K posunutí rovnováhy v chemické reakci doprava. Reverzibilní a nevratné reakce

Témata kodifikátorů: vratné a nevratné reakce. Chemická bilance. Posun chemické rovnováhy pod vlivem různých faktorů.

Pokud je možná reverzní reakce, chemické reakce se dělí na vratné a nevratné.

Reverzibilní chemické reakce jsou reakce, jejichž produkty se za daných podmínek mohou vzájemně ovlivňovat.

Nevratné reakce jsou reakce, jejichž produkty spolu nemohou za daných podmínek interagovat.

Další podrobnosti o klasifikace chemických reakcí lze číst.

Pravděpodobnost interakce produktu závisí na podmínkách procesu.

Pokud tedy systém OTEVŘENO, tj. vyměňuje s prostředím jak hmotu, tak energii, pak budou chemické reakce, při kterých vznikají např. plyny, nevratné. Například , při kalcinaci pevného hydrogenuhličitanu sodného:

2NaHC03 → Na2C03 + CO2 + H20

Plynný oxid uhličitý se bude uvolňovat a odpařovat z reakční zóny. Proto taková reakce bude nevratné za těchto podmínek. Pokud vezmeme v úvahu uzavřený systém , který nemůže výměna látky s prostředím (například uzavřená skříň, ve které probíhá reakce), pak oxid uhličitý nebude moci uniknout z reakční zóny a bude interagovat s vodou a uhličitanem sodným, pak bude reakce vratná za tyto podmínky:

2NaHC03 ⇔ Na2C03 + CO2 + H20

Uvažujme vratné reakce. Nechte vratnou reakci probíhat podle schématu:

aA + bB = cC + dD

Rychlost dopředné reakce podle zákona o hmotné akci je určena výrazem: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , rychlost zpětné reakce: v 2 =k 2 ·C C s ·C D d . Pokud v počátečním okamžiku reakce v systému nejsou žádné látky C a D, pak se částice A a B převážně srážejí a interagují a dochází k převážně přímé reakci. Postupně se začne zvyšovat i koncentrace částic C a D, proto se zvýší rychlost zpětné reakce. V určitém okamžiku rychlost dopředné reakce bude rovna rychlosti zpětné reakce. Tento stav se nazývá chemická rovnováha .

Tedy, chemická rovnováha je stav systému, ve kterém rychlosti dopředných a zpětných reakcí jsou stejné .

Protože rychlost dopředných a zpětných reakcí je stejná, rychlost tvorby látek se rovná rychlosti jejich spotřeby a proud koncentrace látek se nemění . Takové koncentrace se nazývají rovnováha .

Vezměte prosím na vědomí, že v rovnováze existují přímé i zpětné reakce, to znamená, že reaktanty interagují mezi sebou, ale produkty také interagují stejnou rychlostí. Zároveň mohou ovlivnit vnější faktory přemístit chemická rovnováha v jednom nebo druhém směru. Proto se chemická rovnováha nazývá mobilní nebo dynamická.

Výzkum v oblasti mobilní rovnováhy začal v 19. století. Práce Henriho Le Chateliera položily základy teorie, kterou později zobecnil vědec Karl Brown. Princip mobilní rovnováhy nebo Le Chatelier-Brownův princip říká:

Pokud je systém ve stavu rovnováhy ovlivněn vnějším faktorem, který mění některou z podmínek rovnováhy, dochází v systému k zesílení procesů směřujících ke kompenzaci vnějšího vlivu.

Jinými slovy: když existuje vnější vliv na systém, rovnováha se posune tak, aby kompenzovala tento vnější vliv.

Tento princip, který je velmi důležitý, funguje pro jakékoli rovnovážné jevy (nejen chemické reakce). Nyní jej však budeme uvažovat ve vztahu k chemickým interakcím. V případě chemických reakcí vedou vnější vlivy ke změnám rovnovážných koncentrací látek.

Chemické reakce v rovnováze mohou být ovlivněny třemi hlavními faktory — teplotou, tlakem a koncentrací reaktantů nebo produktů.

1. Jak je známo, chemické reakce jsou doprovázeny tepelným efektem. Pokud k přímé reakci dochází s uvolňováním tepla (exotermická, nebo +Q), pak dochází k opačné reakci s absorpcí tepla (endotermická nebo -Q) a naopak. Pokud zvýšíte teplota v systému se rovnováha posune tak, aby kompenzovala toto zvýšení. Je logické, že při exotermické reakci nelze zvýšení teploty kompenzovat. S rostoucí teplotou se tedy rovnováha v systému posouvá směrem k absorpci tepla, tzn. směrem k endotermickým reakcím (-Q); jak teplota klesá, pohybuje se směrem k exotermické reakci (+Q).

