Pritisak ne utiče na stanje hemijske ravnoteže. Hemijska ravnoteža i stvaranje uslova za njeno pomeranje. Hemijska ravnoteža. opšte karakteristike

Stanje hemijske ravnoteže narušava se raznim spoljnim uticajima na sistem: zagrevanjem i hlađenjem, promenama pritiska, dodavanjem i uklanjanjem pojedinačnih supstanci ili rastvarača. Kao rezultat toga, narušava se jednakost brzina naprijed i obrnuto i dolazi do određenog pomaka u stanju sistema.

Promena hemijske ravnoteže je proces koji se javlja u ravnotežnom sistemu kao rezultat spoljašnjeg uticaja.

Promena ravnoteže dovodi do uspostavljanja novog stanja ravnoteže u sistemu, koje karakterišu promenjene koncentracije supstanci.

Primjer 10.6. U kom smjeru će se pomjeriti ravnoteža reakcije kada se doda kisik?

Rješenje. Kada se doda kisik, njegova koncentracija se povećava, a time i brzina u smjeru naprijed. Ravnoteža će se pomjeriti udesno. Ovo povećava udio konverzije S0 2 u S0 3.

Pomeranje ravnoteže pod bilo kojim uticajem je u skladu sa Le Chatelierovim principom (1884).

Eksterni uticaj na sistem u stanju ravnoteže izaziva proces koji dovodi do smanjenja rezultata uticaja.

Prilikom odlučivanja o konkretnom pitanju o smjeru pomaka ravnoteže, treba jasno razumjeti suštinu nastalog efekta i njegov rezultat. Na primjer, promjena koncentracije se ne može smatrati efektom na sistem. Supstance se mogu unijeti ili ukloniti u sistem (ego efekti), što rezultira promjenom koncentracija. Primjena Le Chatelierovog principa na praktično važnu reakciju za proizvodnju amonijaka prikazana je u tabeli. 10.1. Prve dvije kolone označavaju utjecaj na sistem i rezultat utjecaja. Strelice T i >1 označavaju povećanje ili smanjenje odgovarajuće karakteristike. Kolona „Reakcija sistema” označava promene koje su suprotne učinku uticaja. Ove promjene su povezane sa pojavom direktne ili reverzne reakcije u sistemu. Određene poteškoće se javljaju u razumijevanju utjecaja pritiska na stanje ravnoteže. Pritisak gasne mešavine, prema jednačini gasnog stanja, zavisi od temperature i zapremine za datu količinu supstance, ali sistem kao takav, koji ima određenu zapreminu i temperaturu, može da odgovori na promene pritiska samo promenom ukupna količina supstance kao rezultat reakcije. Iz Le Chatelierovog principa slijedi zaključak: s povećanjem pritiska, ravnoteža se pomiče u smjeru smanjenja sume stehiometrijskih koeficijenata za tvari u plinovitom stanju.

Tabela 10.1

Primjena Le Chatelierovog principa na primjeru reakcije N2 + 3N2 2NH3, ArH° =-92 kJ/mol

U reverzibilnim heterogenim reakcijama, pomak u ravnoteži je povezan s promjenama koncentracija plinovitih i otopljenih tvari. Promjena mase čvrste tvari ne utiče na ravnotežni položaj u sistemu.

Promena hemijske ravnoteže se široko koristi pri izvođenju reakcija u laboratorijama iu tehnološkim procesima. U ovom slučaju ne govorimo o postizanju ravnoteže, već o pomjeranju jednog po jednog. Proces je planiran od samog početka tako da uspostavljena ravnoteža bude optimalna sa stanovišta uštede najvrednijih reagensa. Troškovi proizvodnje se smanjuju kako se prinos proizvoda povećava. Zavisi od uslova temperature i pritiska. Na primjeru reakcije za proizvodnju amonijaka prikazan je princip pristupa odabiru uvjeta procesa (znakovi “+” i “-” simboliziraju željenu ili nepoželjnu prirodu utjecaja na konačni rezultat).

Iz prikazanih podataka proizilazi da je u proizvodnji amonijaka poželjno koristiti visoki tlak i pronaći najaktivnije katalizatore. Temperatura ima pozitivan učinak sa tehnološkog i ekonomskog gledišta na brzinu reakcije i negativan na prinos amonijaka. Stoga je potrebno odabrati optimalnu temperaturu, koja u konačnici osigurava minimalne troškove proizvodnje proizvoda.

Zadatak 1 od 15

1 .

Kako se ukupni pritisak smanjuje, ravnoteža će se pomjeriti prema produktima u reakciji

U redu

Pogrešno

Po Le Chatelierovom principu - smanjenje pritiska će dovesti do intenziviranja procesa koji povećavaju pritisak, što znači da će se ravnoteža pomeriti ka većem broju gasovitih čestica (koje stvaraju pritisak). Samo u drugom slučaju ima više plinovitih tvari u produktima (na desnoj strani jednačine) nego u reaktantima (na lijevoj strani jednačine).

Zadatak 2 od 15

2 .

