x).

Poznavajući konstantu ravnoteže, nalazimo vrijednost X, a zatim početne koncentracije svih supstanci:

; x 2 = 6-2x-3x + x 2; 5x \u003d 6, l = 1,2 mol / l.

Dakle, željene ravnotežne koncentracije: [CO 2 ] P = 1,2 mol/l; [H 2 ] p = 1,2 mol/l; [CO] P = 3 - 1,2 = 1,8 mol/l; [H 2 O] P = 2- 1,2 = 0,8 mol / l.

Primjer 8 Endotermna reakcija razlaganja fosfor pentaklorida odvija se prema jednadžbi

PC1 5 (d) PC1 3 (d) + C1 2 (d); ∆H = +92,59 kJ.

Kako promijeniti: a) temperaturu; b) pritisak; c) koncentracija da bi se ravnoteža pomerila u pravcu direktne reakcije – razgradnje PCl 5?

Rješenje. Pomak ili pomak u kemijskoj ravnoteži je promjena u ravnotežnim koncentracijama reaktanata kao rezultat promjene jednog od uvjeta reakcije. Smjer u kojem se ravnoteža pomjerila određuje se prema Le Chatelierovom principu: a) budući da je reakcija raspadanja PC1 5 endotermna (∆N > 0), da bi se ravnoteža pomjerila ka direktnoj reakciji, potrebno je povećati temperatura: b) pošto u ovom sistemu razlaganje PC1 5 dovodi do povećanja zapremine (od jednog molekula gasa nastaju dva gasovita molekula), onda je za pomeranje ravnoteže ka direktnoj reakciji potrebno smanjiti pritisak; c) pomeranje ravnoteže u naznačenom pravcu može se postići kako povećanjem koncentracije PC1 5 tako i smanjenjem koncentracije PCl 3 ili C1 2 .

Dakle, povećanje temperature uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru procesa, čiji je tok praćen apsorpcijom topline, a smanjenje temperature djeluje u suprotnom smjeru. Slično, povećanje pritiska pomera ravnotežu u pravcu procesa praćenog smanjenjem zapremine, a smanjenje pritiska deluje u suprotnom smeru. Na primjer, u ravnotežnom sistemu 3N 2 +N 2 2H 3 N, H o = -46,2 kJ, povećanje temperature pojačava razlaganje H 3 N na vodonik i dušik, jer je ovaj proces endotermičan. Povećanje pritiska pomera ravnotežu prema formiranju H 3 N, jer se zapremina smanjuje.

Primjer 1 Izračunavanje konstante ravnoteže reakcije iz ravnotežnih koncentracija reaktanata.

Izračunajte konstantu ravnoteže reakcije A + B 2C ako su ravnotežne koncentracije [A] = 0,3 mol l -1; [B] = 1,1 mol l -1; [C] = 2,1 mol l -1.

Rješenje. Izraz za konstantu ravnoteže za ovu reakciju je: .

Zamenimo ovde ravnotežne koncentracije naznačene u uslovu zadatka: = 5,79.

Primjer 2. Proračun ravnotežnih koncentracija reaktanata. Reakcija se odvija prema jednačini A + 2B C.

Odrediti ravnotežne koncentracije reaktanata ako su početne koncentracije tvari A i B 0,5 odnosno 0,7 mol l -1, a konstanta ravnoteže reakcije je K p = 50.

Rješenje. Za svaki mol tvari A i B nastaju 2 mola tvari C. Ako se smanjenje koncentracije tvari A i B označi sa X mol, tada će porast koncentracije tvari biti jednak 2X mol.

Ravnotežne koncentracije reaktanata će biti:

C A \u003d (0,5 x) mol l -1; C B \u003d (0,7-x) mol l -1; C C \u003d 2x mol l -1

x 1 = 0,86; x 2 = 0,44

Prema uslovu zadatka vrijedi vrijednost x 2. Dakle, ravnotežne koncentracije reaktanata su:

C A = 0,5 - 0,44 = 0,06 mol l -1; C B = 0,7 - 0,44 = 0,26 mol l -1; C C = 0,44 2 = 0,88 mol l -1.