2. V případě rovnovážných reakcí, kdy je alespoň jedna z látek v plynné fázi, je rovnováha také významně ovlivněna změnou tlak v systému. S rostoucím tlakem se chemický systém snaží tento efekt kompenzovat a zvyšuje rychlost reakce, při které klesá množství plynných látek. S klesajícím tlakem systém zvyšuje rychlost reakce, která produkuje více molekul plynných látek. Tedy: se zvýšením tlaku se rovnováha posouvá směrem k poklesu počtu molekul plynu a s poklesem tlaku - ke zvýšení počtu molekul plynu.

Věnovat pozornost! Systémy, kde je počet molekul reakčních plynů a produktů stejný, nejsou ovlivněny tlakem! Také změny tlaku nemají prakticky žádný vliv na rovnováhu v roztocích, tzn. na reakce, kde nejsou žádné plyny.

3. Také rovnováha v chemických systémech je ovlivněna změnami koncentrace reaktanty a produkty. Jak se koncentrace reaktantů zvyšuje, systém se je snaží spotřebovat a zvyšuje rychlost dopředné reakce. Jak koncentrace reagencií klesá, systém se je snaží produkovat a rychlost zpětné reakce se zvyšuje. Jak se koncentrace produktů zvyšuje, systém se je také snaží spotřebovat a zvyšuje rychlost zpětné reakce. Při poklesu koncentrace produktů chemický systém zvyšuje rychlost jejich tvorby, tzn. rychlost dopředné reakce.

Pokud v chemickém systému rychlost dopředné reakce se zvyšuje právo , směrem k tvorbě produktů A spotřeba činidla . Li rychlost zpětné reakce se zvyšuje, říkáme, že se rovnováha posunula vlevo , ke konzumaci potravin A zvýšení koncentrace činidel .

Například, v reakci syntézy amoniaku:

N2 + 3H2 = 2NH3 + Q

Zvýšení tlaku vede ke zvýšení rychlosti reakce, při které se tvoří méně molekul plynu, tzn. přímá reakce (počet molekul reakčních plynů je 4, počet molekul plynu v produktech je 2). S rostoucím tlakem se rovnováha posouvá doprava směrem k produktům. Na zvýšení teploty rovnováha se posune v opačném směru endotermické reakce, tj. doleva, směrem k činidlům. Zvýšení koncentrace dusíku nebo vodíku posune rovnováhu směrem k jejich spotřebě, tzn. doprava směrem k produktům.

Katalyzátor neovlivňuje rovnováhu, protože zrychluje reakce vpřed i vzad.

Pokud je systém ve stavu rovnováhy, pak v něm zůstane tak dlouho, dokud vnější podmínky zůstanou konstantní. Pokud se podmínky změní, systém se dostane z rovnováhy – rychlost dopředných a zpětných procesů se bude měnit nerovnoměrně – dojde k reakci. Nejdůležitější jsou případy nerovnováhy způsobené změnami koncentrace kterékoli z látek podílejících se na rovnováze, tlaku nebo teplotě.

Podívejme se na každý z těchto případů.

Narušení rovnováhy v důsledku změny koncentrace kterékoli z látek účastnících se reakce. Vodík, jodovodík a páry jodu nechť jsou při určité teplotě a tlaku vzájemně v rovnováze. Zaveďme do systému další množství vodíku. Podle zákona hmotnostního působení bude zvýšení koncentrace vodíku znamenat zvýšení rychlosti dopředné reakce - reakce syntézy HI, zatímco rychlost zpětné reakce se nezmění. Reakce nyní bude probíhat rychleji v dopředném než ve zpětném směru. V důsledku toho se sníží koncentrace par vodíku a jódu, což zpomalí dopřednou reakci, a zvýší se koncentrace HI, což urychlí reakci obrácenou. Po nějaké době se rychlosti dopředných a zpětných reakcí opět vyrovnají a ustaví se nová rovnováha. Ale zároveň bude koncentrace HI nyní vyšší než před přidáním a koncentrace bude nižší.

Proces změny koncentrací způsobený nerovnováhou se nazývá posun nebo rovnovážný posun. Pokud zároveň dochází ke zvýšení koncentrací látek na pravé straně rovnice (a samozřejmě současně k poklesu koncentrací látek na levé straně), pak říkají, že se rovnováha posouvá vpravo, tj. ve směru přímé reakce; při změně koncentrací v opačném směru hovoří o posunu rovnováhy doleva - ve směru zpětné reakce. V uvažovaném příkladu se rovnováha posunula doprava. Zároveň látka, jejíž zvýšení koncentrace způsobilo nerovnováhu, vstoupila do reakce - její koncentrace se snížila.

S nárůstem koncentrace kterékoli z látek účastnících se rovnováhy se tedy rovnováha posouvá směrem ke spotřebě této látky; Při poklesu koncentrace některé z látek se rovnováha posouvá směrem k tvorbě této látky.

Narušení rovnováhy v důsledku změn tlaku (zmenšením nebo zvětšením objemu systému). Když jsou do reakce zapojeny plyny, může být při změně objemu systému narušena rovnováha.

