>> Kemi: Kemisk jämvikt och metoder för dess förskjutning I reversibla processer är hastigheten för den direkta reaktionen initialt maximal och minskar sedan på grund av att koncentrationerna av utgångsämnena som förbrukas vid bildningen av reaktionsprodukter minskar. Tvärtom ökar hastigheten för den omvända reaktionen, minimal i början, när koncentrationen av reaktionsprodukter ökar. Slutligen kommer ett ögonblick då takterna för framåt- och bakåtreaktionerna blir lika.
Tillståndet för en kemisk reversibel process kallas kemisk jämvikt om hastigheten på den framåtriktade reaktionen är lika med hastigheten för den omvända reaktionen.
Kemisk jämvikt är dynamisk (mobil), eftersom reaktionen inte stannar när den inträffar, bara koncentrationerna av komponenterna förblir oförändrade, det vill säga per tidsenhet bildas samma mängd reaktionsprodukter som omvandlas till utgångsämnena. Vid konstant temperatur och tryck kan jämvikten för en reversibel reaktion upprätthållas på obestämd tid.
I produktionen är de oftast intresserade av förekomsten av den direkta reaktionen. Till exempel vid framställning av ammoniak, svaveloxid (VI). kväveoxid (II). Hur härleder man ett system från ett jämviktstillstånd? Hur påverkar en förändring i yttre förhållanden den, under vilken en eller annan reversibel inträffar? kemisk process?
Lektionens innehåll lektionsanteckningar stödja frame lektion presentation acceleration metoder interaktiv teknik Öva uppgifter och övningar självtest workshops, utbildningar, fall, uppdrag hemläxa diskussionsfrågor retoriska frågor från studenter Illustrationer ljud, videoklipp och multimedia fotografier, bilder, grafik, tabeller, diagram, humor, anekdoter, skämt, serier, liknelser, ordspråk, korsord, citat Tillägg sammandrag artiklar knep för nyfikna spjälsängar läroböcker grundläggande och ytterligare ordbok över termer andra Förbättra läroböcker och lektionerrätta fel i läroboken uppdatera ett fragment i en lärobok, inslag av innovation i lektionen, ersätta föråldrad kunskap med nya. Endast för lärare perfekta lektioner kalenderplan för året metodologiska rekommendationer diskussionsprogram Integrerade lektionerJämviktstillståndet för en reversibel reaktion kan vara på obestämd tid (utan ingripande utifrån). Men om en extern påverkan utövas på ett sådant system (ändra temperaturen, trycket eller koncentrationen av slutliga eller initiala ämnen), kommer jämviktstillståndet att störas. Hastigheten för en av reaktionerna kommer att bli högre än hastigheten för den andra. Med tiden kommer systemet igen att inta ett jämviktstillstånd, men de nya jämviktskoncentrationerna av de initiala och slutliga ämnena kommer att skilja sig från de ursprungliga. I det här fallet talar de om en förändring av kemisk jämvikt i en eller annan riktning.
Om, till följd av en yttre påverkan, hastigheten på den framåtriktade reaktionen blir större än hastigheten för den omvända reaktionen, betyder det att den kemiska jämvikten har förskjutits åt höger. Om tvärtom hastigheten på den omvända reaktionen blir större betyder det att den kemiska jämvikten har förskjutits åt vänster.
När jämvikten skiftar åt höger minskar utgångsämnenas jämviktskoncentrationer och slutämnenas jämviktskoncentrationer ökar jämfört med de initiala jämviktskoncentrationerna. Följaktligen ökar också utbytet av reaktionsprodukter.
En förskjutning av kemisk jämvikt åt vänster orsakar en ökning av jämviktskoncentrationerna av utgångsämnena och en minskning av jämviktskoncentrationerna för slutprodukterna, vars utbyte kommer att minska.
