За изместване на равновесието надясно в химическа реакция. Обратими и необратими реакции

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

Ако е възможна обратна реакция, химичните реакции се разделят на обратими и необратими.

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

Необратими реакции са реакции, чиито продукти не могат да взаимодействат помежду си при определени условия.

Повече подробности за класификация на химичните реакцииможе да се чете.

Вероятността за взаимодействие на продукта зависи от условията на процеса.

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

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Газът въглероден диоксид ще се освободи и ще се изпари от реакционната зона. Следователно тази реакция ще бъде необратимпри тези условия. Ако вземем предвид затворена система , което не могаобменят вещество с околната среда (например затворена кутия, в която протича реакцията), тогава въглеродният диоксид няма да може да излезе от реакционната зона и ще взаимодейства с вода и натриев карбонат, тогава реакцията ще бъде обратима при тези условия:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Нека помислим обратими реакции. Нека обратимата реакция протича по схемата:

aA + bB = cC + dD

Скоростта на правата реакция според закона за действието на масите се определя от израза: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b, скоростта на обратната реакция: v 2 =k 2 ·C С с ·C D d . Ако в началния момент на реакцията в системата няма вещества C и D, тогава частиците A и B се сблъскват и взаимодействат главно и протича предимно директна реакция. Постепенно концентрацията на частици C и D също ще започне да се увеличава, следователно скоростта на обратната реакция ще се увеличи. В някакъв момент скоростта на правата реакция ще бъде равна на скоростта на обратната реакция. Това състояние се нарича химично равновесие .

по този начин химично равновесие е състояние на системата, в което скоростите на правата и обратната реакция са равни .

защото скоростите на правата и обратната реакция са равни, скоростта на образуване на вещества е равна на скоростта на тяхното потребление, а токът концентрациите на веществата не се променят . Такива концентрации се наричат равновесие .

Моля, имайте предвид, че при равновесие има както директни, така и обратни реакции, тоест реагентите взаимодействат помежду си, но продуктите също взаимодействат с еднаква скорост. В същото време външни фактори могат да повлияят измествамхимично равновесие в една или друга посока. Следователно химичното равновесие се нарича подвижно или динамично.

Изследванията в областта на подвижното равновесие започват през 19 век. Трудовете на Анри Льо Шателие поставят основите на теорията, която по-късно е обобщена от учения Карл Браун. Принципът на подвижното равновесие или принципът на Le Chatelier-Brown гласи:

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

С други думи: когато има външно влияние върху системата, равновесието ще се измести така, че да компенсира това външно влияние.

Този принцип, който е много важен, работи за всякакви равновесни явления (не само химични реакции). Сега обаче ще го разгледаме във връзка с химичните взаимодействия. При химичните реакции външните въздействия водят до промени в равновесните концентрации на веществата.

Химичните реакции в равновесие могат да бъдат повлияни от три основни фактора - температура, налягане и концентрации на реагенти или продукти.

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

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

Обърнете внимание! Системи, в които броят на молекулите на реагентните газове и продуктите е еднакъв, не се влияят от налягане! Освен това промените в налягането практически нямат ефект върху равновесието в разтворите, т.е. при реакции, при които няма газове.

3. Освен това равновесието в химичните системи се влияе от промени концентрацииреагенти и продукти. Тъй като концентрацията на реагентите се увеличава, системата се опитва да ги използва и увеличава скоростта на предната реакция. Тъй като концентрацията на реагентите намалява, системата се опитва да ги произведе и скоростта на обратната реакция се увеличава. С увеличаването на концентрацията на продуктите системата също се опитва да ги консумира и увеличава скоростта на обратната реакция. Когато концентрацията на продуктите намалява, химическата система увеличава скоростта на тяхното образуване, т.е. скорост на реакция напред.

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

например, в реакцията на синтез на амоняк:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q

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

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

Ако една система е в състояние на равновесие, тогава тя ще остане в него, докато външните условия остават постоянни. Ако условията се променят, системата ще излезе от равновесие - скоростите на правия и обратния процес ще се променят неравномерно - ще настъпи реакция. Най-важните са случаите на дисбаланс поради промени в концентрацията на някое от веществата, участващи в равновесието, налягането или температурата.

Нека разгледаме всеки от тези случаи.