Zvažte vliv tlaku na reakci mezi oxidem dusnatým a kyslíkem:

Nechť je směs plynů v chemické rovnováze při určité teplotě a tlaku. Beze změny teploty zvýšíme tlak tak, aby se objem soustavy zmenšil 2x. V prvním okamžiku se zdvojnásobí parciální tlaky a koncentrace všech plynů, ale zároveň se změní poměr mezi rychlostmi dopředných a zpětných reakcí - naruší se rovnováha.

Ve skutečnosti před zvýšením tlaku měly koncentrace plynu rovnovážné hodnoty a rychlosti dopředných a zpětných reakcí byly stejné a byly určeny rovnicemi:

V prvním okamžiku po stlačení se koncentrace plynu zdvojnásobí ve srovnání s jejich počátečními hodnotami a budou se rovnat , resp. V tomto případě budou rychlosti dopředných a zpětných reakcí určeny rovnicemi:

V důsledku rostoucího tlaku se tedy rychlost dopředné reakce zvýšila 8krát a zpětná reakce pouze 4krát. Rovnováha v systému bude narušena - dopředná reakce převládne nad zpětnou. Jakmile se rychlosti vyrovnají, rovnováha se znovu ustaví, ale množství v systému se zvýší a rovnováha se posune doprava.

Je snadné vidět, že nestejná změna rychlosti dopředných a zpětných reakcí je způsobena skutečností, že na levé a pravé straně rovnice uvažované reakce je počet molekul plynu odlišný: jedna molekula kyslíku a dvě molekuly. molekuly oxidu dusnatého (celkem tři molekuly plynu) se přemění na dvě molekuly plynu - oxid dusičitý. Tlak plynu je výsledkem dopadu jeho molekul na stěny nádoby; za jinak stejných okolností platí, že čím vyšší je počet molekul obsažených v daném objemu plynu, tím vyšší je tlak plynu. Reakce, ke které dochází se zvýšením počtu molekul plynu, tedy vede ke zvýšení tlaku a reakce, která nastává se snížením počtu molekul plynu, vede ke snížení tlaku.

S ohledem na to lze závěr o vlivu tlaku na chemickou rovnováhu formulovat následovně:

Při zvýšení tlaku stlačováním systému se rovnováha posouvá směrem ke snížení počtu molekul plynu, tj. ke snížení tlaku, když se tlak sníží, rovnováha se posune směrem ke zvýšení počtu molekul plynu, tj. zvýšení tlaku.

V případě, že reakce probíhá beze změny počtu molekul plynu, nedochází k narušení rovnováhy při kompresi nebo expanzi systému. Například v systému

rovnováha není narušena při změně objemu; HI výstup je nezávislý na tlaku.

Narušení rovnováhy vlivem teplotních změn. Rovnováha naprosté většiny chemických reakcí se posouvá se změnami teploty. Faktor, který určuje směr posunu rovnováhy, je znakem tepelného účinku reakce. Lze ukázat, že při zvýšení teploty se rovnováha posouvá ve směru endotermické reakce a při jejím snižování ve směru exotermické reakce.

Syntéza amoniaku je tedy exotermická reakce

Proto se s rostoucí teplotou rovnováha v systému posouvá doleva - směrem k rozkladu čpavku, protože tento proces nastává s absorpcí tepla.

Naopak syntéza oxidu dusnatého (II) je endotermická reakce:

Proto se s rostoucí teplotou rovnováha v systému posouvá doprava – směrem k formaci.

Vzory, které se objevují v uvažovaných příkladech poruch chemické rovnováhy, jsou zvláštními případy obecného principu, který určuje vliv různých faktorů na rovnovážné systémy. Tento princip, známý jako Le Chatelierův princip, když je aplikován na chemické rovnováhy, může být formulován následovně:

Pokud na systém, který je v rovnováze, působí jakýkoli dopad, pak se v důsledku procesů v něm probíhajících rovnováha posune takovým směrem, že se dopad sníží.

Když se totiž do systému zavede jedna z látek účastnících se reakce, rovnováha se posune směrem ke spotřebě této látky. „Při zvýšení tlaku se posouvá tak, že tlak v systému klesá, když se teplota zvyšuje, rovnováha se posouvá směrem k endotermické reakci – teplota v systému klesá.

Le Chatelierův princip platí nejen pro chemické, ale i pro různé fyzikálně-chemické rovnováhy. Posun v rovnováze, když se podmínky procesů, jako je var, krystalizace a rozpouštění, mění v souladu s Le Chatelierovým principem.

9. Rychlost chemické reakce. Chemická rovnováha

9.2. Chemická rovnováha a její posun

Většina chemických reakcí je vratná, tzn. proudí současně jak ve směru vzniku produktů, tak ve směru jejich rozkladu (zleva doprava a zprava doleva).

Příklady reakčních rovnic pro vratné procesy:

N2 + 3H2° t°, p, kat. 2NH3

2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , kat. 2SO 3

H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI

Reverzibilní reakce se vyznačují zvláštním stavem, který se nazývá stav chemické rovnováhy.