Hemijska ravnoteža u sistemu

C 4 H 10 (g) ⇄ C 4 H 6 (g) + 2H 2 (g) − Q

će se pomjeriti prema polaznim supstancama kada

U redu
Po Le Chatelierovom principu -

Pogrešno
Po Le Chatelierovom principu - Ako se na ravnotežni sistem utiče spolja, menjajući bilo koji od faktora koji određuju položaj ravnoteže, onda će se smer procesa u sistemu koji slabi ovaj uticaj povećati.

Kada se temperatura smanji (spoljni uticaj - hlađenje sistema), sistem će težiti povećanju temperature, što znači da se egzotermni proces (obrnuta reakcija) intenzivira, ravnoteža će se pomeriti ulevo, prema reagensima.
Zadatak 3 od 15

3 .

Ravnoteža u reakciji

CaCO 3 (tv) = CaO (tv) + CO 2 (g) - Q

će se prebaciti na proizvode kada

U redu
Po Le Chatelierovom principu - e Ako se na ravnotežni sistem utiče spolja, menjajući bilo koji od faktora koji određuju položaj ravnoteže, onda će se smer procesa u sistemu koji slabi ovaj uticaj intenzivirati -

Pogrešno
Po Le Chatelierovom principu - e Ako se na ravnotežni sistem utiče spolja, menjajući bilo koji od faktora koji određuju položaj ravnoteže, onda će se smer procesa u sistemu koji slabi ovaj uticaj intenzivirati - kada se temperatura poveća (zagrijavanje), sistem će težiti snižavanju temperature, što znači da se proces upijanja toplote intenzivira, ravnoteža će se pomjeriti prema endotermnoj reakciji, tj. prema proizvodima.
Zadatak 4 od 15

4 .

Ravnoteža u reakciji

C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) = C 2 H 5 OH (g) + Q

će se pomaknuti prema proizvodu kada

U redu
Po Le Chatelierovom principu - e

Pogrešno
Po Le Chatelierovom principu - e Ako se na ravnotežni sistem utiče spolja, menjajući bilo koji od faktora koji određuju položaj ravnoteže, onda će se smer procesa u sistemu koji slabi ovaj uticaj povećati - kako se ukupni pritisak povećava, sistem će težiti da ga snizi, ravnoteža će se pomjeriti prema manjoj količini plinovitih tvari, odnosno prema produktima.
Zadatak 5 od 15

5 .

O 2 (g) + 2CO (g) ⇄ 2CO 2 (g) + Q

O. Kako temperatura opada, hemijska ravnoteža u ovom sistemu će se pomeriti prema produktima reakcije.

B. Kada se koncentracija ugljičnog monoksida smanji, ravnoteža sistema će se pomjeriti prema produktima reakcije.

U redu

Pogrešno
Tačno je samo A, prema Le Chatelierovom principu, kako temperatura opada, kemijska ravnoteža se pomiče prema egzotermnoj reakciji, odnosno produktima reakcije. Tvrdnja B je netačna, jer kada se koncentracija ugljičnog monoksida smanji sistem će težiti njenom povećanju, odnosno povećavaće se smjer u kojem se formira, ravnoteža sistema se pomjera ulijevo, prema reagensima.
Zadatak 6 od 15

6 .

Kako pritisak raste, povećava se prinos proizvoda(a) u reverzibilnoj reakciji

U redu

Pogrešno
Po Le Chatelierovom principu - e Ako se na ravnotežni sistem utiče spolja, menjajući bilo koji od faktora koji određuju položaj ravnoteže, onda će se smer procesa u sistemu koji slabi ovaj uticaj povećati - kako pritisak raste, sistem će težiti da ga snizi, a ravnoteža će se pomjeriti prema manjoj količini plinovitih tvari. To jest, u reakcijama u kojima je količina plinovitih tvari na desnoj strani jednačine (u produktima) manja nego na lijevoj strani (u reaktantima), povećanje tlaka će dovesti do povećanja prinosa proizvod(i), drugim riječima, ravnoteža će se pomjeriti prema proizvodima. Ovaj uslov je ispunjen samo u drugoj opciji - na lijevoj strani - 2 mola gasa, na desnoj strani - 1 mol gasa.

U ovom slučaju čvrste i tekuće tvari ne doprinose pomaku ravnoteže. Ako su količine gasovitih materija na desnoj i levoj strani jednačine jednake, promena pritiska neće dovesti do promene ravnoteže.
Zadatak 7 od 15

7 .

Da se pomeri hemijska ravnoteža u sistemu

H 2 (g) + Br 2 (g) ⇄ 2HBr (g) + Q

prema proizvodu je neophodno

U redu

Pogrešno
Prema Le Chatelierovom principu, sistem reaguje na spoljašnje uticaje. Stoga se ravnoteža može pomjeriti udesno, prema proizvodu, ako se temperatura smanji, koncentracija polaznih tvari se poveća ili količina produkta reakcije smanji. Pošto su količine gasovitih materija na desnoj i levoj strani jednačine jednake, promena pritiska neće pomeriti ravnotežu. Dodatak broma će dovesti do intenziviranja procesa koji ga troše, tj. ravnoteža će se pomjeriti prema proizvodima.
Zadatak 8 od 15

8 .

