Reakcje odwracalne i nieodwracalne. Odwracalne i nieodwracalne reakcje chemiczne. Bilans chemiczny. Zasada Le Chateliera

Reakcje chemiczne mogą być odwracalne lub nieodwracalne.

te. jeśli jakaś reakcja A + B = C + D jest nieodwracalna, oznacza to, że reakcja odwrotna C + D = A + B nie zachodzi.

czyli np. jeśli dana reakcja A + B = C + D jest odwracalna, oznacza to, że zarówno reakcja A + B → C + D (bezpośrednia), jak i reakcja C + D → A + B (odwrotna) zachodzą jednocześnie ).

Zasadniczo, ponieważ Występują zarówno reakcje bezpośrednie, jak i odwrotne; w przypadku reakcji odwracalnych zarówno substancje po lewej stronie równania, jak i substancje po prawej stronie równania można nazwać odczynnikami (substancjami wyjściowymi). To samo tyczy się produktów.

Dla każdej reakcji odwracalnej możliwa jest sytuacja, gdy szybkości reakcji w przód i w tył są równe. Ten stan nazywa się stan równowagi.

W równowadze stężenia zarówno wszystkich reagentów, jak i wszystkich produktów są stałe. Nazywa się stężenia produktów i reagentów w stanie równowagi stężenia równowagowe.

Przesunięcie równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników

Ze względu na zewnętrzne wpływy na układ, takie jak zmiany temperatury, ciśnienia lub stężenia substancji wyjściowych lub produktów, równowaga układu może zostać zakłócona. Jednak po ustaniu tego wpływu zewnętrznego układ po pewnym czasie przejdzie do nowego stanu równowagi. Takie przejście układu z jednego stanu równowagi do innego stanu równowagi nazywa się przesunięcie (przesunięcie) równowagi chemicznej .

Aby móc określić, jak zmienia się równowaga chemiczna pod wpływem określonego rodzaju wpływu, wygodnie jest skorzystać z zasady Le Chateliera:

Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi zostanie wywarty wpływ zewnętrzny, wówczas kierunek przesunięcia równowagi chemicznej będzie pokrywał się z kierunkiem reakcji, która osłabia efekt oddziaływania.

Wpływ temperatury na stan równowagi

Kiedy zmienia się temperatura, zmienia się równowaga każdej reakcji chemicznej. Wynika to z faktu, że każda reakcja ma efekt termiczny. Co więcej, skutki termiczne reakcji do przodu i do tyłu są zawsze dokładnie przeciwne. Te. jeśli reakcja postępująca jest egzotermiczna i przebiega z efektem termicznym równym +Q, to reakcja odwrotna jest zawsze endotermiczna i ma efekt termiczny równy –Q.

Zatem zgodnie z zasadą Le Chateliera, jeśli podniesiemy temperaturę jakiegoś układu będącego w stanie równowagi, to równowaga przesunie się w stronę reakcji, podczas której temperatura maleje, tj. w kierunku reakcji endotermicznej. I podobnie, jeśli obniżymy temperaturę układu w stanie równowagi, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku czego temperatura wzrośnie, tj. w stronę reakcji egzotermicznej.

Rozważmy na przykład następującą reakcję odwracalną i wskaż, gdzie zmieni się jej równowaga wraz ze spadkiem temperatury:

Jak widać z powyższego równania, reakcja naprzód jest egzotermiczna, tj. W wyniku jego wystąpienia wydziela się ciepło. W związku z tym reakcja odwrotna będzie endotermiczna, to znaczy zachodzi wraz z absorpcją ciepła. Zgodnie z warunkiem temperatura zostanie obniżona, dlatego równowaga przesunie się w prawo, tj. w stronę reakcji bezpośredniej.

Wpływ stężenia na równowagę chemiczną

Wzrost stężenia odczynników zgodnie z zasadą Le Chateliera powinien prowadzić do przesunięcia równowagi w stronę reakcji, w wyniku której odczynniki ulegają zużyciu, tj. w stronę reakcji bezpośredniej.

I odwrotnie, jeśli zmniejszy się stężenie reagentów, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której powstają reagenty, tj. strona reakcji odwrotnej (←).