Riktningen för förskjutningen i kemisk jämvikt bestäms med hjälp av Le Chateliers princip: ”Om en yttre påverkan utövas på ett system i ett tillstånd av kemisk jämvikt (förändring av temperatur, tryck, koncentration av ett eller flera ämnen som deltar i reaktionen), kommer att leda till en ökning av reaktionshastigheten, vars förekomst kommer att kompensera (minska) påverkan."
Till exempel, när koncentrationen av utgångsämnen ökar, ökar hastigheten på den framåtriktade reaktionen och jämvikten skiftar åt höger. När koncentrationen av utgångsämnena minskar, tvärtom, ökar hastigheten för den omvända reaktionen, och den kemiska jämvikten skiftar till vänster.
När temperaturen ökar (dvs när systemet värms upp) skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen, och när den minskar (dvs när systemet svalnar) - mot den exoterma reaktionen. (Om framåtreaktionen är exoterm, kommer den omvända reaktionen nödvändigtvis att vara endoterm och vice versa).
Det bör betonas att en ökning av temperaturen i regel ökar hastigheten för både framåt- och bakåtreaktioner, men hastigheten för en endoterm reaktion ökar i större utsträckning än hastigheten för en exoterm reaktion. Följaktligen, när systemet kyls, minskar hastigheten för framåt- och bakåtreaktioner, men inte heller i samma utsträckning: för en exoterm reaktion är den betydligt mindre än för en endoterm.
En förändring i trycket påverkar en förskjutning i kemisk jämvikt endast om två villkor är uppfyllda:
det är nödvändigt att minst ett av ämnena som deltar i reaktionen är i gasform, till exempel:
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - en förändring i trycket påverkar förskjutningen av jämvikten.
CH 3 COOH (vätska) + C 2 H 5 OH (vätska) CH 3 COOC 2 H 5 (vätska) + H 2 O (vätska) – en tryckförändring påverkar inte förändringen i kemisk jämvikt, eftersom ingen av utgångs- eller slutämnena är i gasformigt tillstånd;
om flera ämnen är i gasform, är det nödvändigt att antalet gasmolekyler på vänster sida av ekvationen för en sådan reaktion inte är lika med antalet gasmolekyler på höger sida av ekvationen, till exempel:
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – tryckförändringar påverkar jämviktsförskjutningen
I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – tryckförändring påverkar inte jämviktsförskjutningen
När dessa två villkor är uppfyllda leder en tryckökning till en förskjutning av jämvikten mot en reaktion, vars förekomst minskar antalet gasmolekyler i systemet. I vårt exempel (katalytisk förbränning av SO 2) kommer detta att vara en direkt reaktion.
En minskning av trycket, tvärtom, förskjuter jämvikten mot den reaktion som sker med bildandet av ett större antal gasmolekyler. I vårt exempel kommer detta att vara den motsatta reaktionen.
En ökning av trycket orsakar en minskning av systemets volym och därför en ökning av de molära koncentrationerna av gasformiga ämnen. Som ett resultat ökar hastigheten av framåt- och bakåtreaktioner, men inte i samma utsträckning. En minskning av trycket enligt ett liknande schema leder till en minskning av hastigheten för framåt- och bakåtreaktioner. Men samtidigt minskar reaktionshastigheten, mot vilken jämvikten skiftar, i mindre utsträckning.
Katalysatorn påverkar inte jämviktsförskjutningen, eftersom den snabbar upp (eller saktar ner) både framåt- och bakåtreaktionen i samma utsträckning. I dess närvaro etableras kemisk jämvikt bara snabbare (eller långsammare).
Om ett system påverkas av flera faktorer samtidigt, agerar var och en av dem oberoende av de andra. Till exempel vid syntes av ammoniak
N 2(gas) + 3H 2(gas) 2NH 3(gas)
reaktionen utförs genom uppvärmning och i närvaro av en katalysator för att öka dess hastighet Men effekten av temperaturen leder till att reaktionens jämvikt skiftar åt vänster, mot den omvända endotermiska reaktionen. Detta orsakar en minskning av produktionen av NH 3. För att kompensera för denna oönskade temperatureffekt och öka utbytet av ammoniak, ökas samtidigt trycket i systemet, vilket förskjuter reaktionens jämvikt åt höger, d.v.s. mot bildandet av färre gasmolekyler.