U sistemu
2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g) + Q

pomak u hemijskoj ravnoteži udesno će se desiti kada

U redu

Pogrešno
Smanjite temperaturu (tj. direktna reakcija je egzotermna), povećajte koncentraciju polaznih supstanci ili smanjite količinu produkta reakcije ili povećajte tlak (jer se direktna reakcija odvija sa smanjenjem ukupnog volumena plinovitih tvari).
Zadatak 9 od 15

9 .

Da li su sljedeći sudovi o promjeni hemijske ravnoteže u sistemu tačni?

CO (g) + Cl 2 (g) ⇄ COCl 2 (g) + Q

A. Kada se pritisak poveća, hemijska ravnoteža se pomera prema produktu reakcije.

B. Kako temperatura opada, hemijska ravnoteža u ovom sistemu će se pomeriti ka proizvodu reakcije.

U redu
Prema Le Chatelierovom principu, sistem reaguje na spoljašnje uticaje. Dakle, možete pomaknuti ravnotežu udesno, prema proizvodu smanjiti temperaturu povećati krvni pritisak

Pogrešno
Prema Le Chatelierovom principu, sistem reaguje na spoljašnje uticaje. Dakle, možete pomaknuti ravnotežu udesno, prema proizvodu smanjiti temperaturu(tj. direktna reakcija je egzotermna), povećati koncentraciju polaznih materijala ili smanjiti količinu produkta reakcije ili povećati krvni pritisak(jer se direktna reakcija javlja sa smanjenjem ukupnog volumena plinovitih tvari). Dakle, obje presude su tačne.
Zadatak 10 od 15

10 .

U sistemu

SO 2 (g) + Cl 2 (g) ⇄ SO 2 Cl 2 (g) + Q

pomeranje hemijske ravnoteže udesno doprinosi

U redu

Pogrešno
Zadatak 11 od 15

11 .

U kom sistemu povećanje koncentracije vodonika pomera hemijsku ravnotežu ulevo?

U redu

Pogrešno
Prema Le Chatelierovom principu, kada se koncentracija neke komponente poveća, sistem će težiti da smanji njenu koncentraciju, odnosno da je potroši. U reakciji u kojoj je vodonik proizvod, povećanje njegove koncentracije pomiče kemijsku ravnotežu ulijevo, prema njegovoj potrošnji.
Zadatak 12 od 15

12 .

Kako se ukupni pritisak povećava, ravnoteža će se pomjeriti prema proizvodima u reakciji

U redu
Po Le Chatelierovom principu - e Ako se na ravnotežni sistem utiče spolja, menjajući bilo koji od faktora koji određuju položaj ravnoteže, onda će se smer procesa u sistemu koji slabi ovaj uticaj povećati -

Pogrešno
Po Le Chatelierovom principu - e Ako se na ravnotežni sistem utiče spolja, menjajući bilo koji od faktora koji određuju položaj ravnoteže, onda će se smer procesa u sistemu koji slabi ovaj uticaj povećati - kako se ukupni pritisak povećava, sistem će težiti da ga snizi, a ravnoteža će se pomjeriti prema manjoj količini plinovitih tvari. Tek u četvrtoj opciji proizvodi sadrže manje plinovitih tvari, tj. direktna reakcija se odvija sa smanjenjem volumena, tako da će povećanje ukupnog tlaka pomjeriti ravnotežu prema proizvodima u ovoj reakciji.

Stanje hemijske ravnoteže zavisi od niza faktora: temperature, pritiska, koncentracije reagujućih supstanci. Pogledajmo bliže uticaj ovih faktora.

Promjena koncentracije komponenti ravnotežnog sistema pri konstantnoj temperaturi pomjera ravnotežu, međutim vrijednost konstante ravnoteže se ne mijenja. Ako se koncentracija tvari A (ili B) poveća za reakciju, tada će se brzina proslijeđene reakcije povećati, ali se brzina obrnute reakcije u početnom trenutku neće promijeniti. Ravnoteža će biti poremećena. Tada će koncentracija polaznih tvari početi opadati, a koncentracija produkta reakcije će se povećavati, a to će se događati dok se ne uspostavi nova ravnoteža. U takvim slučajevima se kaže da se ravnoteža pomiče prema stvaranju produkta reakcije ili da se pomiče udesno.

Rezonujući na isti način, sami odredite gdje će se ravnoteža pomjeriti ako se poveća koncentracija tvari C; smanjiti koncentraciju supstance D.