Podobny efekt ma także zmiana stężenia produktów reakcji. Jeżeli stężenie produktów wzrośnie, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której produkty zostaną skonsumowane, tj. w stronę reakcji odwrotnej (←). Jeśli natomiast zmniejszy się stężenie produktów, wówczas równowaga przesunie się w stronę reakcji bezpośredniej (→), tak że stężenie produktów wzrośnie.

Wpływ ciśnienia na równowagę chemiczną

W przeciwieństwie do temperatury i stężenia, zmiany ciśnienia nie wpływają na stan równowagi każdej reakcji. Aby zmiana ciśnienia spowodowała przesunięcie równowagi chemicznej, sumy współczynników dla substancji gazowych po lewej i prawej stronie równania muszą być różne.

Te. z dwóch reakcji:

zmiana ciśnienia może wpłynąć na stan równowagi tylko w przypadku drugiej reakcji. Ponieważ suma współczynników przed wzorami substancji gazowych w przypadku pierwszego równania po lewej i prawej stronie jest taka sama (równa 2), a w przypadku drugiego równania jest inna (4 po prawej stronie) po lewej i 2 po prawej).

Stąd wynika w szczególności, że jeśli zarówno wśród reagentów, jak i produktów nie ma substancji gazowych, wówczas zmiana ciśnienia w żaden sposób nie wpłynie na bieżący stan równowagi. Na przykład ciśnienie nie będzie miało wpływu na stan równowagi reakcji:

Jeśli po lewej i prawej stronie ilość substancji gazowych będzie się różnić, to wzrost ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, podczas której zmniejsza się objętość gazów, a spadek ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi, w wyniku czego zwiększa się objętość gazów.

Wpływ katalizatora na równowagę chemiczną

Ponieważ katalizator w równym stopniu przyspiesza zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu, jego obecność lub brak nie ma żadnego efektu do stanu równowagi.

Jedyne, na co katalizator może wpływać, to szybkość przejścia układu ze stanu nierównowagi do stanu równowagi.

Wpływ wszystkich powyższych czynników na równowagę chemiczną podsumowano poniżej w ściągawce, którą można początkowo sprawdzić podczas wykonywania zadań związanych z równowagą. Nie będzie jednak możliwości wykorzystania go na egzaminie, dlatego po przeanalizowaniu kilku przykładów z jego pomocą warto się go nauczyć i przećwiczyć rozwiązywanie problemów z równowagą bez patrzenia na niego:

Oznaczenia: T - temperatura, P - ciśnienie, Z – stężenie, – wzrost, ↓ – spadek

Katalizator

T	T - równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej
	↓T - równowaga przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej
P	P - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji z mniejszą sumą współczynników przed substancjami gazowymi
	↓str - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji z większą sumą współczynników przed substancjami gazowymi
C	C (odczynnik) – równowaga przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej (w prawo)
	↓c (odczynnik) – równowaga przesuwa się w stronę reakcji odwrotnej (w lewo)
	C (produkt) – równowaga przesuwa się w stronę reakcji odwrotnej (w lewo)
	↓c (produkt) – równowaga przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej (w prawo)
Nie wpływa na równowagę!!!

Reakcje odwracalne- reakcje chemiczne, w danych warunkach, zachodzące jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach (do przodu i do tyłu), substancje wyjściowe nie przekształcają się całkowicie w produkty. na przykład: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Kierunek reakcji odwracalnych zależy od stężenia substancji biorących udział w reakcji. Po zakończeniu odwracalnej reakcji, tj. po osiągnięciu równowaga chemiczna układ zawiera zarówno materiały wyjściowe, jak i produkty reakcji.

Prosta (jednoetapowa) reakcja odwracalna składa się z dwóch zachodzących jednocześnie reakcji elementarnych, które różnią się od siebie jedynie kierunkiem przemiany chemicznej. Kierunek reakcji końcowej dostępny dla bezpośredniej obserwacji zależy od tego, która z tych wzajemnie odwrotnych reakcji ma większą prędkość. Na przykład prosta reakcja

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2

składa się z reakcji elementarnych

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 i 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

Aby reakcja złożona (wieloetapowa) była odwracalna, konieczne jest, aby wszystkie jej etapy składowe były odwracalne.

Dla reakcje odwracalne Równanie zwykle zapisuje się w następujący sposób: A + B AB.