Нарушаване на равновесието поради промяна в концентрацията на някое от веществата, участващи в реакцията. Нека водородът, йодоводородът и йодните пари са в равновесие помежду си при определена температура и налягане. Нека въведем допълнително количество водород в системата. Съгласно закона за масовото действие, увеличаването на концентрацията на водород ще доведе до увеличаване на скоростта на предната реакция - реакцията на синтез на HI, докато скоростта на обратната реакция няма да се промени. Сега реакцията ще протича по-бързо в посока напред, отколкото в обратна посока. В резултат на това концентрациите на водородни и йодни пари ще намалеят, което ще забави правата реакция, а концентрацията на HI ще се увеличи, което ще ускори обратната реакция. След известно време скоростите на правата и обратната реакция отново ще се изравнят и ще се установи ново равновесие. Но в същото време концентрацията на HI сега ще бъде по-висока, отколкото беше преди добавянето, и концентрацията ще бъде по-ниска.

Процесът на промяна на концентрациите, причинен от дисбаланс, се нарича изместване или изместване на равновесието. Ако в същото време има увеличение на концентрациите на веществата от дясната страна на уравнението (и, разбира се, в същото време намаляване на концентрациите на веществата отляво), тогава те казват, че равновесието се измества вдясно, т.е. по посока на директната реакция; когато концентрациите се изменят в обратна посока, говорят за изместване на равновесието наляво - по посока на обратната реакция. В разглеждания пример равновесието се е изместило надясно. В същото време веществото, чието повишаване на концентрацията предизвиква дисбаланс, влиза в реакция - концентрацията му намалява.

По този начин, с увеличаване на концентрацията на някое от веществата, участващи в равновесието, равновесието се измества към потреблението на това вещество; Когато концентрацията на което и да е вещество намалява, равновесието се измества към образуването на това вещество.

Нарушаване на равновесието поради промени в налягането (чрез намаляване или увеличаване на обема на системата). Когато газовете участват в реакция, равновесието може да се наруши, когато обемът на системата се промени.

Помислете за ефекта на налягането върху реакцията между азотен оксид и кислород:

Нека смес от газове е в химическо равновесие при определена температура и налягане. Без да променяме температурата, увеличаваме налягането, така че обемът на системата да намалява 2 пъти. В първия момент парциалните налягания и концентрациите на всички газове ще се удвоят, но същевременно ще се промени съотношението между скоростта на правата и обратната реакция - ще се наруши равновесието.

Всъщност, преди налягането да се повиши, газовите концентрации имаха равновесни стойности и , а скоростите на правата и обратната реакция бяха еднакви и се определяха от уравненията:

В първия момент след компресията газовите концентрации ще се удвоят спрямо първоначалните си стойности и ще бъдат равни съответно на , и . В този случай скоростите на правата и обратната реакция ще се определят от уравненията:

Така, в резултат на увеличаване на налягането, скоростта на правата реакция се увеличи 8 пъти, а на обратната реакция само 4 пъти. Равновесието в системата ще бъде нарушено - правата реакция ще преобладава над обратната. След като скоростите се изравнят, равновесието ще се установи отново, но количеството в системата ще се увеличи и равновесието ще се измести надясно.

Лесно се вижда, че неравномерното изменение на скоростите на правата и обратната реакция се дължи на факта, че в лявата и дясната част на уравнението на разглежданата реакция броят на газовите молекули е различен: една молекула кислород и две молекули азотен оксид (общо три газови молекули) се превръщат в две газови молекули - азотен диоксид. Налягането на газ е резултат от удрянето на неговите молекули в стените на контейнера; при равни други условия, колкото по-голям е броят на молекулите, съдържащи се в даден обем газ, толкова по-високо е налягането на газа. Следователно реакция, протичаща с увеличаване на броя на газовите молекули, води до повишаване на налягането, а реакция, протичаща с намаляване на броя на газовите молекули, води до намаляване на налягането.

Като се има предвид това, заключението за ефекта на налягането върху химичното равновесие може да се формулира, както следва:

Когато налягането се увеличава чрез компресиране на системата, равновесието се измества към намаляване на броя на газовите молекули, т.е. към намаляване на налягането, равновесието се измества към увеличаване на броя на газовите молекули, т.е. повишаване на налягането.

В случай, че реакцията протича без промяна на броя на газовите молекули, равновесието не се нарушава при компресия или разширяване на системата. Например в системата

равновесието не се нарушава при промяна на обема; изходът HI не зависи от налягането.