Promjenom koncentracija komponenti, možete pomjeriti ravnotežu u željenom smjeru, povećavajući ili smanjujući prinos produkta reakcije; postizanje potpunije upotrebe polaznih supstanci ili, obrnuto,

Da biste izvršili drugi zadatak, zapamtite da će se direktna reakcija odvijati sve dok se ne završi jedna od komponenti A ili B. Iz jednačine reakcije je jasno da reagensi reagiraju u ekvimolarnim* količinama, a njihove koncentracije su jednake prema uvjetima problem. Posljedično, tvari A i B, ulazeći u reakciju, završit će se u isto vrijeme. Iz jednačine reakcije je takođe jasno da kada se jedan mol supstance A pretvori, nastaju dva mola supstance C i jedan mol supstance D. Dakle, do količine supstanci C i D već prisutnih u sistemu, nešto više će biti dodan. Nakon jednostavnog izračuna, dobijamo željeni rezultat:

[A] = [B] = 0 mol/l; [C] = 2 +2 = 4 mol/l; [D] = 2 +1 = 3 mol/l.

Provedite slično rezoniranje za treći zadatak, imajući na umu da tvari C i D reagiraju u omjeru 2:1, a proračun se mora izvršiti prema količini supstance koja je manjkava (identificirajte ovu supstancu). Uradite proračune i dobijete rezultat:

[A] = [B] = 1+2/2 = 2 mol/l; [C] = 0 mol/l; [D] = 2-2/2 = 1 mol/l.

Konstanta ravnoteže reakcije A + B C + D jednaka je jedinici. Početna koncentracija [A]o = 0,02 mol/l. Koliki će postotak tvari A biti podvrgnut transformaciji ako su početne koncentracije [B]o 0,02; 0,1; 0,2?

Označimo sa x ravnotežnu koncentraciju supstance A i zapišimo izraz za konstantu ravnoteže. Ravnotežna koncentracija supstance B također će biti jednaka x. Koncentracije produkta reakcije (C i D) će biti jednake jedna drugoj i jednake 0,02. (Prikažite ovo pomoću jednačine reakcije.)

Zapišimo izraz za konstantu ravnoteže.

Kravn. = (0,02 - x)(0,02 - x)/x2 = 1

Nakon što smo riješili jednačinu za x, dobili smo rezultat: x = 0,01. Shodno tome, u prvom slučaju polovina supstance A (ili 50%) je pretrpela transformaciju.

U drugom slučaju, konstanta ravnoteže će biti jednaka

Kravn. = (0,02 - x)(0,02 - x)/(0,1- (0,02 - x)) = 1

Dobijte sami ovaj izraz i nakon rješavanja jednačine provjerite dobiveni rezultat (x = 0,003). Shodno tome, (0,02 - 0,003) mola supstance A je ušlo u reakciju, što je 83,5%.

Za treći slučaj riješite sami, a isto tako riješite isti problem, označavajući sa x količinu tvari koja je reagirala.

Iz dobijenih rezultata može se izvući važan zaključak. Da bi se povećao udio supstance koja reaguje pri konstantnoj konstanti ravnoteže, potrebno je povećati količinu drugog reagensa u sistemu. Sličan problem se javlja, na primjer, kada se otpad hemijski reciklira.

Kako temperatura raste, brzina i direktne i reverzne reakcije će se povećati, ali ako je reakcija naprijed endotermna (?H > 0), tada će se brzina reakcije naprijed povećati više od brzine reverzne reakcije, i ravnoteža će se pomjeriti prema formiranju proizvoda, ili udesno. S negativnim termičkim efektom naprijed reakcije (egzotermna reakcija), brzina reverzne reakcije će se jače povećati, a ravnoteža će se pomjeriti ulijevo.

Razmotrite sami sve moguće slučajeve pomjeranja ravnoteže kako temperatura pada.

Slika 5 pokazuje da je razlika E"a - E"a jednaka?H reakcije, što znači da vrijednost konstante ravnoteže zavisi od veličine toplotnog efekta reakcije, tj. zavisi od toga da li je reakcija endo- ili egzotermna.

Konstanta ravnoteže određene reakcije na 293°K je 5 10-3, a na 1000°K je 2 10-6. Koji je znak toplotnog efekta ove reakcije?

Iz uslova zadatka slijedi da kako temperatura raste, konstanta ravnoteže opada. Koristimo izraz (22) i vidimo koji predznak mora biti DH reakcije da bi se konstanta smanjila.

Kravn. je predstavljen eksponencijalnom funkcijom, čija vrijednost opada sa opadajućim argumentom, u našem slučaju - vrijednošću izraza DH/RT. Da bi se vrijednost argumenta smanjila, vrijednost DH mora biti negativna. Stoga je dotična reakcija egzotermna.

Promjene tlaka značajno utiču na stanje sistema koji sadrže plinovite komponente. U tom slučaju, u skladu sa zakonima o plinu, volumen sistema se mijenja, a to dovodi do promjene koncentracije gasovitih materija (ili njihovih parcijalnih pritisaka). Dakle, s povećanjem tlaka, volumen će se smanjiti, a koncentracija plinovitih tvari će se povećati. Povećanje koncentracije dovodi, kao što već znamo, do pomaka u ravnoteži prema potrošnji reagensa, što je povećalo njegovu koncentraciju. U ovom slučaju, ovo se može formulirati nešto drugačije. ?Kako pritisak raste, ravnoteža se pomjera prema manjoj količini plinovitih tvari ili, jednostavnije, prema smanjenju broja molekula plinovitih tvari. Koncentracija čvrstih i tekućih tvari se ne mijenja s pritiskom.