Chemická rovnováha- toto je stav systému, ve kterém se rychlost dopředných a zpětných reakcí vyrovná. Při pohybu směrem k chemické rovnováze se rychlost přímé reakce a koncentrace reaktantů snižuje, zatímco zpětná reakce a koncentrace produktů se zvyšují.

Ve stavu chemické rovnováhy se za jednotku času vytvoří tolik produktu, kolik se rozloží. V důsledku toho se koncentrace látek ve stavu chemické rovnováhy v čase nemění. To však vůbec neznamená, že rovnovážné koncentrace nebo hmotnosti (objemy) všech látek jsou nutně navzájem stejné (viz obr. 9.8 a 9.9). Chemická rovnováha je dynamická (mobilní) rovnováha, která může reagovat na vnější vlivy.

Přechod rovnovážného systému z jednoho rovnovážného stavu do druhého se nazývá posun resp posun v rovnováze. V praxi hovoří o posunu rovnováhy směrem k reakčním produktům (doprava) nebo k výchozím látkám (doleva); dopředná reakce je reakce, která se vyskytuje zleva doprava, a zpětná reakce zprava doleva. Rovnovážný stav je znázorněn dvěma protilehlými šipkami: ⇄.

Princip posunu rovnováhy byl formulován francouzským vědcem Le Chatelierem (1884): vnější vliv na systém, který je v rovnováze, vede k posunu této rovnováhy směrem, který oslabuje účinek vnějšího vlivu

Zformulujme základní pravidla pro posun rovnováhy.

Vliv koncentrace: při zvýšení koncentrace látky se rovnováha posouvá směrem k její spotřebě a při jejím snižování k její tvorbě.

Například se zvýšením koncentrace H 2 při reverzibilní reakci

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)

rychlost dopředné reakce se v závislosti na koncentraci vodíku zvýší. V důsledku toho se vyvážení posune doprava. Jak koncentrace H 2 klesá, rychlost dopředné reakce se snižuje, v důsledku toho se rovnováha procesu posune doleva.

Vliv teploty: Při zvýšení teploty se rovnováha posouvá směrem k endotermické reakci a při poklesu teploty se posouvá směrem k exotermické reakci.

Je důležité si uvědomit, že s rostoucí teplotou se zvyšuje rychlost exo- i endotermických reakcí, ale endotermická reakce se zvyšuje vícekrát, pro které je E a vždy větší. S klesající teplotou rychlost obou reakcí klesá, ale opět vícekrát - endotermické. Je vhodné to ilustrovat pomocí diagramu, ve kterém je hodnota rychlosti úměrná délce šipek a rovnováha se posouvá ve směru delší šipky.

Vliv tlaku: Změna tlaku ovlivňuje rovnovážný stav pouze tehdy, když se reakce účastní plyny, a to i tehdy, když je plynná látka pouze na jedné straně chemické rovnice. Příklady reakčních rovnic:

• tlak ovlivňuje posun rovnováhy:

3H2 (g) + N2 (g) ⇄ 2NH3 (g),

CaO (tv) + C02 (g) ⇄ CaC03 (tv);

• tlak neovlivňuje posun rovnováhy:

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

NaOH (roztok) + HCl (roztok) = NaCl (roztok) + H20 (1).

Při poklesu tlaku se rovnováha posouvá směrem ke vzniku většího chemického množství plynných látek a při jeho zvýšení se rovnováha posouvá ke vzniku menšího chemického množství plynných látek. Pokud jsou chemická množství plynů na obou stranách rovnice stejná, pak tlak neovlivňuje stav chemické rovnováhy:

H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HC1 (g).

To lze snadno pochopit, vzhledem k tomu, že účinek změny tlaku je podobný účinku změny koncentrace: když se tlak zvýší nkrát, koncentrace všech látek v rovnováze se zvýší o stejnou hodnotu (a naopak) .

Vliv objemu reakčního systému: změna objemu reakčního systému je spojena se změnou tlaku a ovlivňuje pouze rovnovážný stav reakcí s plynnými látkami. Snížení objemu znamená zvýšení tlaku a posune rovnováhu směrem k tvorbě menšího množství chemických plynů. Zvětšením objemu soustavy dochází ke snížení tlaku a posunu rovnováhy směrem ke vzniku většího chemického množství plynných látek.

Zavedení katalyzátoru do rovnovážného systému nebo změna jeho povahy neposouvá rovnováhu (nezvyšuje výtěžek produktu), protože katalyzátor urychluje dopředné i zpětné reakce ve stejném rozsahu. To je způsobeno skutečností, že katalyzátor stejně snižuje aktivační energii dopředných a zpětných procesů. Proč tedy používají katalyzátor v reverzibilních procesech? Faktem je, že použití katalyzátoru v reverzibilních procesech podporuje rychlý nástup rovnováhy, a to zvyšuje efektivitu průmyslové výroby.

Konkrétní příklady vlivu různých faktorů na posun rovnováhy jsou uvedeny v tabulce. 9.1 pro reakci syntézy amoniaku, ke které dochází při uvolňování tepla. Jinými slovy, dopředná reakce je exotermická a zpětná reakce je endotermická.