Нарушаване на равновесието поради температурни промени. Равновесието на по-голямата част от химичните реакции се измества с температурни промени. Факторът, който определя посоката на изместване на равновесието, е знакът на топлинния ефект на реакцията. Може да се покаже, че при повишаване на температурата равновесието се измества в посока на ендотермичната реакция, а при понижаване - в посока на екзотермична реакция.

По този начин синтезът на амоняк е екзотермична реакция

Следователно, когато температурата се повиши, равновесието в системата се измества наляво - към разлагането на амоняка, тъй като този процес протича с абсорбцията на топлина.

Обратно, синтезът на азотен оксид (II) е ендотермична реакция:

Следователно с повишаване на температурата равновесието в системата се измества надясно - към образуването.

Моделите, които се появяват в разглежданите примери за нарушения на химичното равновесие, са частни случаи на общия принцип, който определя влиянието на различни фактори върху равновесните системи. Този принцип, известен като принцип на Льо Шателие, когато се прилага към химически равновесия, може да се формулира, както следва:

Ако се окаже въздействие върху система, която е в равновесие, тогава в резултат на протичащите в нея процеси равновесието ще се измести в такава посока, че въздействието ще намалее.

Наистина, когато едно от веществата, участващи в реакцията, се въведе в системата, равновесието се измества към потреблението на това вещество. „Когато налягането се увеличава, то се измества така, че налягането в системата намалява; когато температурата се повишава, равновесието се измества към ендотермичната реакция - температурата в системата пада.

Принципът на Льо Шателие се прилага не само за химически, но и за различни физикохимични равновесия. Промяна в равновесието, когато условията на процеси като кипене, кристализация и разтваряне се променят в съответствие с принципа на Le Chatelier.

9. Скорост на химичната реакция. Химично равновесие

9.2. Химично равновесие и неговото изместване

Повечето химични реакции са обратими, т.е. едновременно протичат както в посока на образуване на продуктите, така и в посока на тяхното разлагане (отляво надясно и отдясно наляво).

Примери за реакционни уравнения за обратими процеси:

N 2 + 3H 2 ⇄ t °, p, cat 2NH 3

2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , cat 2SO 3

H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI

Обратимите реакции се характеризират със специално състояние, наречено състояние на химично равновесие.

Химично равновесие- това е състояние на системата, при което скоростите на правата и обратната реакция се изравняват. При движение към химично равновесие скоростта на правата реакция и концентрацията на реагентите намаляват, докато обратната реакция и концентрацията на продуктите се увеличават.

В състояние на химично равновесие за единица време се образува толкова продукт, колкото се разлага. В резултат на това концентрациите на вещества в състояние на химично равновесие не се променят с времето. Това обаче изобщо не означава, че равновесните концентрации или маси (обеми) на всички вещества са непременно равни една на друга (виж фиг. 9.8 и 9.9). Химичното равновесие е динамично (подвижно) равновесие, което може да реагира на външни влияния.

Преминаването на равновесна система от едно равновесно състояние в друго се нарича изместване или промяна в равновесието. На практика те говорят за изместване на равновесието към продуктите на реакцията (вдясно) или към изходните вещества (вляво); правата реакция е тази, която се случва отляво надясно, а обратната реакция се случва отдясно наляво. Състоянието на равновесие е показано с две противоположно насочени стрелки: ⇄.

Принципът на изместване на равновесиетое формулиран от френския учен Льо Шателие (1884 г.): външно влияние върху система, която е в равновесие, води до изместване на това равновесие в посока, която отслабва ефекта на външното влияние

Нека формулираме основните правила за изместване на равновесието.

Ефект на концентрацията: когато концентрацията на дадено вещество се увеличава, равновесието се измества към неговото потребление, а когато намалява - към образуването му.

Например, с увеличаване на концентрацията на Н 2 в обратима реакция

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)

скоростта на предната реакция, в зависимост от концентрацията на водород, ще се увеличи. В резултат на това балансът ще се измести надясно. Тъй като концентрацията на Н2 намалява, скоростта на предната реакция ще намалее, в резултат на това равновесието на процеса ще се измести наляво.

Ефект на температурата: Когато температурата се повиши, равновесието се измества към ендотермичната реакция, а когато температурата се понижи, се измества към екзотермичната реакция.