Razmotrimo klasični primjer sinteze amonijaka iz dušika i vodika

3H2 + N2 - 2NH3 , (DN< 0).

Pošto se sistem sastoji samo od gasovitih materija, a sa stvaranjem amonijaka broj molekula se smanjuje, onda će se sa povećanjem pritiska ravnoteža pomeriti udesno, ka većem prinosu amonijaka. Zbog toga se industrijska sinteza amonijaka vrši pod povišenim pritiskom.

Predložite vlastite temperaturne uvjete za sintezu amonijaka, poznavajući toplinski učinak reakcije i podložni maksimalnom prinosu proizvoda. Kako su ovi uslovi povezani sa kinetičkim faktorima procesa?

Kako će povećanje tlaka utjecati na ravnotežu sljedećih reakcija?

inhibitor hemijske kinetike katalizatora

CaCO3(c.) - CaO(c.) + CO2(g.);

4Fe(c.) + 3O2(g.) - 2Fe2O3(c.).

U prvoj reakciji je samo ugljični dioksid CO2 plinovit, pa će se s povećanjem tlaka ravnoteža pomjeriti ulijevo, prema smanjenju količine plinovite tvari.

Razmotrite sami drugi slučaj.

Kako treba promijeniti pritisak u ovim reakcijama da bi se postigao veći prinos proizvoda?

Svi slučajevi promena stanja ravnotežnog sistema pod spoljnim uticajima mogu se generalizovati formulisanjem Le Chatelierovog principa:

Ako se na sistem u stanju ravnoteže izvrši vanjski utjecaj, tada se ravnoteža pomjera u smjeru koji slabi učinak vanjskog utjecaja.

Provjerite vrijedi li Le Chatelierov princip u svim gore navedenim slučajevima.

Dajte sebi primjere promjene ravnoteže kada se vanjski uvjeti promijene i objasnite ih na osnovu Le Chatelierovog principa.

Dakle, razmotrili smo glavna pitanja vezana za obrasce hemijskih reakcija. Poznavanje ovih obrazaca će vam omogućiti da smisleno utičete na uslove izvođenja određenih procesa kako biste dobili optimalan rezultat.

Pitanja za samokontrolu

1. Koje reakcije se nazivaju reverzibilnim?
2. Kako i zašto se stope reakcije naprijed i nazad mijenjaju tokom vremena?
3. Šta se naziva hemijska ravnoteža?
4. Koja veličina kvantitativno karakteriše hemijsku ravnotežu?
5. Od čega zavisi vrijednost konstante ravnoteže: koncentracije reaktanata; priroda reagujućih supstanci; opšti pritisak; temperatura; prisustvo katalizatora?
6. Koji su znaci karakteristični za pravu hemijsku ravnotežu?
7. Koja je razlika između lažne hemijske ravnoteže i prave ravnoteže?
8. Navedite formulaciju Le Chatelierovog principa.
9. Formulirajte posljedice iz Le Chatelierovog principa.

Zadatak

Navedite kako će to uticati na:

a) povećanje pritiska;

b) povećanje temperature;

c) povećanje koncentracije kiseonika za balansiranje sistema:

2CO (G) + O 2 (G) ↔ 2CO 2 (G) + Q

Rješenje:

a) Promena pritiska pomera ravnotežu reakcija koje uključuju gasovite supstance (d). Odredimo volumene plinovitih tvari prije i poslije reakcije pomoću stehiometrijskih koeficijenata:

Prema Le Chatelierovom principu, sa sve većim pritiskom , ravnoteža se pomera prema obrazovanjuI supstance koje zauzimaju manje o b b jedemo, stoga će se ravnoteža pomeriti udesno, tj. ka stvaranju CO 2, ka direktnoj reakciji (→) .

b) Prema Le Chatelierovom principu, kako temperatura raste, ravnoteža se mijenja prema endotermnoj reakciji (- Q ), tj. prema obrnutoj reakciji - reakciji razgradnje CO 2 (←) , jer prema zakonu održanja energije:

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

V) Sa povećanjem koncentracije kiseonika ravnoteža sistema se pomera ka proizvodnji CO2 (→) jerpovećanje koncentracije reaktanata (tečnih ili plinovitih) pomiče se prema produktima, tj. ka direktnoj reakciji.

Dodatno:

Primjer 1. Koliko puta će se promijeniti brzina reakcije naprijed i nazad u sistemu:

2 SO 2 (d) +O 2 (g) = 2SO 3 (G)

ako se zapremina gasne mešavine smanji za tri puta? U kom pravcu će se pomeriti ravnoteža sistema?