Primjer 3 Određivanje promjene Gibbsove energije G o reakcije vrijednošću konstante ravnoteže K p. Izračunajte Gibbsovu energiju i odredite mogućnost reakcije CO + Cl 2 = COCl 2 na 700K, ako je konstanta ravnoteže Kp = 1,0685 10 -4. Parcijalni pritisak svih reaktanata je isti i jednak je 101325 Pa.

Rješenje. G 700 = 2,303 RT.

Za ovaj proces:

Od Go< 0, то реакция СО + Cl 2 COCl 2 при 700 К возможна.

Primjer 4. Promena hemijske ravnoteže. U kom pravcu će se pomeriti ravnoteža u sistemu N 2 + 3H 2 2NH 3 - 22 kcal:

a) sa povećanjem koncentracije N 2;

b) sa povećanjem koncentracije H2;

c) kada temperatura poraste;

d) kada se pritisak smanji?

Reakcija sinteze amonijaka je egzotermna. Povećanje temperature uzrokuje pomak ravnoteže ulijevo - prema endotermnoj reakciji koja slabi efekat (slučaj c).

Smanjenje pritiska (slučaj d) će pogodovati reakciji koja dovodi do povećanja zapremine sistema, tj. ka stvaranju N 2 i H 2 .

Rješenje. Označimo koncentracije reagujućih supstanci: = A, = b, = With. Prema zakonu djelovanja mase, brzine prednjih i reverznih reakcija prije promjene volumena su:

v pr \u003d Ka 2 b, v arr \u003d K 1 s 2

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .

Posljedično, brzina reakcije naprijed povećana je za 27 puta, a obrnuto - samo devet puta. Ravnoteža sistema se pomerila ka formiranju SO 3 .

Primjer 6 Izračunajte koliko će se puta povećati brzina reakcije koja se odvija u plinovitoj fazi s porastom temperature od 30 do 70 0 C, ako je temperaturni koeficijent reakcije 2.

Rješenje. Ovisnost brzine kemijske reakcije od temperature određena je Van't Hoffovim empirijskim pravilom prema formuli:

Stoga je brzina reakcije na 70°C 16 puta veća od brzine reakcije na 30°C.

Primjer 7 Konstanta ravnoteže homogenog sistema

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) na 850 °C je 1. Izračunajte koncentracije svih supstanci u ravnoteži ako su početne koncentracije: [CO] ISC = 3 mola / l, [H 2 O] ISH \u003d 2 mol / l.

Rješenje. U ravnoteži, brzine prednje i reverzne reakcije su jednake, a odnos konstanti ovih brzina je konstantan i naziva se konstanta ravnoteže datog sistema:

V np= K 1[CO][H2O]; V o b p = TO 2 [CO 2 ][H 2 ];

[CO 2] P = [H 2] p \u003d X;[CO] P = (3 -x); P =(2-x).

Poznavajući konstantu ravnoteže, nalazimo vrijednost X, a zatim početne koncentracije svih supstanci:

; x 2 \u003d 6 - 2x - 3x + x 2; 5x \u003d 6, l = 1,2 mol / l.

Dakle, željene ravnotežne koncentracije: [CO 2 ] P = 1,2 mol/l; [H 2 ] p = 1,2 mol/l; [CO] P = 3 - 1,2 = 1,8 mol/l; [H 2 O] P = 2- 1,2 = 0,8 mol / l.

Primjer 8 Endotermna reakcija razgradnje fosfor pentaklorida odvija se prema jednadžbi:

PC1 5 (d) PC1 3 (d) + C1 2 (d); H = + 92,59 kJ.

Kako promijeniti: a) temperaturu; b) pritisak; c) koncentracija kako bi se ravnoteža pomjerila prema direktnoj reakciji - razgradnji PCl 5.

Rješenje. Pomak ili pomak u kemijskoj ravnoteži je promjena u ravnotežnim koncentracijama reaktanata kao rezultat promjene jednog od uvjeta reakcije.