Важно е да запомните, че с повишаване на температурата скоростта на екзо- и ендотермичните реакции се увеличава, но ендотермичната реакция се увеличава повече пъти, за което E a винаги е по-голяма. С понижаване на температурата скоростта на двете реакции намалява, но отново с по-голям брой пъти - ендотермична. Удобно е това да се илюстрира с диаграма, в която стойността на скоростта е пропорционална на дължината на стрелките, а равновесието се измества в посоката на по-дългата стрелка.

Ефект на натиска: Промяната в налягането засяга състоянието на равновесие само когато в реакцията участват газове и дори когато газообразното вещество е само от едната страна на химичното уравнение. Примери за реакционни уравнения:

• налягането влияе върху изместването на равновесието:

3H 2 (g) + N 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g),

CaO (tv) + CO 2 (g) ⇄ CaCO 3 (tv);

• налягането не влияе на изместването на равновесието:

Cu (tv) + S (tv) = CuS (tv),

NaOH (разтвор) + HCl (разтвор) = NaCl (разтвор) + H 2 O (l).

При намаляване на налягането равновесието се измества към образуване на по-голямо химично количество газообразни вещества, а при повишаване - към образуване на по-малко химично количество газообразни вещества. Ако химическите количества газове в двете страни на уравнението са еднакви, тогава налягането не влияе на състоянието на химичното равновесие:

Н2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl (g).

Това е лесно за разбиране, като се има предвид, че ефектът от промяната в налягането е подобен на ефекта от промяната в концентрацията: с увеличаване на налягането n пъти концентрацията на всички вещества в равновесие се увеличава с една и съща сума (и обратното ).

Ефект на обема на реакционната система: промяната в обема на реакционната система е свързана с промяна в налягането и засяга само равновесното състояние на реакциите, включващи газообразни вещества. Намаляването на обема означава увеличаване на налягането и измества равновесието към образуването на по-малко химически газове. Увеличаването на обема на системата води до намаляване на налягането и изместване на равновесието към образуването на по-голямо химично количество газообразни вещества.

Въвеждането на катализатор в равновесна система или промяна в нейната природа не измества равновесието (не увеличава добива на продукта), тъй като катализаторът ускорява както предните, така и обратните реакции в еднаква степен. Това се дължи на факта, че катализаторът еднакво намалява енергията на активиране на предните и обратните процеси. Тогава защо използват катализатор в обратими процеси? Факт е, че използването на катализатор в обратими процеси насърчава бързото настъпване на равновесие и това повишава ефективността на промишленото производство.

Конкретни примери за влиянието на различни фактори върху изместването на равновесието са дадени в табл. 9.1 за реакцията на синтез на амоняк, която протича с отделянето на топлина. С други думи, правата реакция е екзотермична, а обратната реакция е ендотермична.

Таблица 9.1

Влиянието на различни фактори върху изместването на равновесието на реакцията на синтез на амоняк

Пример 9.3.

В състояние на процесно равновесие

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

концентрациите на веществата (mol/dm 3) SO 2, O 2 и SO 3 са съответно 0,6, 0,4 и 0,2. Намерете началните концентрации на SO 2 и O 2 (началната концентрация на SO 3 е нула).

Решение. Следователно по време на реакцията се изразходват SO 2 и O 2

c out (SO 2) = c равно (SO 2) + c out (SO 2),

c out (O 2) = c равно (O 2) + c out (O 2).

Стойността на изразходваното c се намира с помощта на c (SO 3):

c out (SO 2) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (mol/dm 3).

y = 0,1 mol/dm3.

c out (O 2) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (mol/dm 3).

Отговор: 0,8 mol/dm 3 SO 2; 0,5 mol/dm 3 O 2.

При изпълнение на изпитни задачи често се бърка влиянието на различни фактори, от една страна, върху скоростта на реакцията, а от друга, върху изместването на химичното равновесие.

За обратим процес

с повишаване на температурата скоростта както на правата, така и на обратната реакция се увеличава; при понижаване на температурата скоростта както на правата, така и на обратната реакция намалява;

с увеличаване на налягането се увеличава скоростта на всички реакции, протичащи с участието на газове, както директни, така и обратни. С намаляването на налягането скоростта на всички реакции, протичащи с участието на газове, както директни, така и обратни, намалява;

въвеждането на катализатор в системата или замяната му с друг катализатор не измества равновесието.

Пример 9.4.