I detta fall väljs de mest optimala betingelserna för reaktionen (temperatur, tryck) experimentellt, vid vilka den skulle fortgå med en tillräckligt hög hastighet och ge ett ekonomiskt lönsamt utbyte av slutprodukten.
Le Chateliers princip används på liknande sätt inom den kemiska industrin vid tillverkning av stort antal olika ämnen av stor betydelse för samhällsekonomin.
Le Chateliers princip gäller inte bara reversibel kemiska reaktioner, men också till olika andra jämviktsprocesser: fysikaliska, fysikalisk-kemiska, biologiska.
Den vuxna människokroppen kännetecknas av den relativa beständigheten hos många parametrar, inklusive olika biokemiska indikatorer, inklusive koncentrationerna av biologiskt aktiva ämnen. Ett sådant tillstånd kan dock inte kallas jämvikt, eftersom den är inte tillämplig på öppna system.
Människokroppen, som alla levande system, byter ständigt olika ämnen med miljön: den konsumerar mat och frigör produkter av deras oxidation och förfall. Därför är det typiskt för en organism stabilt tillstånd, definierad som konstansen av dess parametrar vid en konstant hastighet av utbyte av materia och energi med miljön. Till en första approximation kan ett stationärt tillstånd betraktas som en serie jämviktstillstånd sammankopplade av relaxationsprocesser. I ett jämviktstillstånd bibehålls koncentrationerna av ämnen som deltar i reaktionen på grund av påfyllning av de initiala produkterna från utsidan och avlägsnande av slutprodukterna till utsidan. En förändring av deras innehåll i kroppen leder inte, till skillnad från slutna system, till en ny termodynamisk jämvikt. Systemet återgår till sitt ursprungliga tillstånd. Således bibehålls den relativa dynamiska konstantheten hos sammansättningen och egenskaperna hos den inre miljön i kroppen, vilket bestämmer stabiliteten hos dess fysiologiska funktioner. Denna egenskap hos ett levande system kallas annorlunda homeostas.
Under livet av en organism i ett stationärt tillstånd, i motsats till ett slutet jämviktssystem, uppstår en ökning av entropin. Men tillsammans med detta sker också den omvända processen samtidigt - en minskning av entropin på grund av konsumtionen av näringsämnen med ett lågt entropivärde från miljön (till exempel högmolekylära föreningar - proteiner, polysackarider, kolhydrater, etc.) och utsläpp av nedbrytningsprodukter till miljön. Enligt I.R Prigogines position tenderar den totala produktionen av entropi för en organism i ett stationärt tillstånd till ett minimum.
Ett stort bidrag till utvecklingen av icke-jämviktstermodynamik gjordes av I. R. Prigozhy, Nobelpristagare 1977, som hävdade att "i alla icke-jämviktssystem finns det lokala områden som är i ett jämviktstillstånd. I klassisk termodynamik hänvisar jämvikt till hela systemet, men i icke-jämvikt, bara till dess individuella delar."
Det har fastställts att entropin i sådana system ökar under embryogenes, under regenereringsprocesser och tillväxten av maligna neoplasmer.
Kemisk jämvikt och principerna för dess förskjutning (Le Chateliers princip)
Vid reversibla reaktioner, under vissa förhållanden, kan ett tillstånd av kemisk jämvikt uppstå. Detta är ett tillstånd där hastigheten för den omvända reaktionen blir lika med hastigheten för den framåtriktade reaktionen. Men för att förskjuta jämvikten i en eller annan riktning är det nödvändigt att ändra villkoren för reaktionen. Principen för att skifta jämvikt är Le Chateliers princip.