Smjer u kojem se ravnoteža pomjerila je određen Le Chatelierovim principom:

a) pošto je reakcija raspadanja PC1 5 endotermna (H > 0), da bi se ravnoteža pomerila ka direktnoj reakciji, potrebno je povećati temperaturu;

b) budući da razlaganje PC1 5 u ovom sistemu dovodi do povećanja zapremine (od jednog molekula gasa nastaju dva gasovita molekula), onda je za pomeranje ravnoteže ka direktnoj reakciji potrebno smanjiti pritisak;

c) pomeranje ravnoteže u naznačenom pravcu može se postići kako povećanjem koncentracije PC1 5 tako i smanjenjem koncentracije PCl 3 ili C1 2 .

Hemijska ravnoteža je inherentna reverzibilan reakcije i nije tipično za nepovratan hemijske reakcije.

Često, tokom implementacije hemijskog procesa, početni reaktanti u potpunosti prelaze u produkte reakcije. Na primjer:

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

Nemoguće je dobiti metalni bakar izvođenjem reakcije u suprotnom smjeru, jer. dato reakcija je nepovratna. U takvim procesima reaktanti se u potpunosti pretvaraju u produkte, tj. reakcija ide do kraja.

Ali većina hemijskih reakcija reverzibilan, tj. vjerojatan je paralelni tok reakcije u smjeru naprijed i nazad. Drugim riječima, reaktanti se samo djelimično pretvaraju u produkte, a reakcioni sistem će se sastojati i od reaktanata i od proizvoda. Sistem je u ovom slučaju u državi hemijska ravnoteža.

U reverzibilnim procesima u početku direktna reakcija ima maksimalnu brzinu, koja se postepeno smanjuje zbog smanjenja količine reagensa. Obrnuta reakcija, naprotiv, u početku ima minimalnu brzinu, koja se povećava kako se proizvodi akumuliraju. Na kraju, dolazi trenutak kada brzine obe reakcije postaju jednake - sistem dolazi u stanje ravnoteže. Kada se postigne ravnotežno stanje, koncentracije komponenti ostaju nepromijenjene, ali kemijska reakcija ne prestaje. To. Ovo je dinamičko (pokretno) stanje. Radi jasnoće predstavljamo sljedeću sliku:

Recimo da ih ima reverzibilna hemijska reakcija:

a A + b B = c C + d D

zatim, na osnovu zakona akcije mase, pišemo izraze za ravnoυ 1 i obrnutoυ 2 reakcije:

υ1 = k 1 [A] a [B] b

υ2 = k 2 [C] c [D] d

U stanju hemijska ravnoteža, brzine reakcije naprijed i nazad su jednake, tj.

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

dobijamo

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

Gdje K =k 1 / k 2 – konstanta ravnoteže.

Za bilo koji reverzibilni proces, pod datim uslovima k je konstantna vrijednost. Ne ovisi o koncentraciji tvari, jer kada se promijeni količina jedne od supstanci, mijenjaju se i količine ostalih komponenti.

Kada se uslovi za tok hemijskog procesa promene, moguć je pomak u ravnoteži.

Faktori koji utiču na promjenu ravnoteže:

promjena u koncentraciji reaktanata ili proizvoda,
promjena pritiska,
promjena temperature,
uvođenje katalizatora u reakcioni medij.

Le Chatelierov princip

Svi navedeni faktori utiču na promjenu hemijske ravnoteže kojoj je podložna Le Chatelierov princip: ako promijenite jedan od uslova pod kojima je sistem u ravnoteži - koncentraciju, pritisak ili temperaturu - tada će se ravnoteža pomjeriti u smjeru reakcije koja se suprotstavlja ovoj promjeni. One. ravnoteža ima tendenciju da se pomeri u pravcu, što dovodi do smanjenja uticaja uticaja koji je doveo do narušavanja ravnotežnog stanja.

Dakle, posebno ćemo razmotriti uticaj svakog od njihovih faktora na stanje ravnoteže.