Tabulka 9.1

Vliv různých faktorů na posun v rovnováze reakce syntézy amoniaku

Příklad 9.3.

Ve stavu procesní rovnováhy

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

koncentrace látek (mol/dm 3) SO 2, O 2 a SO 3 jsou 0,6, 0,4 a 0,2. Najděte počáteční koncentrace SO 2 a O 2 (počáteční koncentrace SO 3 je nulová).

Řešení. Během reakce se tedy spotřebovává SO2 a O2

c out (SO 2) = c se rovná (SO 2) + c out (SO 2),

c out (O 2) = c se rovná (O 2) + c out (O 2).

Hodnota vynaloženého c se zjistí pomocí c (SO 3):

cout (S02) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (mol/dm3).

y = 0,1 mol/dm3.

cout (02) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (mol/dm3).

Odpověď: 0,8 mol/dm 3 SO 2; 0,5 mol/dm302.

Při plnění zkouškových úkolů bývá často zaměňován vliv různých faktorů na jedné straně na rychlost reakce a na druhé na posun chemické rovnováhy.

Pro reverzibilní proces

s rostoucí teplotou se zvyšuje rychlost jak dopředných, tak zpětných reakcí; jak teplota klesá, rychlost jak dopředných, tak zpětných reakcí klesá;

s rostoucím tlakem se zvyšují rychlosti všech reakcí probíhajících za účasti plynů, a to jak přímých, tak reverzních. S klesajícím tlakem klesá rychlost všech reakcí probíhajících za účasti plynů, přímých i zpětných;

zavedení katalyzátoru do systému nebo jeho nahrazení jiným katalyzátorem neposune rovnováhu.

Příklad 9.4.

Dochází k reverzibilnímu procesu popsanému rovnicí

N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) + Q

Zvažte, které faktory: 1) zvyšují rychlost syntézy amoniakové reakce; 2) posuňte rovnováhu doprava:

a) snížení teploty;

b) zvýšení tlaku;

c) snížení koncentrace NH3;

d) použití katalyzátoru;

e) zvýšení koncentrace N 2 .

Řešení. Faktory b), d) a e) zvyšují reakční rychlost syntézy amoniaku (stejně jako zvýšení teploty, zvýšení koncentrace H2); posunout rovnováhu doprava - a), b), c), e).

Odpověď: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.

Příklad 9.5.

Níže je energetický diagram reverzibilní reakce

Uveďte všechna pravdivá tvrzení:

a) zpětná reakce probíhá rychleji než dopředná reakce;

b) s rostoucí teplotou se rychlost zpětné reakce zvyšuje vícekrát než dopředná reakce;

c) dochází k přímé reakci s absorpcí tepla;

d) teplotní koeficient γ je větší pro obrácenou reakci.

Řešení.

a) Tvrzení je správné, protože E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) je menší než E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).

b) Tvrzení je nesprávné, rychlost přímé reakce, pro kterou je E a větší, se zvyšuje vícekrát.

c) Tvrzení je správné, Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).

d) Tvrzení je nesprávné, γ je větší pro přímou reakci, v takovém případě je E a větší. Odpověď: a), c).

Hlavní článek:

Faktory ovlivňující chemickou rovnováhu:

1) teplota

S rostoucí teplotou se chemická rovnováha posouvá směrem k endotermické (absorpční) reakci a při jejím snižování k exotermické (uvolňovací) reakci.

CaCO 3 = CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) tlak

S rostoucím tlakem se chemická rovnováha posouvá směrem k menšímu objemu látek a při snižování tlaku směrem k většímu objemu. Tato zásada platí pouze pro plyny, tzn. Pokud se reakce účastní pevné látky, neberou se v úvahu.

CaCO 3 = CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) koncentrace výchozích látek a reakčních produktů

Se zvýšením koncentrace jedné z výchozích látek se chemická rovnováha posouvá směrem k reakčním produktům a se zvýšením koncentrace reakčních produktů směrem k výchozím látkám.

S 2 +20 2 = 2SO 2 [S],[O] →, ←

Katalyzátory neovlivňují posun chemické rovnováhy!

Základní kvantitativní charakteristiky chemické rovnováhy: chemická rovnovážná konstanta, stupeň konverze, stupeň disociace, rovnovážný výtěžek. Vysvětlete význam těchto veličin na příkladu konkrétních chemických reakcí.

V chemické termodynamice zákon hromadného působení uvádí do vztahu rovnovážné aktivity výchozích látek a reakčních produktů podle vztahu:

Aktivita látek. Místo aktivity lze použít koncentraci (pro reakci v ideálním roztoku), parciální tlaky (reakce ve směsi ideálních plynů), fugacitu (reakce ve směsi reálných plynů);

Stechiometrický koeficient (negativní pro výchozí látky, pozitivní pro produkty);

Chemická rovnovážná konstanta. Dolní index "a" zde znamená použití hodnoty aktivity ve vzorci.