Huvudpunkter:
1. En yttre påverkan på ett system som befinner sig i ett jämviktstillstånd leder till en förskjutning av denna jämvikt i en riktning där effekten av effekten försvagas.
2. När koncentrationen av ett av de reagerande ämnena ökar, skiftar jämvikten mot konsumtionen av detta ämne, när koncentrationen minskar, skiftar jämvikten mot bildningen av detta ämne.
3. Med en ökning av trycket skiftar jämvikten mot en minskning av mängden gasformiga ämnen, det vill säga mot en minskning av trycket; när trycket minskar skiftar jämvikten mot ökande mängder gasformiga ämnen, det vill säga mot ökande tryck. Om reaktionen fortsätter utan att ändra antalet molekyler av gasformiga ämnen, påverkar trycket inte jämviktspositionen i detta system.
4. När temperaturen ökar skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen, och när temperaturen sjunker, mot den exoterma reaktionen.
För principerna tackar vi manualen "Beginnings of Chemistry" Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Popkov V.A.
Unified State Examination uppgifter om kemisk jämvikt (tidigare A21)
Uppgift nr 1.
H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q
1. Ökat tryck
2. Stigande temperatur
3. Minskat tryck
Förklaring: Låt oss först överväga reaktionen: alla ämnen är gaser och på höger sida finns två molekyler av produkter, och till vänster finns det bara en, reaktionen är också endoterm (-Q). Låt oss därför överväga förändringen i tryck och temperatur. Vi behöver jämvikten för att skifta mot reaktionsprodukterna. Om vi ökar trycket så kommer jämvikten att skifta mot minskande volym, det vill säga mot reaktanterna - det passar oss inte. Om vi ökar temperaturen kommer jämvikten att skifta mot den endotermiska reaktionen, i vårt fall mot produkterna, vilket är vad som krävdes. Rätt svar är 2.
Uppgift nr 2.
Kemisk jämvikt i systemet
SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + NO2(g) - Q
kommer att förskjutas mot bildandet av reagenser när:
1. Ökad NO-koncentration
2. Ökad SO2-koncentration
3. Temperaturen stiger
4. Ökat tryck
Förklaring: alla ämnen är gaser, men volymerna på höger och vänster sida av ekvationen är desamma, så trycket kommer inte att påverka jämvikten i systemet. Tänk på förändringen i temperatur: när temperaturen ökar skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen, just mot reaktanterna. Rätt svar är 3.
Uppgift nr 3.
I systemet
2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q
en balansförskjutning åt vänster kommer att bidra
1. Ökat tryck
2. Ökning av N2O4-koncentration
3. Temperaturfall
4. Introduktion av katalysator
Förklaring: Låt oss vara uppmärksamma på det faktum att volymerna av gasformiga ämnen på höger och vänster sida av ekvationen inte är lika, därför kommer en förändring i trycket att påverka jämvikten i detta system. Med ökande tryck skiftar nämligen jämvikten mot en minskning av mängden gasformiga ämnen, det vill säga åt höger. Det här passar oss inte. Reaktionen är exoterm, därför kommer en temperaturförändring att påverka systemets jämvikt. När temperaturen sjunker kommer jämvikten att skifta mot den exoterma reaktionen, det vill säga också åt höger. När koncentrationen av N2O4 ökar skiftar jämvikten mot konsumtionen av detta ämne, det vill säga till vänster. Rätt svar är 2.
Uppgift nr 4.
Som reaktion
2Fe(s) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(s) + 3H2(g) - Q
jämvikten kommer att skifta mot reaktionsprodukterna när
1. Ökat tryck
2. Lägga till en katalysator
3. Tillsätt järn
4. Tillsätt vatten
Förklaring: antalet molekyler i höger och vänster del är detsamma, så en förändring i trycket kommer inte att påverka jämvikten i detta system. Låt oss överväga en ökning av koncentrationen av järn - jämvikten bör skifta mot konsumtionen av detta ämne, det vill säga till höger (mot reaktionsprodukterna). Rätt svar är 3.