Uticaj promjene u koncentracijama reaktanata ili proizvoda pokažemo na primjeru Haberov proces:

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

Ako se, na primjer, dušik doda ravnotežnom sistemu koji se sastoji od N 2 (g), H 2 (g) i NH 3 (g), tada bi se ravnoteža trebala pomjeriti u smjeru koji bi doprinio smanjenju količine vodonik prema svojoj prvobitnoj vrijednosti, oni. u smjeru stvaranja dodatne količine amonijaka (desno). Istovremeno će doći i do smanjenja količine vodonika. Kada se sistemu doda vodonik, ravnoteža će se takođe pomeriti ka stvaranju nove količine amonijaka (desno). Dok je uvođenje amonijaka u ravnotežni sistem, prema Le Chatelierov princip , će izazvati pomak ravnoteže prema procesu koji je povoljan za nastanak polaznih supstanci (lijevo), tj. koncentraciju amonijaka treba smanjiti razlaganjem dijela na dušik i vodik.

Smanjenje koncentracije jedne od komponenti će pomjeriti ravnotežno stanje sistema prema formiranju ove komponente.

Uticaj promene pritiska ima smisla ako gasovite komponente učestvuju u procesu koji se proučava iu tom slučaju dolazi do promene ukupnog broja molekula. Ako ukupan broj molekula u sistemu ostane trajno, zatim promjena pritiska ne utiče na svom bilansu, na primjer:

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

Ako se ukupni pritisak ravnotežnog sistema poveća smanjenjem njegove zapremine, tada će se ravnoteža pomeriti u pravcu smanjenja zapremine. One. ka smanjenju broja gas u sistemu. U reakciji:

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

od 4 molekula gasa (1 N 2 (g) i 3 H 2 (g)) nastaju 2 molekula gasa (2 NH 3 (g)), tj. pritisak u sistemu se smanjuje. Kao rezultat toga, povećanje tlaka će doprinijeti stvaranju dodatne količine amonijaka, tj. ravnoteža će se pomeriti u pravcu svog formiranja (udesno).

Ako je temperatura sistema konstantna, onda promena ukupnog pritiska sistema neće dovesti do promene konstante ravnoteže TO.

Promjena temperature sistem utiče ne samo na pomeranje njegove ravnoteže, već i na konstantu ravnoteže TO. Ako je ravnotežnom sistemu, pri konstantnom pritisku, data dodatna toplota, tada će se ravnoteža pomeriti u pravcu apsorpcije toplote. Uzmite u obzir:

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

Dakle, kao što vidite, prednja reakcija se nastavlja oslobađanjem toplote, a reverzna reakcija apsorpcijom. Sa povećanjem temperature, ravnoteža ove reakcije se pomera prema reakciji razgradnje amonijaka (levo), jer to je i slabi vanjski utjecaj - porast temperature. Naprotiv, hlađenje dovodi do pomaka u ravnoteži u smjeru sinteze amonijaka (udesno), jer reakcija je egzotermna i otporna je na hlađenje.

Dakle, povećanje temperature pogoduje pomaku hemijska ravnoteža u smjeru endotermne reakcije, a pad temperature je u smjeru egzotermnog procesa . Konstante ravnoteže svih egzotermnih procesa sa povećanjem temperature pada, a endotermnih procesa - povećanjem.

Stanje ravnoteže za reverzibilnu reakciju može trajati neograničeno dugo (bez vanjske intervencije). Ali ako se na takav sistem primeni spoljni uticaj (da se promeni temperatura, pritisak ili koncentracija konačnih ili početnih supstanci), tada će se poremetiti stanje ravnoteže. Brzina jedne od reakcija postat će veća od brzine druge. Vremenom će sistem ponovo zauzeti ravnotežno stanje, ali će se nove ravnotežne koncentracije početne i krajnje supstance razlikovati od početnih. U ovom slučaju se govori o pomaku u hemijskoj ravnoteži u jednom ili drugom smjeru.

Ako, kao rezultat vanjskog utjecaja, brzina prednje reakcije postane veća od brzine obrnute, to znači da se kemijska ravnoteža pomaknula udesno. Ako, naprotiv, brzina obrnute reakcije postane veća, to znači da se kemijska ravnoteža pomjerila ulijevo.