Dwie przeciwnie skierowane strzałki wskazują, że w tych samych warunkach zachodzą jednocześnie reakcje do przodu i do tyłu

Nieodwracalny Są to procesy chemiczne, których produkty nie są w stanie reagować ze sobą tworząc substancje wyjściowe. Z punktu widzenia Termodynamika - początkowe rzeczy całkowicie przekształcają się w produkty. Przykłady nieodwracalnych reakcji obejmują rozkład soli bertholletowej podczas ogrzewania 2КlО3 > 2Кl + 3О2,

Reakcje nieodwracalne to reakcje, które zachodzą:

1) powstałe produkty opuszczają sferę reakcyjną - wytrącają się i uwalniają w postaci gazu, np. BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) powstaje lekko zdysocjowany związek, np. woda: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

3) reakcji towarzyszy duże uwolnienie energii, na przykład spalanie magnezu

Mg + 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol

Równowaga chemiczna to stan układu reakcyjnego, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe.

Równoważne stężenie substancji to stężenia substancji w mieszaninie reakcyjnej, które znajdują się w stanie równowagi chemicznej. Stężenie równowagowe wskazuje wzór chemiczny substancji zawarty w nawiasach kwadratowych.

Na przykład następujący wpis wskazuje, że równowagowe stężenie wodoru w układzie równowagi wynosi 1 mol/l.

Równowaga chemiczna różni się od znanego nam pojęcia „równowagi”. Równowaga chemiczna jest dynamiczna. W układzie znajdującym się w równowadze chemicznej zachodzą reakcje do przodu i do tyłu, ale ich szybkości są równe, w związku z czym stężenia uczestniczących substancji nie zmieniają się. Równowaga chemiczna charakteryzuje się stałą równowagi równą stosunkowi stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu.

Stałe szybkości reakcji do przodu i do tyłu to szybkości danej reakcji przy stężeniach substancji wyjściowych dla każdej z nich w równych jednostkach. Stała równowagi jest również równa stosunkowi stężeń równowagowych produktów reakcji bezpośredniej w potęgach współczynników stechiometrycznych do iloczynu stężeń równowagowych reagentów.

Н2+I2 = 2НI

Jeśli , to w układzie jest więcej materiałów wyjściowych. Jeśli , to w układzie jest więcej produktów reakcji. Jeśli stała równowagi jest znacznie większa niż 1, reakcję nazywamy nieodwracalną.

Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia substancji. Wpływ tych czynników na reakcję chemiczną jest zgodny ze schematem, który został ogólnie stwierdzony w 1884 r. przez francuskiego chemika fizycznego Le Chateliera i potwierdzony w tym samym roku przez holenderskiego chemika fizycznego Van't Hoffa. Nowoczesne sformułowanie zasady Le Chateliera jest następujące : jeśli układ znajduje się w stanie równowagi, to każde oddziaływanie wyrażające się zmianą jednego z czynników wyznaczających równowagę powoduje w nim zmianę, która ma tendencję do osłabiania tego oddziaływania.

W zasadzie Le Chateliera mówimy o przesunięciu stanu dynamicznej równowagi chemicznej; zasada ta nazywana jest także zasadą ruchomej równowagi lub zasadą przesuwającej się równowagi.

Rozważmy zastosowanie tej zasady w różnych przypadkach:

Wpływ temperatury. Kiedy temperatura się zmienia, o przesunięciu równowagi chemicznej decyduje znak efektu termicznego reakcji chemicznej. W przypadku reakcji endotermicznej, czyli reakcji zachodzącej wraz z absorpcją ciepła, wzrost temperatury sprzyja jej wystąpieniu, gdyż w trakcie reakcji temperatura maleje. W rezultacie równowaga przesuwa się w prawo, wzrastają stężenia produktów, a ich wydajność wzrasta. Jeśli temperatura spada, wówczas obserwuje się odwrotny obraz: równowaga przesuwa się w lewo (w kierunku reakcji odwrotnej, która zachodzi wraz z wydzielaniem ciepła), zmniejsza się stężenie i wydajność produktów.

Natomiast w przypadku reakcji egzotermicznej wzrost temperatury prowadzi do przesunięcia równowagi w lewo, a spadek temperatury prowadzi do przesunięcia równowagi w prawo.

Zmiany stężenia produktów i odczynników wynikają z faktu, że wraz ze zmianą temperatury zmienia się stała równowagi reakcji. Wzrost stałej równowagi prowadzi do wzrostu wydajności produktów, spadek prowadzi do spadku.