Възниква обратим процес, описан с уравнението

N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g) + Q

Помислете кои фактори: 1) увеличават скоростта на синтез на реакцията на амоняк; 2) преместете баланса надясно:

а) понижаване на температурата;

б) повишаване на налягането;

в) намаляване на концентрацията на NH3;

г) използване на катализатор;

д) повишаване на концентрацията на N 2 .

Решение. Фактори b), d) и e) увеличават скоростта на реакцията на синтез на амоняк (както и повишаване на температурата, увеличаване на концентрацията на Н2); изместете баланса надясно - а), б), в), д).

Отговор: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.

Пример 9.5.

По-долу е енергийната диаграма на обратима реакция

Избройте всички верни твърдения:

а) обратната реакция протича по-бързо от правата реакция;

б) с повишаване на температурата скоростта на обратната реакция нараства повече от тази на директната реакция;

в) протича директна реакция с поглъщане на топлина;

г) температурният коефициент γ е по-голям за обратната реакция.

Решение.

а) Твърдението е правилно, тъй като E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) е по-малко от E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).

б) Твърдението е невярно; скоростта на директната реакция, за която E a е по-голяма, нараства с по-голям брой пъти.

в) Твърдението е вярно, Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).

г) Твърдението е неправилно, γ е по-голямо за директна реакция, в който случай E a е по-голямо. Отговор: а), в).

Основна статия:

Фактори, влияещи върху химичното равновесие:

1) температура

С повишаването на температурата химичното равновесие се измества към ендотермичната (абсорбционна) реакция, а когато се понижи, към екзотермичната (отделяща) реакция.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

Н 2 +3Н 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) налягане

При увеличаване на налягането химичното равновесие се измества към по-малък обем вещества, а при намаляване на налягането към по-голям обем. Този принцип важи само за газове, т.е. Ако в реакцията участват твърди вещества, те не се вземат предвид.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1 mol=1 mol+1 mol

3) концентрация на изходните вещества и реакционните продукти

С увеличаване на концентрацията на едно от изходните вещества химичното равновесие се измества към реакционните продукти, а с увеличаване на концентрацията на реакционните продукти към изходните вещества.

С 2 +20 2 =2SO 2 [S], [O] →, ←

Катализаторите не влияят на изместването на химичното равновесие!

Основни количествени характеристики на химичното равновесие: константа на химичното равновесие, степен на превръщане, степен на дисоциация, равновесен добив. Обяснете значението на тези количества, като използвате примера на специфични химични реакции.

В химическата термодинамика законът за действието на масите свързва равновесните активности на изходните вещества и продуктите на реакцията според връзката:

Активност на веществата. Вместо активност могат да се използват концентрация (за реакция в идеален разтвор), парциални налягания (реакция в смес от идеални газове), фугитивност (реакция в смес от реални газове);

Стехиометричен коефициент (отрицателен за изходни вещества, положителен за продукти);

Константа на химичното равновесие. Долният индекс "а" тук означава използването на стойността на активността във формулата.

Ефективността на реакцията обикновено се оценява чрез изчисляване на добива на реакционния продукт (раздел 5.11). В същото време ефективността на реакцията може да бъде оценена и чрез определяне каква част от най-важното (обикновено най-скъпото) вещество се е превърнала в целевия реакционен продукт, например каква част от SO 2 се е превърнала в SO 3 по време на производство на сярна киселина, т.е степен на преобразуванеоригинално вещество.

Нека кратка диаграма на протичащата реакция

Тогава степента на превръщане на вещество А в вещество В (А) се определя от следното уравнение

Къде п proreact (A) – количеството вещество от реагент A, което реагира, за да образува продукт B, и ппървоначално (А) – първоначално количество реагент А.

Естествено, степента на трансформация може да се изрази не само чрез количеството вещество, но и чрез всякакви пропорционални на него количества: брой молекули (формулни единици), маса, обем.

Ако реагент А се приема в недостиг и загубата на продукт В може да се пренебрегне, тогава степента на превръщане на реагент А обикновено е равна на добива на продукт В

Изключение правят реакциите, при които изходното вещество очевидно се изразходва за образуване на няколко продукта. Така, например, в реакцията

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

хлор (реагент) се превръща еднакво в калиев хлорид и калиев хипохлорит. При тази реакция, дори при 100% добив на KClO, степента на превръщане на хлора в него е 50%.