Kada se ravnoteža pomjeri udesno, ravnotežne koncentracije početnih tvari se smanjuju, a ravnotežne koncentracije konačnih tvari povećavaju u odnosu na početne ravnotežne koncentracije. Shodno tome, povećava se i prinos produkta reakcije.

Pomicanje kemijske ravnoteže ulijevo uzrokuje povećanje ravnotežnih koncentracija početnih supstanci i smanjenje ravnotežnih koncentracija konačnih proizvoda, čiji će se prinos u ovom slučaju smanjiti.

Smjer pomaka kemijske ravnoteže određuje se primjenom Le Chatelierovog principa: „Ako se na sistem koji je u stanju kemijske ravnoteže izvrši vanjski učinak (promijenite temperaturu, tlak, koncentraciju jedne ili više tvari koje učestvuju u reakciji). ), onda će to dovesti do povećanja brzine te reakcije čiji će tijek kompenzirati (smanjiti) utjecaj.

Na primjer, s povećanjem koncentracije polaznih tvari, brzina direktne reakcije se povećava i ravnoteža se pomiče udesno. Sa smanjenjem koncentracije polaznih tvari, naprotiv, brzina obrnute reakcije se povećava, a kemijska ravnoteža se pomiče ulijevo.

Sa povećanjem temperature (tj. kada se sistem zagrije), ravnoteža se pomjera prema pojavi endotermne reakcije, a kada se smanji (tj. kada se sistem ohladi) pomjera se prema pojavi egzotermne reakcije. (Ako je prednja reakcija egzotermna, tada će obrnuta reakcija nužno biti endotermna, i obrnuto).

Treba naglasiti da povećanje temperature, po pravilu, povećava brzinu i prednje i reverzne reakcije, ali se brzina endotermne reakcije povećava u većoj mjeri od brzine egzotermne reakcije. U skladu s tim, kada se sistem ohladi, brzine naprijed i nazad reakcije se smanjuju, ali također ne u istoj mjeri: za egzotermnu reakciju je mnogo manja nego za endotermnu.

Promjena tlaka utiče na promjenu kemijske ravnoteže samo ako su ispunjena dva uslova:

potrebno je da barem jedna od tvari koje sudjeluju u reakciji bude u plinovitom stanju, na primjer:

CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - promena pritiska utiče na pomeranje ravnoteže.

CH 3 COOH (l.) + C 2 H 5 OH (l.) CH 3 COOS 2 H 5 (l.) + H 2 O (l.) - promjena tlaka ne utiče na promjenu kemijske ravnoteže, jer nijedna početna ili krajnja supstanca nije u gasovitom stanju;

ako je nekoliko tvari u plinovitom stanju, potrebno je da broj molekula plina na lijevoj strani jednadžbe za takvu reakciju ne bude jednak broju molekula plina na desnoj strani jednačine, na primjer:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - promjena pritiska utiče na pomak ravnoteže

I 2 (g) + N 2 (g) 2NI (g) - promena pritiska ne utiče na pomeranje ravnoteže

Kada su ova dva uslova ispunjena, povećanje pritiska dovodi do pomeranja ravnoteže ka reakciji, čiji tok smanjuje broj molekula gasa u sistemu. U našem primjeru (katalitičko sagorijevanje SO 2), ovo će biti direktna reakcija.

Smanjenje tlaka, naprotiv, pomiče ravnotežu u smjeru reakcije koja se odvija sa stvaranjem većeg broja molekula plina. U našem primjeru, ovo će biti obrnuta reakcija.

Povećanje pritiska uzrokuje smanjenje zapremine sistema, a samim tim i povećanje molarne koncentracije gasovitih materija. Kao rezultat, povećava se stopa reakcije naprijed i nazad, ali ne u istoj mjeri. Snižavanje istog pritiska na sličan način dovodi do smanjenja brzina naprijed i nazad reakcije. Ali u isto vrijeme, brzina reakcije, prema kojoj se ravnoteža pomiče, smanjuje se u manjoj mjeri.

Katalizator ne utiče na pomeranje ravnoteže, jer podjednako ubrzava (ili usporava) i prednju i obrnutu reakciju. U njegovom prisustvu, hemijska ravnoteža se samo brže (ili sporije) uspostavlja.