Np. wzrost temperatury w przypadku endotermicznego procesu rozkładu węglanu wapnia CaCO 3 (t) Û CaO (t) + CO 2 (g) – Q powoduje przesunięcie równowagi w prawo, a w przypadku egzotermicznej reakcji rozkładu podtlenku azotu na substancje proste
2NO Û N 2 + O 2 +Q Wzrost temperatury przesuwa równowagę w lewo, czyli sprzyja tworzeniu się NO.

Wpływ ciśnienia. Ciśnienie ma zauważalny wpływ na stan równowagi chemicznej tylko w przypadkach, gdy co najmniej jednym z uczestników reakcji chemicznej jest gaz. Wzrostowi ciśnienia w takich układach towarzyszy zmniejszenie objętości i wzrost stężenia wszystkich gazowych uczestników reakcji.

Jeżeli podczas reakcji postępowej zwiększa się ilość substancji gazowych, to wzrost ciśnienia prowadzi do przesunięcia równowagi w lewo (w reakcji odwrotnej zmniejsza się ilość gazów). Jeśli podczas reakcji ilość substancji gazowych maleje wraz ze wzrostem ciśnienia, równowaga przesuwa się w prawo. Jeżeli ilości gazowych reagentów i produktów są równe, zmiana ciśnienia nie powoduje zmiany równowagi chemicznej.

Należy zauważyć, że zmiany ciśnienia nie wpływają na stałą równowagi.

Efekt koncentracji. Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost stężenia jednego z uczestników reakcji powinien prowadzić do jego spożycia. Zatem jeśli do układu dodamy odczynnik przy V = const, równowaga przesunie się w prawo, a jeśli produkt reakcji - w lewo. Usunięcie substancji z układu (zmniejszenie jej stężenia) daje odwrotny skutek.

Wszystko powyższe dotyczy zarówno roztworów ciekłych, jak i gazowych (mieszanin gazowych)

Bardzo często reakcje chemiczne przebiegają w taki sposób, że pierwotne reagenty całkowicie przekształcają się w produkty reakcji. Na przykład, jeśli umieścisz granulkę cynku w kwasie solnym, to przy pewnej (wystarczającej) ilości kwasu reakcja będzie przebiegać aż do całkowitego rozpuszczenia cynku zgodnie z równaniem: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.

Jeśli przeprowadzimy tę reakcję w odwrotnym kierunku, czyli przepuścimy wodór przez roztwór chlorku cynku, wówczas powstanie cynk metaliczny - reakcja ta nie może przebiegać w przeciwnym kierunku, więc jest nieodwracalna.

Reakcję chemiczną, w wyniku której substancje pierwotne prawie całkowicie przekształcają się w produkty końcowe, nazywa się nieodwracalną.

Takie reakcje obejmują zarówno reakcje heterogeniczne, jak i jednorodne. Na przykład reakcje spalania prostych substancji - metanu CH4, dwusiarczku węgla CS2. Jak już wiemy, reakcje spalania są reakcjami egzotermicznymi. W większości przypadków reakcje egzotermiczne obejmują reakcje złożone, na przykład reakcję gaszenia wapna: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (wydziela się ciepło).

Logiczne byłoby założenie, że reakcje endotermiczne obejmują reakcje odwrotne, tj. reakcja rozkładu. Np. reakcja spalania wapienia: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (ciepło jest pochłaniane).

Należy pamiętać, że liczba reakcji nieodwracalnych nie jest tak duża.

Reakcje jednorodne (pomiędzy roztworami substancji) są nieodwracalne, jeżeli zachodzą z utworzeniem nierozpuszczalnego produktu gazowego lub wody. Reguła ta nazywana jest „regułą Bertholleta”. Przeprowadźmy eksperyment. Weźmy trzy probówki i wlej do nich 2 ml roztworu kwasu solnego. Do pierwszego naczynia dodaj 1 ml roztworu alkalicznego malinowego zabarwionego fenoloftaleiną; straci on kolor w wyniku reakcji: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.

Do drugiej probówki dodaj 1 ml roztworu węglanu sodu - zaobserwujemy gwałtowną reakcję wrzenia, która jest spowodowana uwolnieniem dwutlenku węgla: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2 NaCl + H 2 O + CO 2.

Do trzeciej probówki dodajmy kilka kropli azotanu srebra i zobaczmy, jak utworzył się w niej białawy osad chlorku srebra: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.