Количеството, което знаете - степента на протолиза (раздел 12.4) - е специален случай на степента на преобразуване:

В рамките на TED се наричат ​​подобни количества степен на дисоциациякиселини или основи (означени също като степен на протолиза). Степента на дисоциация е свързана с константата на дисоциация съгласно закона за разреждане на Оствалд.

В рамките на същата теория хидролизното равновесие се характеризира с степен на хидролиза (ч), и се използват следните изрази, които го свързват с първоначалната концентрация на веществото ( с) и константи на дисоциация на слаби киселини (K HA) и слаби основи, образувани по време на хидролиза ( КМЗ):

Първият израз е валиден за хидролизата на сол на слаба киселина, вторият - соли на слаба основа, а третият - соли на слаба киселина и слаба основа. Всички тези изрази могат да се използват само за разредени разтвори със степен на хидролиза не повече от 0,05 (5%).

Обикновено равновесният добив се определя от известна равновесна константа, с която във всеки конкретен случай е свързан с определено съотношение.

Добивът на продукта може да се промени чрез изместване на равновесието на реакцията при обратими процеси, под влиянието на фактори като температура, налягане, концентрация.

В съответствие с принципа на Le Chatelier, равновесната степен на превръщане се увеличава с увеличаване на налягането по време на прости реакции, а в други случаи обемът на реакционната смес не се променя и добивът на продукта не зависи от налягането.

Ефектът на температурата върху равновесния добив, както и върху константата на равновесието, се определя от знака на топлинния ефект на реакцията.

За по-пълна оценка на обратимите процеси се използва т. нар. добив от теоретичния (добив от равновесието), равен на съотношението на действително получения продукт към количеството, което би се получило в състояние на равновесие.

ТЕРМИЧНА ДИСОЦИАЦИЯ химикал

реакция на обратимо разлагане на вещество, причинено от повишаване на температурата.

С и т.н., от едно вещество се образуват няколко (2H2H+ OCaO + CO) или едно по-просто вещество

Равновесието и т.н. се установява съгласно закона за действието на масите. то

може да се характеризира или чрез равновесна константа, или чрез степента на дисоциация

(отношението на броя на разпадналите се молекули към общия брой на молекулите). IN

В повечето случаи и т.н. е придружено от абсорбиране на топлина (увеличаване

енталпия

DN>0); следователно в съответствие с принципа Le Chatelier-Brown

нагряването го засилва, определя се степента на изместване и т.н. с температурата

абсолютна стойност на DN. Налягането пречи на т.н., колкото по-силно, толкова по-голямо

промяна (увеличаване) на броя на моловете (Di) на газообразните вещества

степента на дисоциация не зависи от налягането. Ако твърдите вещества не са

образуват твърди разтвори и не са в силно диспергирано състояние,

тогава налягането и т.н. се определя еднозначно от температурата. За прилагане на Т.

г. твърди вещества (оксиди, кристални хидрати и др.)

важно е да знаете

температура, при която налягането на дисоциация става равно на външното (по-специално,

атмосферно) налягане. Тъй като освободеният газ може да преодолее

налягане на околната среда, след това при достигане на тази температура процесът на разлагане

веднага се засилва.

Зависимост на степента на дисоциация от температурата: степента на дисоциация се увеличава с повишаване на температурата (повишаването на температурата води до увеличаване на кинетичната енергия на разтворените частици, което насърчава разпадането на молекулите в йони)

Степента на превръщане на изходните вещества и равновесния добив на продукта. Методи за изчисляването им при дадена температура.