Rješenje. Označimo koncentracije reaktanata: [SO 2 ]= a , [O 2 ] = b , [ SO 3 ] = With. Prema zakonu masene brzinev direktne i reverzne reakcije prije promjene volumena:

v itd = Ka 2 b

v arr. = TO 1 With 2 .

Nakon smanjenja volumena homogenog sistema za tri puta, koncentracija svakog od reaktanata će se povećati tri puta: [SO 2 ] = 3 A , [O 2 ] = 3 b ; [ SO 3 ] = 3 With . Pri novim koncentracijama brzinev ’ naprijed i nazad reakcije:

v ’ itd = TO (3 A ) 2 (3 b ) = 27 Ka 2 b

v ’ arr. = TO 1 (3 With ) 2 = 9 TO 1 With 2

Odavde:

Posljedično, brzina reakcije naprijed porasla je za 27 puta, a brzina reverzne reakcije samo devet puta. Balans sistema se pomerio ka obrazovanjuSO 3 .

Primjer 2. Izračunajte koliko će se puta povećati brzina reakcije koja se odvija u gasnoj fazi kada se temperatura poveća sa 30 na 70 O C, ako je temperaturni koeficijent reakcije 2.

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

Dakle, brzina reakcijeν T 2 na temperaturi od 70 O Sa većom brzinom reakcijeν T 1 na temperaturi od 30 O C 16 puta.

Primjer 3. Konstanta ravnoteže homogenog sistema:

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

na 850 O C je jednako 1. Izračunajte koncentracije svih supstanci u ravnoteži ako su početne koncentracije: [CO] ref =3 mol/l, [H 2 O] ref = 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 pr = TO 1 [DREAM 2 O]

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

U iskazu problema su date početne koncentracije, au izrazuTO R uključuje samo ravnotežne koncentracije svih supstanci u sistemu. Pretpostavimo da je do trenutka ravnotežne koncentracije [CO 2 ] R = X mol/l. Prema jednačini sistema, broj molova vodonika koji se formira takođe će bitiX mol/l. Isti broj mladeža (X mol/l) CO i H 2 O se troši za obrazovanjeX krtice CO 2 i N 2 . Dakle, ravnotežne koncentracije sve četiri supstance su:

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

[CO] R = (3 – X ) mol/l;

[H 2 O] R = (2 – X ) mol/l.

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

Dakle, željene ravnotežne koncentracije su:

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

[H 2 ] R = 1,2 mol/l;

[CO] R = 3 – 1,2 = 1,8 mol/l;

[H 2 O] R = 2 – 1,2 = 0,8 mol/l.

Primjer 4. Na određenoj temperaturi, ravnotežne koncentracije u sistemu

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g) bile su: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Odrediti konstantu ravnoteže na ovoj temperaturi i početne koncentracije CO i O 2 ako početna smjesa nije sadržavala CO 2.

Rješenje:

1). Pošto su ravnotežne koncentracije date u opisu problema, konstanta ravnoteže je jednaka 2:

2). Ako početna smjesa nije sadržavala CO 2, tada je u trenutku kemijske ravnoteže u sistemu nastalo 0,16 mol CO 2 .

Prema UHR-u:

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g)

Za formiranje 0,16 mol CO 2 potrebno je:

υ reagovao (CO) = υ (CO 2) = 0,16 mol

υ reagovao (O 2) = 1/2υ (CO 2) = 0,08 mol

dakle,

υ početni = υ reagovao + υ ravnoteža

υ početni (CO) = 0,16 +0,2 = 0,36 mol

υ početni (O 2) = 0,08 +0,32 = 0,4 mol

Supstanca			CO2
Od originala	0,36
C je reagovao	0,16	0,08	0,16
C ekvilibrijum		0,32	0,16

Primjer 5.Odrediti ravnotežnu koncentraciju HI u sistemu

H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g) ,

ako je na određenoj temperaturi konstanta ravnoteže 4, a početne koncentracije H 2, I 2 i HI su 1, 2 i 0 mol/l.

Rješenje. Neka se x mol/l formira u nekom trenutku HI

Supstanca	H 2	I 2
iz izvora , mol/l
sa pro-reagom. , mol/l	x/2	x/2
c jednako , mol/l	1-x/2	PCl 5 (g) = RS l 3 (d) + WITH l 2(G); Δ N= + 92,59 kJ. Kako promijeniti: a) temperaturu; b) pritisak; c) koncentracija za pomicanje ravnoteže prema direktnoj reakciji - razgradnjiPCl 5 ? Rješenje. Pomak ili pomak u kemijskoj ravnoteži je promjena u ravnotežnim koncentracijama reagujućih supstanci kao rezultat promjene jednog od uvjeta reakcije. Smjer u kojem se ravnoteža pomjerila određen je Le Chatelierovim principom: a) budući da je reakcija raspadanjaPCl 5 endotermni (Δ N > 0) tada je za pomeranje ravnoteže prema direktnoj reakciji potrebno povećati temperaturu; b) pošto u ovom sistemu dolazi do razlaganja PCl 5 dovodi do povećanja volumena (od jedne molekule plina nastaju dvije plinovite molekule), tada je za pomicanje ravnoteže prema direktnoj reakciji potrebno smanjiti pritisak; c) pomak u ravnoteži u naznačenom pravcu može se postići povećanjem koncentracije RSl 5 , i smanjenje koncentracije PCl 3 ili Cl 2 .