Większość reakcji jest odwracalna. Nie ma zbyt wielu nieodwracalnych reakcji.

Reakcje chemiczne, które mogą zachodzić jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach - do przodu i do tyłu - nazywane są odwracalnymi.

Do probówki wlewamy 3 ml wody i dodajemy kilka kawałków lakmusu, a następnie zaczynamy przepuszczać przez nią rurką wylotową gazu dwutlenek węgla wydobywający się z innego naczynia, który powstaje w wyniku oddziaływania marmuru i kwasu solnego kwas. Po pewnym czasie fioletowy lakmus zmieni kolor na czerwony, co wskazuje na obecność kwasu. Otrzymaliśmy kruchy kwas węglowy, który powstał w wyniku połączenia dwutlenku węgla i wody: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.

Zostawmy to rozwiązanie na statywie. Po pewnym czasie zauważymy, że roztwór ponownie zmienił kolor na fioletowy. Kwas rozłożył się na pierwotne składniki: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.

Proces ten będzie przebiegał znacznie szybciej, jeśli podgrzejemy roztwór kwasu węglowego. W ten sposób odkryliśmy, że reakcja prowadząca do wytworzenia kwasu węglowego może zachodzić zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu, co oznacza, że ​​jest odwracalna. Odwracalność reakcji jest zaznaczona na piśmie dwiema przeciwnie skierowanymi strzałkami: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

Wśród odwracalnych reakcji leżących u podstaw wytwarzania ważnych produktów chemicznych jako przykład podajemy reakcję syntezy tlenku siarki (VI) z tlenku siarki (IV) i tlenu: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.

stronie internetowej, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do źródła.

Odwracalne i nieodwracalne reakcje chemiczne. Bilans chemiczny. Przesunięcie równowagi pod wpływem różnych czynników

Równowaga chemiczna

Nazywa się reakcje chemiczne przebiegające w jednym kierunku nieodwracalny.

Większość procesów chemicznych tak odwracalny. Oznacza to, że w tych samych warunkach zachodzą zarówno reakcje w przód, jak i w tył (szczególnie jeśli mówimy o układach zamkniętych).

Na przykład:

reakcja

$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$

nieodwracalne w systemie otwartym;

b) ta sama reakcja

$CaCO_3⇄CaO+CO_2$

w układzie zamkniętym jest odwracalny.

Rozważmy bardziej szczegółowo procesy zachodzące podczas reakcji odwracalnych, na przykład dla reakcji warunkowej:

W oparciu o prawo działania mas, szybkość reakcji bezpośredniej

$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$

Ponieważ stężenia substancji $A$ i $B$ zmniejszają się w czasie, szybkość reakcji bezpośredniej również maleje.

Pojawienie się produktów reakcji oznacza możliwość zajścia reakcji odwrotnej, a wraz z upływem czasu wzrastają stężenia substancji $C$ i $D$, co oznacza, że ​​wzrasta również szybkość reakcji odwrotnej:

$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$

Wcześniej czy później zostanie osiągnięty stan, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu zrównają się

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

Stan układu, w którym szybkość reakcji naprzód jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowagą chemiczną.

W tym przypadku stężenia reagentów i produktów reakcji pozostają niezmienione. Nazywają się stężenia równowagowe. Na poziomie makro wydaje się, że w sumie nic się nie zmienia. Ale w rzeczywistości zarówno proces postępowy, jak i odwrotny nadal zachodzą, ale z tą samą szybkością. Dlatego taką równowagę w układzie nazywa się mobilny I dynamiczny.

Stała równowagi

Oznaczmy stężenia równowagowe substancji jako $[A], [B], [C], [D]$.

Wtedy ponieważ $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, skąd

$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(równe) $

gdzie $γ, δ, α, β$ są wykładnikami równymi współczynnikom reakcji odwracalnej; $K_(równe)$ jest stałą równowagi chemicznej.

Otrzymane wyrażenie opisuje ilościowo stan równowagi i jest matematycznym wyrażeniem prawa działania mas dla układów równowagi.

W stałej temperaturze stała równowagi jest stałą wartością dla danej reakcji odwracalnej. Pokazuje zależność pomiędzy stężeniami produktów reakcji (licznik) i substancji wyjściowych (mianownik), która ustala się w stanie równowagi.