Účinnost reakce se obvykle posuzuje výpočtem výtěžku reakčního produktu (část 5.11). Účinnost reakce lze přitom posoudit i tak, že se určí, jaká část nejdůležitější (zpravidla nejdražší) látky se přeměnila v cílový reakční produkt, např. jaká část SO 2 se v průběhu produkci kyseliny sírové, tedy nalézt stupeň konverze původní látka.

Dovolte krátké schéma probíhající reakce

Potom je stupeň přeměny látky A na látku B (A) určen následující rovnicí

Kde n proreact (A) – množství látkového činidla A, které reagovalo za vzniku produktu B, a n počáteční (A) – počáteční množství činidla A.

Stupeň transformace lze přirozeně vyjádřit nejen množstvím látky, ale také libovolnými veličinami, které jsou k němu úměrné: počet molekul (jednotky vzorce), hmotnost, objem.

Pokud je činidlo A odebíráno v nedostatku a ztrátu produktu B lze zanedbat, pak se stupeň konverze činidla A obvykle rovná výtěžku produktu B

Výjimkou jsou reakce, při kterých je výchozí látka zjevně spotřebována za vzniku několika produktů. Tedy například v reakci

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H20

chlor (činidlo) se rovnoměrně přeměňuje na chlorid draselný a chlornan draselný. Při této reakci je i při 100% výtěžku KClO stupeň přeměny chloru na něj 50 %.

Množství, které znáte – stupeň protolýzy (část 12.4) – je zvláštním případem stupně přeměny:

V rámci TED se podobné veličiny nazývají stupeň disociace kyseliny nebo zásady (označované také jako stupeň protolýzy). Stupeň disociace souvisí s disociační konstantou podle Ostwaldova zřeďovacího zákona.

V rámci stejné teorie je hydrolytická rovnováha charakterizována stupeň hydrolýzy (h), a jsou použity následující výrazy, které se vztahují k počáteční koncentraci látky ( S) a disociační konstanty slabých kyselin (K HA) a slabých zásad vzniklých při hydrolýze ( K MOH):

První výraz platí pro hydrolýzu soli slabé kyseliny, druhý - soli slabé zásady a třetí - soli slabé kyseliny a slabé zásady. Všechny tyto výrazy lze použít pouze pro zředěné roztoky se stupněm hydrolýzy nejvýše 0,05 (5 %).

Obvykle je rovnovážný výtěžek určen známou rovnovážnou konstantou, se kterou je v každém konkrétním případě vztažen určitým poměrem.

Výtěžek produktu lze změnit posunutím rovnováhy reakce v reverzibilních procesech, pod vlivem faktorů, jako je teplota, tlak, koncentrace.

V souladu s Le Chatelierovým principem se při jednoduchých reakcích se zvyšujícím se tlakem zvyšuje rovnovážný stupeň přeměny a v ostatních případech se objem reakční směsi nemění a výtěžek produktu nezávisí na tlaku.

Vliv teploty na rovnovážný výtěžek, stejně jako na rovnovážnou konstantu, je určen znaménkem tepelného účinku reakce.

Pro úplnější posouzení vratných procesů se používá tzv. výtěžek z teoretického (výtěžek z rovnováhy) rovný poměru skutečně získaného produktu k množství, které by bylo získáno v rovnovážném stavu.

TEPELNÁ DISOCIACE chemická

reakce vratného rozkladu látky způsobená zvýšením teploty.

U Atd. vzniká z jedné látky několik (2H2H+ OCaO + CO) nebo jedna jednodušší látka

Rovnováha atd. se ustavuje podle zákona hromadné akce. To

lze charakterizovat buď rovnovážnou konstantou nebo stupněm disociace

(poměr počtu rozpadlých molekul k celkovému počtu molekul). V

Ve většině případů atd. je doprovázeno absorpcí tepla (zvý

entalpie

DN>0); tedy v souladu s principem Le Chatelier-Brown

zahřívání ji zvyšuje, určuje se stupeň posunutí atd. s teplotou

absolutní hodnota DN. Tlak zasahuje atd., čím silněji, tím větší

změna (zvýšení) počtu molů (Di) plynných látek

stupeň disociace nezávisí na tlaku. Pokud pevné látky nejsou

tvoří pevné roztoky a nejsou ve vysoce dispergovaném stavu,

pak je tlak atd. jednoznačně určen teplotou. K implementaci T.

d. pevné látky (oxidy, krystalické hydráty atd.)

důležité vědět

teplota, při které se disociační tlak rovná vnějšímu (zejména

atmosférický) tlak. Protože uvolněný plyn může překonat

okolního tlaku, pak při dosažení této teploty proces rozkladu

okamžitě zesílí.

Závislost stupně disociace na teplotě: stupeň disociace se zvyšuje s rostoucí teplotou (zvyšující se teplota vede ke zvýšení kinetické energie rozpuštěných částic, což podporuje rozpad molekul na ionty)

Stupeň konverze výchozích látek a rovnovážný výtěžek produktu. Metody jejich výpočtu při dané teplotě.