Какви данни са необходими за това? Дайте схема за изчисляване на някоя от тези количествени характеристики на химичното равновесие, като използвате произволен пример. Зависимостта на степента на превръщане от времето на реакцията се определя от промяната на концентрацията на реагента във времето. В началния момент от време, когато нищо не е трансформирано, степента на трансформация е нула. След това, когато реагентът се преобразува, степента на преобразуване се увеличава. За необратима реакция, когато нищо не пречи на реагента да се изразходва напълно, стойността му клони (фиг. 1) към единица (100%). Фиг. 1 Колкото по-голяма е скоростта на разход на реагент, определена от стойността на константата на скоростта, толкова по-бързо нараства степента на превръщане, както е показано на фигурата. Ако реакцията е обратима, тогава, когато реакцията се стреми към равновесие, степента на превръщане се стреми към равновесната стойност, чиято стойност зависи от съотношението на скоростните константи на правата и обратната реакция (от равновесната константа) (фиг. 2). Фиг. 2 Добив на целевия продукт Добивът на продукта е количеството на действително получения целеви продукт, разделено на количеството от този продукт, което би било получено, ако целият реагент беше преминал в този продукт (до максималното възможно количество от полученият продукт). Или (чрез реагента): количеството на реагента, действително превърнато в целевия продукт, разделено на първоначалното количество на реагента. За най-простата реакция, добивът е и имайки предвид, че за тази реакция, , т.е. За най-простата реакция добивът и степента на превръщане са една и съща стойност. Ако трансформацията се извършва с промяна в количеството на веществата, например, тогава, в съответствие с определението, стехиометричният коефициент трябва да бъде включен в изчисления израз. В съответствие с първото определение, въображаемото количество продукт, получено от цялото първоначално количество на реагента, ще бъде за тази реакция два пъти по-малко от първоначалното количество на реагента, т.е. и формулата за изчисление. В съответствие с втората дефиниция, количеството на реагента, действително прехвърлено в целевия продукт, ще бъде два пъти по-голямо, отколкото е образуван този продукт, т.е. , тогава формулата за изчисление е . Естествено и двата израза са еднакви. За по-сложна реакция формулите за изчисление се записват по абсолютно същия начин в съответствие с определението, но в този случай добивът вече не е равен на степента на преобразуване. Например за реакцията, . Ако има няколко реагента в реакцията, добивът може да се изчисли за всеки от тях; ако има и няколко целеви продукта, тогава добивът може да се изчисли за всеки целеви продукт за всеки реагент. Както се вижда от структурата на изчислителната формула (знаменателят съдържа постоянна стойност), зависимостта на добива от времето на реакция се определя от времевата зависимост на концентрацията на целевия продукт. Така например за реакцията тази зависимост изглежда като на фиг. 3. Фиг.3

Степента на преобразуване като количествена характеристика на химичното равновесие. Как повишаването на общото налягане и температура ще повлияе на степента на превръщане на реагента ... в реакция в газова фаза: (уравнението е дадено

)?

Посочете причини за вашия отговор и подходящи математически изрази.→ 1. Сред всички известни реакции се прави разлика между обратими и необратими реакции. При изучаването на йонообменните реакции бяха изброени условията, при които те протичат до завършване. (). Известни са и реакции, които при определени условия не протичат докрай. Така например, когато серен диоксид се разтвори във вода, възниква реакцията: SO 2 + H 2 O H2SO3. Но се оказва, че само определено количество сярна киселина може да се образува във воден разтвор. Това се обяснява с факта, че сярната киселина е крехка и възниква обратна реакция, т.е. разлагане на серен оксид и вода. Следователно тази реакция не е завършена, защото две реакции протичат едновременно - прав(между серен оксид и вода) иобратен

(разлагане на сярна киселина). SO2 +H2O

↔ H 2 SO 3 . Химичните реакции, протичащи при определени условия във взаимно противоположни посоки, се наричат ​​обратими. 2. Тъй като скоростта на химичните реакции зависи от концентрацията на реагентите, тогава първо скоростта на директната реакция ( υ пр) трябва да бъде максимална, а скоростта на обратната реакция (

υ обр.

υ ) е равно на нула. Концентрацията на реагентите намалява с времето, а концентрацията на реакционните продукти се увеличава. Следователно скоростта на правата реакция намалява, а скоростта на обратната реакция се увеличава. В определен момент скоростта на правата и обратната реакция се изравнява:υ При всички обратими реакции скоростта на правата реакция намалява, скоростта на обратната реакция се увеличава, докато двете скорости станат равни и се установи равновесно състояние:

pr =

В състояние на химично равновесие количественото съотношение между реагентите и реакционните продукти остава постоянно: колко молекули от реакционния продукт се образуват за единица време, толкова много от тях се разлагат. Състоянието на химичното равновесие обаче се поддържа, докато условията на реакцията остават непроменени: концентрация, температура и налягане.

Състоянието на химичното равновесие се описва количествено закон за масовото действие.

При равновесие съотношението на произведението на концентрациите на реакционните продукти (в степени на техните коефициенти) към произведението на концентрациите на реагентите (също в степени на техните коефициенти) е постоянна стойност, независима от първоначалните концентрации на веществата в реакцията смес.