Stałe równowagi oblicza się na podstawie danych eksperymentalnych, wyznaczając stężenia równowagowe substancji wyjściowych i produktów reakcji w określonej temperaturze.

Wartość stałej równowagi charakteryzuje wydajność produktów reakcji i kompletność jej przebiegu. Jeśli otrzymamy $K_(równe) >> 1$, oznacza to, że w równowadze $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, tj. stężenia produktów reakcji przeważają nad stężeniami substancji wyjściowych, a wydajność produktów reakcji jest wysoka.

Przy $K_ (równe)

$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$

stała równowagi

$K_(równe)=(·)/(·)$

przy 20°С$ wartość wynosi 0,28 USD (tj. mniej niż 1 USD). Oznacza to, że znaczna część estru nie uległa hydrolizie.

W przypadku reakcji heterogenicznych wyrażenie stałej równowagi obejmuje stężenia tylko tych substancji, które znajdują się w fazie gazowej lub ciekłej. Na przykład dla reakcji

stałą równowagi wyraża się w następujący sposób:

$K_(równe)=(^2)/()$

Wartość stałej równowagi zależy od rodzaju reagentów i temperatury.

Stała nie zależy od obecności katalizatora, ponieważ zmienia energię aktywacji zarówno reakcji do przodu, jak i do tyłu o tę samą wielkość. Katalizator może jedynie przyspieszyć osiągnięcie równowagi bez wpływu na wartość stałej równowagi.

Przesunięcie równowagi pod wpływem różnych czynników

Stan równowagi utrzymuje się przez czas nieokreślony w stałych warunkach zewnętrznych: temperaturze, stężeniu substancji wyjściowych, ciśnieniu (jeśli w reakcji biorą udział lub powstają gazy).

Zmieniając te warunki, możliwe jest przejście układu z jednego stanu równowagi do innego, spełniającego nowe warunki. To przejście nazywa się przemieszczenie Lub przesunięcie równowagi.

Rozważmy różne sposoby przesunięcia równowagi na przykładzie reakcji azotu i wodoru, w wyniku której powstaje amoniak:

$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$

$K_(równe)=(^2)/(·^3)$

Wpływ zmiany stężenia substancji

Po dodaniu do mieszaniny reakcyjnej azotu $N_2$ i wodoru $H_2$ stężenie tych gazów wzrasta, co oznacza wzrost szybkości reakcji bezpośredniej. Równowaga przesuwa się w prawo, w kierunku produktu reakcji, tj. w kierunku amoniaku $NH_3$.

Ten sam wniosek można wyciągnąć analizując wyrażenie na stałą równowagi. Wraz ze wzrostem stężenia azotu i wodoru rośnie mianownik, a ponieważ $K_(równe)$ jest wartością stałą, licznik musi rosnąć. Zatem ilość produktu reakcji $NH_3$ w mieszaninie reakcyjnej wzrośnie.

Wzrost stężenia produktu reakcji amoniaku $NH_3$ będzie prowadził do przesunięcia równowagi w lewo, w stronę tworzenia substancji wyjściowych. Wniosek ten można wyciągnąć na podstawie podobnego rozumowania.

Wpływ zmiany ciśnienia

Zmiana ciśnienia dotyczy tylko tych układów, w których co najmniej jedna z substancji jest w stanie gazowym. Wraz ze wzrostem ciśnienia zmniejsza się objętość gazów, co oznacza wzrost ich stężenia.

Załóżmy, że ciśnienie w układzie zamkniętym wzrosło, na przykład, 2 razy. Oznacza to, że stężenia wszystkich substancji gazowych ($N_2, H_2, NH_3$) w reakcji, którą rozważamy, wzrosną 2$ razy. W tym przypadku licznik w wyrażeniu $K_(równe)$ wzrośnie 4-krotnie, a mianownik o 16$, czyli: równowaga zostanie zakłócona. Aby go przywrócić, stężenie amoniaku musi wzrosnąć, a stężenie azotu i wodoru musi spaść. Bilans przesunie się w prawo. Zmiana ciśnienia praktycznie nie ma wpływu na objętość cieczy i ciał stałych, tj. nie zmienia ich stężenia. W konsekwencji stan równowagi chemicznej reakcji, w których nie biorą udziału gazy, nie zależy od ciśnienia.