Stanje u kojem su brzine naprijed i obrnute reakcije jednake naziva se kemijska ravnoteža. Jednačina za reverzibilnu reakciju u opštem obliku:

Brzina reakcije naprijed v 1 =k 1 [A] m [B] n, brzina obrnute reakcije v 2 =k 2 [C] p [D] q, gdje su u uglastim zagradama ravnotežne koncentracije. Po definiciji, u hemijskoj ravnoteži v 1 =v 2, odakle

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

gdje je Kc konstanta kemijske ravnoteže, izražena u molarnim koncentracijama. Dati matematički izraz često se naziva zakon djelovanja mase za reverzibilnu kemijsku reakciju: omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija produkta reakcije i proizvoda ravnotežnih koncentracija polaznih supstanci.

Položaj hemijske ravnoteže zavisi od sledećih parametara reakcije: temperature, pritiska i koncentracije. Uticaj koji ovi faktori imaju na hemijsku reakciju podložan je obrascu koji je generalno izrazio francuski naučnik Le Chatelier 1884. godine. Moderna formulacija Le Chatelierovog principa je sljedeća:

Ako se na sistem u stanju ravnoteže izvrši vanjski utjecaj, sistem će prijeći u drugo stanje na način da smanji učinak vanjskog utjecaja.

Faktori koji utiču na hemijsku ravnotežu.

1. Utjecaj temperature. U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom procesu.

Kako temperatura raste, kemijska se ravnoteža pomiče u smjeru endotermne reakcije, a kako temperatura opada, u smjeru egzotermne reakcije.

2. Utjecaj pritiska. U svim reakcijama koje uključuju gasovite supstance, praćene promenom zapremine usled promene količine supstance tokom prelaska sa polaznih supstanci na produkte, na položaj ravnoteže utiče pritisak u sistemu.
Utjecaj pritiska na ravnotežni položaj podliježe sljedećim pravilima:

Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče prema stvaranju tvari (početne ili produkta) manjeg volumena.

3. Učinak koncentracije. Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže podliježe sljedećim pravilima:

Kada se koncentracija jedne od polaznih supstanci poveća, ravnoteža se pomiče prema stvaranju produkta reakcije;
Kada se koncentracija jednog od produkta reakcije poveća, ravnoteža se pomiče prema stvaranju polaznih tvari.

Pitanja za samokontrolu:

1. Kolika je brzina hemijske reakcije i od kojih faktora zavisi? Od kojih faktora zavisi konstanta stope?

2. Napravite jednadžbu za brzinu reakcije stvaranja vode iz vodonika i kisika i pokažite kako se brzina mijenja ako se koncentracija vodonika poveća tri puta.

3. Kako se brzina reakcije mijenja tokom vremena? Koje reakcije se nazivaju reverzibilnim? Šta karakteriše stanje hemijske ravnoteže? Šta se zove konstanta ravnoteže, od kojih faktora zavisi?

4. Koji spoljni uticaji mogu poremetiti hemijsku ravnotežu? U kom smjeru će se ravnoteža miješati kada se temperatura promijeni? Pritisak?

5. Kako se reverzibilna reakcija može pomaknuti u određenom smjeru i završiti?

Predavanje br. 12 (problematično)

Rješenja

Cilj: Dajte kvalitativne zaključke o rastvorljivosti supstanci i kvantitativnu ocjenu rastvorljivosti.

Ključne riječi: Otopine – homogene i heterogene, prave i koloidne; rastvorljivost supstanci; koncentracija rastvora; otopine neelektroila; Raoultovi i van't Hoffovi zakoni.

Plan.

1. Klasifikacija rješenja.

2. Koncentracija rastvora.

3. Otopine neelektrolita. Raoultovi zakoni.

Klasifikacija rješenja

Rešenja su homogeni (jednofazni) sistemi promenljivog sastava, koji se sastoje od dve ili više supstanci (komponenti).

Prema prirodi svog agregatnog stanja, rastvori mogu biti gasoviti, tečni i čvrsti. Obično se komponenta koja je, pod datim uslovima, u istom stanju agregacije kao i rezultujuća otopina smatra rastvaračem, dok se preostale komponente otopine smatraju otopljenim tvarima. U slučaju istog agregatnog stanja komponenti, otapalo se smatra komponentom koja dominira u rastvoru.

U zavisnosti od veličine čestica, rastvori se dele na prave i koloidne. U pravim otopinama (često se nazivaju jednostavno otopinama), otopljena supstanca je raspršena na atomskom ili molekularnom nivou, čestice otopljene tvari nisu vidljive ni vizualno ni pod mikroskopom i slobodno se kreću u okruženju rastvarača. Prava rješenja su termodinamički stabilni sistemi koji su neograničeno stabilni u vremenu.