Тази константа се нарича равновесна константа - к

Така че за реакцията: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ равновесната константа се изразява, както следва:

υ 1 =υ 2

v 1 (директна реакция) = к 1 [ Н 2 ][ з 2 ] 3 , където– равновесни моларни концентрации, = mol/l

υ 2 (люфт) = к 2 [ Н.Х. 3 ] 2

к 1 [ Н 2 ][ з 2 ] 3 = к 2 [ Н.Х. 3 ] 2

K p = к 1 / к 2 = [ Н.Х. 3 ] 2 / [ Н 2 ][ з 2 ] 3 – равновесна константа.

Химичното равновесие зависи от концентрацията, налягането, температурата.

Принципопределя посоката на равновесното смесване:

Ако се окаже външно въздействие върху система, която е в равновесие, тогава равновесието в системата ще се измести в посока, обратна на това влияние.

1) Ефект на концентрацията – ако се увеличи концентрацията на изходните вещества, равновесието се измества към образуване на реакционни продукти.

например,K p = к 1 / к 2 = [ Н.Х. 3 ] 2 / [ Н 2 ][ з 2 ] 3

Когато се добави към реакционната смес, напр азот, т.е. концентрацията на реагента се увеличава, знаменателят в израза за K се увеличава, но тъй като K е константа, тогава за да се изпълни това условие, трябва да се увеличи и числителят. По този начин количеството на реакционния продукт в реакционната смес се увеличава. В този случай те говорят за изместване на химичното равновесие надясно, към продукта.

По този начин увеличаването на концентрацията на реагенти (течни или газообразни) се измества към продуктите, т.е. към пряка реакция. Увеличаването на концентрацията на продуктите (течни или газообразни) измества равновесието към реагентите, т.е. към противоположната реакция.

Промяната на масата на твърдото тяло не променя равновесното положение.

2) Ефект на температурата – повишаването на температурата измества равновесието към ендотермична реакция.

а)Н 2 (G) + 3з 2 (D) ↔ 2Н.Х. 3 (G) + 92,4 kJ (екзотермично - отделяне на топлина)

С повишаването на температурата равновесието ще се измести към реакцията на разлагане на амоняк (←)

б)Н 2 (G) +О 2 (D) ↔ 2НЕ(G) – 180,8 kJ (ендотермично - абсорбция на топлина)

С повишаването на температурата равновесието ще се измести към реакцията на образуване НЕ (→)

3) Влияние на налягането (само за газообразни вещества) – с увеличаване на налягането равновесието се измества към образуваниетоI вещества, заемащи по-малко оям.

Н 2 (G) + 3з 2 (D) ↔ 2Н.Х. 3 (G)

1 V - Н 2

3 V - з 2

2 V – Н.Х. 3

С увеличаване на налягането ( П): преди реакция4 V газообразни вещества → след реакцията2 Vгазообразни вещества, следователно равновесието се измества надясно ( → )

Когато налягането се увеличи например 2 пъти, обемът на газовете намалява със същото количество и следователно концентрациите на всички газообразни вещества ще се увеличат 2 пъти. K p = к 1 / к 2 = [ Н.Х. 3 ] 2 / [ Н 2 ][ з 2 ] 3

В този случай числителят на израза за K ще се увеличи с 4 пъти, а знаменателят е 16 пъти, т.е. ще се наруши равенството. За да го възстановите, концентрацията трябва да се увеличи амоняки концентрациите намаляват азотиводавид. Балансът ще се измести надясно.

Така че, когато налягането се увеличава, равновесието се измества към намаляване на обема, а когато налягането намалява, към увеличаване на обема.

Промяната в налягането практически няма ефект върху обема на твърдите и течните вещества, т.е. не променя концентрацията им. Следователно равновесието на реакциите, в които газовете не участват, практически не зависи от налягането.

! Ходът на химичната реакция се влияе от вещества - катализатори.Но когато се използва катализатор, енергията на активиране както на правата, така и на обратната реакция намалява с еднакво количество и следователно балансът не се измества.

Решете проблеми:

номер 1. Начални концентрации на CO и O 2 в обратимата реакция

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Равно на 6 и 4 mol/l, съответно. Изчислете константата на равновесие, ако концентрацията на CO 2 в момента на равновесие е 2 mol/l.

номер 2. Реакцията протича съгласно уравнението

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) + Q

Посочете къде ще се измести равновесието, ако

а) повишаване на налягането

б) повишаване на температурата

в) увеличаване на концентрацията на кислород

г) въвеждане на катализатор?