Jaká data jsou k tomu potřeba? Uveďte schéma pro výpočet kterékoli z těchto kvantitativních charakteristik chemické rovnováhy na libovolném příkladu. Závislost stupně konverze na reakční době je určena změnou koncentrace činidla v čase. V počátečním okamžiku, kdy se nic netransformovalo, je stupeň transformace nulový. Poté, jak je činidlo přeměněno, stupeň přeměny se zvyšuje. U nevratné reakce, kdy nic nebrání tomu, aby bylo činidlo zcela spotřebováno, má jeho hodnota tendenci (obr. 1) k jednotce (100 %). Obr. 1 Čím větší je rychlost spotřeby činidla určená hodnotou rychlostní konstanty, tím rychleji roste stupeň konverze, jak je znázorněno na obrázku. Je-li reakce vratná, pak jak reakce směřuje k rovnováze, míra konverze směřuje k rovnovážné hodnotě, jejíž hodnota závisí na poměru rychlostních konstant dopředné a zpětné reakce (na rovnovážné konstantě) (obr. 2). Obr. 2 Výtěžek cílového produktu Výtěžek produktu je množství skutečně získaného cílového produktu děleno množstvím tohoto produktu, které by bylo získáno, kdyby do tohoto produktu přešlo veškeré činidlo (až do maximálního možného množství výsledný produkt). Nebo (prostřednictvím činidla): množství činidla skutečně přeměněného na cílový produkt vydělené počátečním množstvím činidla. Pro nejjednodušší reakci je výtěžek , a mějme na paměti, že pro tuto reakci, , tj. Pro nejjednodušší reakci jsou výtěžek a stupeň konverze stejné. Pokud k přeměně dochází např. při změně množství látek, pak musí být v souladu s definicí do vypočteného výrazu zahrnut stechiometrický koeficient. V souladu s první definicí bude pomyslné množství produktu získané z celého počátečního množství činidla pro tuto reakci dvakrát menší než původní množství činidla, tzn. a výpočetní vzorec. V souladu s druhou definicí bude množství činidla skutečně přeneseného do cílového produktu dvakrát větší, než byl tento produkt vytvořen, tj. , pak výpočetní vzorec je . Oba výrazy jsou přirozeně stejné. Pro složitější reakci jsou výpočtové vzorce zapsány přesně stejným způsobem v souladu s definicí, ale v tomto případě se výtěžek již nerovná stupni konverze. Za reakci např. . Pokud je v reakci několik činidel, výtěžek lze vypočítat pro každé z nich, pokud existuje také několik cílových produktů, potom lze výtěžek vypočítat pro jakýkoli cílový produkt pro jakékoli činidlo. Jak je patrné ze struktury výpočtového vzorce (ve jmenovateli je konstantní hodnota), závislost výtěžku na reakční době je určena časovou závislostí koncentrace cílového produktu. Tedy například k reakci tato závislost vypadá jako na obr. 3. Obr.3

Stupeň konverze jako kvantitativní charakteristika chemické rovnováhy. Jak zvýšení celkového tlaku a teploty ovlivní stupeň přeměny činidla ... v reakci v plynné fázi: ( rovnice je dána

)?

Uveďte důvody své odpovědi a vhodné matematické výrazy.→ 1. Mezi všemi známými reakcemi se rozlišují reakce vratné a nevratné. Při studiu iontoměničových reakcí byly uvedeny podmínky, za kterých postupují k dokončení. (). Jsou také známé reakce, které za daných podmínek neproběhnou do konce. Takže například, když se oxid siřičitý rozpustí ve vodě, dojde k reakci: SO 2 + H 2 O H2SO3. Ale ukazuje se, že ve vodném roztoku se může tvořit jen určité množství kyseliny siřičité. To se vysvětluje skutečností, že kyselina siřičitá je křehká a dochází k reverzní reakci, tj. rozklad na oxid sírový a vodu. V důsledku toho tato reakce není dokončena, protože dvě reakce probíhají současně - rovně(mezi oxidem síry a vodou) a zvrátit

(rozklad kyseliny siřičité). SO2+H20

↔ H 2 SO 3 . Chemické reakce probíhající za daných podmínek ve vzájemně opačných směrech se nazývají vratné. 2. Protože rychlost chemických reakcí závisí na koncentraci reaktantů, pak nejprve rychlost přímé reakce( υ pr) by měla být maximální a rychlost zpětné reakce (

υ arr.

υ ) se rovná nule. Koncentrace reaktantů se časem snižuje a koncentrace reakčních produktů se zvyšuje. Proto se rychlost dopředné reakce snižuje a rychlost zpětné reakce se zvyšuje. V určitém okamžiku se rychlost dopředných a zpětných reakcí rovná:υ U všech reverzibilních reakcí se rychlost dopředné reakce snižuje, rychlost zpětné reakce se zvyšuje, dokud se obě rychlosti nestanou stejnými a neustaví se rovnovážný stav:

pr =

Ve stavu chemické rovnováhy zůstává kvantitativní poměr mezi reaktanty a reakčními produkty konstantní: kolik molekul reakčního produktu se vytvoří za jednotku času, tolik se jich rozloží. Stav chemické rovnováhy je však udržován tak dlouho, dokud se nemění reakční podmínky: koncentrace, teplota a tlak.