Pokretačke sile za formiranje rješenja su faktori entropije i entalpije. Kada su plinovi otopljeni u tekućini, entropija uvijek opada ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Što je jača interakcija između otopljene tvari i otapala, veća je uloga faktora entalpije u formiranju otopina. Predznak promjene entalpije rastvaranja određen je predznakom zbira svih termičkih efekata procesa koji prate otapanje, čemu glavni doprinos daje destrukcija kristalne rešetke u slobodne ione (ΔH > 0) i interakcija nastalih jona sa molekulima rastvarača (soltivacija, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно нерастворимых веществ нет) всегда ΔG = ΔH – T·ΔS < 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для жидких растворов (расплавов) процесс растворения идет самопроизвольно (ΔG < 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Koncentracija zasićenog rastvora određena je rastvorljivošću supstance na datoj temperaturi. Otopine s nižim koncentracijama nazivaju se nezasićenim.

Rastvorljivost različitih supstanci uveliko varira i zavisi od njihove prirode, interakcije čestica rastvorenih materija među sobom i sa molekulima rastvarača, kao i od spoljašnjih uslova (pritisak, temperatura, itd.)

U hemijskoj praksi najvažnija rješenja su ona pripremljena na bazi tečnog rastvarača. Tečne mješavine u hemiji jednostavno se nazivaju otopinama. Najrasprostranjenije neorgansko otapalo je voda. Otopine s drugim rastvaračima nazivaju se nevodenim.

Rješenja su od izuzetno velike praktične važnosti, u njima se odvijaju mnoge kemijske reakcije, uključujući i one u osnovi metabolizma u živim organizmima.

Koncentracija rastvora

Važna karakteristika rastvora je njihova koncentracija, koja izražava relativnu količinu komponenti u rastvoru. Postoje masene i zapreminske koncentracije, dimenzionalne i bezdimenzionalne.

TO bezdimenzionalni koncentracije (udjeli) uključuju sljedeće koncentracije:

Maseni udio otopljene tvari W(B) izraženo kao dio jedinice ili kao postotak:

gdje su m(B) i m(A) masa otopljene tvari B i masa rastvarača A.

Zapreminski udio otopljene tvari σ(B) izražava se u udjelima jedinice ili zapreminskim procentima:

gdje je Vi zapremina komponente rastvora, V(B) je zapremina rastvorene supstance B. Zapreminski procenti se nazivaju stepeni *).

*) Ponekad se volumna koncentracija izražava u dijelovima promila (ppm, ‰) ili u dijelovima na milijun (ppm), ppm.

Molni udio otopljene supstance χ(B) izražava se relacijom

Zbir molnih udjela k komponenti rastvora χ i jednak je jedinici

TO dimenzionalni koncentracije uključuju sljedeće koncentracije:

Molalnost otopljene supstance C m (B) određena je količinom supstance n(B) u 1 kg (1000 g) rastvarača, dimenzija je mol/kg.

Molarna koncentracija supstance B u rastvoru C(B) – sadržaj količine rastvorene supstance B po jedinici zapremine rastvora, mol/m3, ili češće mol/litar:

gdje je μ(B) molarna masa B, V je zapremina otopine.

Molarna koncentracija ekvivalenata supstance B C E (B) (normalnost - zastarjelo) određuje se brojem ekvivalenata otopljene tvari po jedinici volumena otopine, mol/litar:

gdje je n E (B) količina ekvivalenata tvari, μ E je molarna masa ekvivalenta.

Titar rastvora supstance B( T B) određuje se masom otopljene tvari u g koja se nalazi u 1 ml otopine:

G/ml ili g/ml.

Masene koncentracije (maseni udio, postotak, molal) ne ovise o temperaturi; volumetrijske koncentracije odnose se na određenu temperaturu.

Sve supstance su sposobne da se rastvore u jednom ili drugom stepenu i karakteriše ih rastvorljivost. Neke supstance su neograničeno rastvorljive jedna u drugoj (voda-aceton, benzen-toluen, tečni natrijum-kalijum). Većina jedinjenja je slabo rastvorljiva (voda-benzen, voda-butil alkohol, vodena kuhinjska so), a mnoga su slabo rastvorljiva ili praktično nerastvorljiva (voda-BaSO 4, voda-benzin).

Rastvorljivost supstance pod datim uslovima je njena koncentracija u zasićenom rastvoru. U takvom rastvoru se postiže ravnoteža između otopljene supstance i rastvora. U nedostatku ravnoteže, otopina ostaje stabilna ako je koncentracija otopljene tvari manja od njene topljivosti (nezasićena otopina), ili nestabilna ako otopina sadrži otopljenu tvar veću od svoje topljivosti (prezasićena otopina).

Pritisak ne utiče na stanje hemijske ravnoteže. Hemijska ravnoteža i stvaranje uslova za njeno pomeranje. Hemijska ravnoteža. opšte karakteristike

1 .

2 .

3 .

4 .

5 .

6 .

7 .

8 .

9 .

10 .

11 .

12 .