Wpływ zmiany temperatury

Jak wiadomo, wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość wszystkich reakcji (egzo- i endotermicznych). Ponadto wzrost temperatury ma większy wpływ na szybkość reakcji, które mają wysoką energię aktywacji, a zatem są endotermiczne.

Zatem szybkość reakcji odwrotnej (w naszym przykładzie endotermicznej) wzrasta bardziej niż szybkość reakcji naprzód. Równowaga przesunie się w stronę procesu, któremu towarzyszy absorpcja energii.

Kierunek przesunięcia równowagi można przewidzieć korzystając z zasady Le Chateliera (1884):

Jeśli na układ znajdujący się w równowadze zostanie wywarty wpływ zewnętrzny (stężenie, ciśnienie, zmiany temperatury), wówczas równowaga przesunie się w stronę, która osłabia to oddziaływanie.

Wyciągnijmy wnioski:

• wraz ze wzrostem stężenia reagentów równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku tworzenia produktów reakcji;
• wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku tworzenia substancji wyjściowych;
• wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku reakcji, w której objętość powstałych substancji gazowych jest mniejsza;
• wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej;
• wraz ze spadkiem temperatury - w stronę procesu egzotermicznego.

Zasada Le Chateliera ma zastosowanie nie tylko do reakcji chemicznych, ale także do wielu innych procesów: parowania, kondensacji, topnienia, krystalizacji itp. Przy wytwarzaniu najważniejszych produktów chemicznych zasada Le Chateliera i obliczenia wynikające z prawa działania mas umożliwiają znalezienie takich warunków prowadzenia procesów chemicznych, które zapewniają maksymalną wydajność pożądanej substancji.

>> Chemia: Reakcje odwracalne i nieodwracalne

CO2+ H2O = H2CO3

Pozostaw powstały roztwór kwasu na stojaku. Po pewnym czasie zobaczymy, że roztwór ponownie zmienił kolor na fioletowy, ponieważ kwas rozłożył się na swoje pierwotne substancje.

Proces ten można przeprowadzić znacznie szybciej, jeśli roztwór stanowi jedną trzecią kwasu węglowego. W związku z tym reakcja wytwarzania kwasu węglowego zachodzi zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu, to znaczy jest odwracalna. Odwracalność reakcji wskazują dwie przeciwnie skierowane strzałki:

Wśród odwracalnych reakcji, na których powstają najważniejsze produkty chemiczne, jako przykład przytoczmy reakcję syntezy (związku) tlenku siarki (VI) z tlenku siarki (IV) i tlenu.

1. Reakcje odwracalne i nieodwracalne.

2. Reguła Bertholleta.

Zapisz równania reakcji spalania omawianych w tekście akapitu, zwracając uwagę, że w wyniku tych reakcji powstają tlenki pierwiastków, z których zbudowane są pierwotne substancje.

Na końcu akapitu scharakteryzuj trzy ostatnie reakcje przeprowadzone zgodnie z planem: a) charakter i liczba odczynników i produktów; b) stan skupienia; c) kierunek: d) obecność katalizatora; e) wydzielanie lub pochłanianie ciepła

Jaka niedokładność została popełniona przy pisaniu równania reakcji wypalania wapienia zaproponowanego w tekście akapitu?

Jak prawdziwe jest stwierdzenie, że reakcje złożone będą na ogół reakcjami egzotermicznymi? Uzasadnij swój punkt widzenia, odwołując się do faktów podanych w tekście podręcznika.

Treść lekcji notatki z lekcji ramka wspomagająca prezentację lekcji metody przyspieszania technologie interaktywne Ćwiczyć zadania i ćwiczenia autotest warsztaty, szkolenia, case'y, zadania prace domowe dyskusja pytania retoryczne pytania uczniów Ilustracje pliki audio, wideo i multimedia fotografie, obrazy, grafiki, tabele, diagramy, humor, anegdoty, dowcipy, komiksy, przypowieści, powiedzenia, krzyżówki, cytaty Dodatki streszczenia artykuły sztuczki dla ciekawskich szopki podręczniki podstawowy i dodatkowy słownik terminów inne Udoskonalanie podręczników i lekcjipoprawianie błędów w podręczniku aktualizacja fragmentu podręcznika, elementy innowacji na lekcji, wymiana przestarzałej wiedzy na nową Tylko dla nauczycieli doskonałe lekcje plan kalendarza na rok; zalecenia metodologiczne; programy dyskusji; Zintegrowane Lekcje