Stav chemické rovnováhy je popsán kvantitativně zákon hromadné akce.

V rovnováze je poměr součinu koncentrací reakčních produktů (v mocninách jejich koeficientů) k součinu koncentrací reaktantů (také v mocninách jejich koeficientů) konstantní hodnotou, nezávislou na počátečních koncentracích látek v reakci. směs.

Tato konstanta se nazývá rovnovážná konstanta - k

Takže pro reakci: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ rovnovážná konstanta je vyjádřena takto:

υ 1 =υ 2

v 1 (přímá reakce) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3, kde– rovnovážné molární koncentrace, = mol/l

υ 2 (vůle) = k 2 [ N.H. 3 ] 2

k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ N.H. 3 ] 2

Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – rovnovážná konstanta.

Chemická rovnováha závisí na koncentraci, tlaku, teplotě.

Principurčuje směr rovnovážného míchání:

Pokud na systém, který je v rovnováze, působí vnější vliv, pak se rovnováha v systému posune ve směru opačném k tomuto vlivu.

1) Vliv koncentrace – při zvýšení koncentrace výchozích látek se rovnováha posouvá směrem k tvorbě reakčních produktů.

Například,Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

Když se do reakční směsi přidá např dusík, tj. koncentrace činidla se zvyšuje, jmenovatel ve výrazu pro K se zvyšuje, ale protože K je konstanta, musí se pro splnění této podmínky zvýšit i čitatel. Množství reakčního produktu v reakční směsi se tedy zvyšuje. V tomto případě hovoří o posunu chemické rovnováhy doprava, směrem k produktu.

Zvýšení koncentrace reaktantů (kapalných nebo plynných) se tedy posouvá směrem k produktům, tzn. směrem k přímé reakci. Zvýšení koncentrace produktů (kapalných nebo plynných) posouvá rovnováhu směrem k reaktantům, tzn. směrem k opačné reakci.

Změna hmotnosti tělesa nemění rovnovážnou polohu.

2) Vliv teploty – zvýšení teploty posouvá rovnováhu směrem k endotermické reakci.

A)N 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G) + 92,4 kJ (exotermní - uvolňování tepla)

Jak se teplota zvyšuje, rovnováha se posouvá směrem k reakci rozkladu amoniaku (←)

b)N 2 (G) +Ó 2 (D) ↔ 2ŽÁDNÝ(G) – 180,8 kJ (endotermní - absorpce tepla)

S rostoucí teplotou se bude rovnováha posouvat směrem k formovací reakci ŽÁDNÝ (→)

3) Vliv tlaku (pouze pro plynné látky) – s rostoucím tlakem se rovnováha posouvá směrem k útvaruI látky zabírající méně o jím.

N 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G)

1 PROTI - N 2

3 PROTI - H 2

2 PROTI – N.H. 3

S rostoucím tlakem ( P): před reakcí4 PROTI plynných látek → po reakci2 PROTIplynných látek, proto se rovnováha posouvá doprava ( → )

Když se tlak zvýší např. 2x, objem plynů se sníží o stejnou hodnotu, a proto se koncentrace všech plynných látek zvýší 2x. Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

V tomto případě se čitatel výrazu pro K zvýší o 4 krát a jmenovatel je 16 časy, tzn. rovnost bude porušena. Chcete-li ji obnovit, musí se koncentrace zvýšit amoniaka koncentrace klesá dusíkAvodadruh. Rovnováha se posune doprava.

Takže, když se tlak zvýší, rovnováha se posouvá směrem k poklesu objemu, a když tlak klesá, ke zvýšení objemu.

Změna tlaku nemá prakticky žádný vliv na objem pevných a kapalných látek, tzn. nemění jejich koncentraci. V důsledku toho je rovnováha reakcí, kterých se plyny neúčastní, prakticky nezávislá na tlaku.

! Průběh chemické reakce ovlivňují látky - katalyzátory. Ale při použití katalyzátoru se aktivační energie dopředné i zpětné reakce snižuje o stejnou hodnotu, a proto rovnováha se neposouvá.

Řešení problémů:

č. 1 Počáteční koncentrace CO a O 2 v reverzibilní reakci

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Rovná se 6 a 4 mol/l. Vypočítejte rovnovážnou konstantu, je-li koncentrace CO 2 v okamžiku rovnováhy 2 mol/l.

č. 2 Reakce probíhá podle rovnice

2S02 (g) + 02 (g) = 2S03 (g) + Q

Uveďte, kam se posune rovnováha, jestliže

a) zvýšit tlak

b) zvýšit teplotu

c) zvýšit koncentraci kyslíku

d) zavedení katalyzátoru?