Ako na sistem utječe više faktora u isto vrijeme, onda svaki od njih djeluje nezavisno od drugih. Na primjer, u sintezi amonijaka

N 2 (plin) + 3H 2 (plin) 2NH 3 (plin)

reakcija se odvija uz zagrijavanje iu prisustvu katalizatora da bi se povećala njena brzina.Ali istovremeno, uticaj temperature dovodi do toga da se ravnoteža reakcije pomjera ulijevo, prema obrnutoj endotermnoj reakciji. Ovo uzrokuje smanjenje proizvodnje NH 3 . Da bi se kompenzovao ovaj neželjeni efekat temperature i povećao prinos amonijaka, istovremeno se povećava pritisak u sistemu, čime se reakciona ravnoteža pomera udesno, tj. ka stvaranju manjeg broja molekula gasa.

Istovremeno, empirijski se biraju najoptimalniji uslovi za reakciju (temperatura, pritisak) pod kojima bi se odvijala dovoljno velikom brzinom i dala ekonomski isplativ prinos konačnog proizvoda.

Le Chatelierov princip se na sličan način koristi u hemijskoj industriji u proizvodnji velikog broja različitih supstanci od velikog značaja za nacionalnu ekonomiju.

Le Chatelierov princip je primjenjiv ne samo na reverzibilne kemijske reakcije, već i na razne druge ravnotežne procese: fizičke, fizičko-hemijske, biološke.

Tijelo odrasle osobe karakterizira relativna postojanost mnogih parametara, uključujući različite biokemijske pokazatelje, uključujući koncentraciju biološki aktivnih tvari. Međutim, takvo stanje se ne može nazvati ravnotežnim, jer ne odnosi se na otvorene sisteme.

Ljudsko tijelo, kao i svaki živi sistem, neprestano izmjenjuje različite tvari s okolinom: konzumira hranu i oslobađa produkte njihove oksidacije i raspadanja. Stoga je tijelo karakterizirano Stabilno stanje, definisan kao konstantnost njegovih parametara pri konstantnoj brzini razmjene materije i energije sa okolinom. U prvoj aproksimaciji, stacionarno stanje se može posmatrati kao niz ravnotežnih stanja međusobno povezanih relaksacionim procesima. U stanju ravnoteže, koncentracije supstanci koje sudjeluju u reakciji održavaju se nadopunjavanjem početnih proizvoda izvana i uklanjanjem konačnih proizvoda prema van. Promjena njihovog sadržaja u tijelu ne dovodi, za razliku od zatvorenih sistema, do nove termodinamičke ravnoteže. Sistem se vraća u prvobitno stanje. Tako se održava relativna dinamička konstantnost sastava i svojstava unutrašnje sredine tijela, što određuje stabilnost njegovih fizioloških funkcija. Ovo svojstvo živog sistema naziva se drugačije homeostaza.

U toku života organizma u stacionarnom stanju, za razliku od zatvorenog sistema ravnoteže, dolazi do povećanja entropije. Međutim, uz to se istovremeno odvija i obrnuti proces - smanjenje entropije zbog potrošnje nutrijenata niske entropijske vrijednosti iz okoline (na primjer, visokomolekularna jedinjenja - proteini, polisaharidi, ugljikohidrati itd.) i ispuštanje produkata raspadanja u okoliš. Prema stavu I. R. Prigožina, ukupna proizvodnja entropije za organizam u stacionarnom stanju teži minimumu.

Veliki doprinos razvoju neravnotežne termodinamike dao je I. R. Prigozhy, dobitnik Nobelove nagrade 1977. godine, koji je izjavio da „u svakom neravnotežnom sistemu postoje lokalne oblasti koje su u ravnoteži. U klasičnoj termodinamici, ravnoteža se odnosi na ceo sistem, a u neravnotežnoj - samo na njegove pojedinačne delove.

Utvrđeno je da se entropija u takvim sistemima povećava u periodu embriogeneze, tokom procesa regeneracije i rasta malignih neoplazmi.