Uppgift nr 5.
Kemisk jämvikt
H2O(l) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q
kommer att skifta mot bildandet av produkter i ärendet
1. Ökat tryck
2. Öka temperaturen
3. Öka processtiden
4. Katalysatortillämpningar
Förklaring: en tryckförändring kommer inte att påverka jämvikten i ett givet system, eftersom inte alla ämnen är gasformiga. När temperaturen ökar skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen, det vill säga åt höger (mot bildandet av produkter). Rätt svar är 2.
Uppgift nr 6.
När trycket ökar kommer den kemiska jämvikten att skifta mot produkterna i systemet:
1. CH4(g) + 3S(s) ↔ CS2(g) + 2H2S(g) - Q
2. C(t) + CO2(g) ↔ 2CO(g) - Q
3. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q
4. Ca(HCO3)2(t) ↔ CaCO3(t) + CO2(g) + H2O(g) - Q
Förklaring: reaktionerna 1 och 4 påverkas inte av tryckförändringar, eftersom inte alla deltagande ämnen är gasformiga i ekvation 2, antalet molekyler på höger och vänster sida är detsamma, så trycket kommer inte att påverka. Ekvation 3 kvarstår: med ökande tryck bör jämvikten förskjutas mot minskande mängder gasformiga ämnen (4 molekyler till höger, 2 molekyler till vänster), det vill säga mot reaktionsprodukterna. Rätt svar är 3.
Uppgift nr 7.
Påverkar inte balansförskjutningen
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) - Q
1. Öka trycket och tillsätta katalysator
2. Höj temperaturen och tillsätt väte
3. Sänk temperaturen och tillsätt vätejodid
4. Tillsätter jod och tillsätter väte
Förklaring: i den högra och vänstra delen är mängden gasformiga ämnen desamma, så en tryckförändring kommer inte att påverka jämvikten i systemet, och tillsatsen av en katalysator kommer inte heller att påverka den, eftersom så snart vi lägger till en katalysator, den direkta reaktionen kommer att accelerera, och omedelbart kommer omvändningen och jämvikten i systemet att återställas. Rätt svar är 1.
Uppgift nr 8.
Att förskjuta jämvikten i en reaktion åt höger
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g); ΔH°<0
nödvändig
1. Introduktion av katalysator
2. Sänkning av temperaturen
3. Sänk trycket
4. Minskad syrekoncentration
Förklaring: en minskning av syrekoncentrationen kommer att leda till en förskjutning av jämvikten mot reaktanterna (till vänster). En minskning av trycket kommer att förskjuta jämvikten mot en minskning av mängden gasformiga ämnen, det vill säga åt höger. Rätt svar är 3.
Uppgift nr 9.
Produktutbyte i en exoterm reaktion
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)
med en samtidig ökning av temperatur och minskning av tryck
1. Öka
2. Kommer att minska
3. Kommer inte att förändras
4. Först kommer det att öka, sedan kommer det att minska
Förklaring: när temperaturen ökar skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen, det vill säga mot produkterna, och när trycket minskar skiftar jämvikten mot en ökning av mängderna gasformiga ämnen, det vill säga även till vänster. Därför kommer produktutbytet att minska. Rätt svar är 2.
Uppgift nr 10.
Ökning av utbytet av metanol i reaktionen
CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q
främjar
1. Öka temperaturen
2. Introduktion av katalysator
3. Introduktion av inhibitor
4. Ökat tryck
Förklaring: med ökande tryck skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen, det vill säga mot reaktanterna. En tryckökning förskjuter jämvikten mot minskande mängder gasformiga ämnen, det vill säga mot bildning av metanol. Rätt svar är 4.
Uppgifter för oberoende lösning (svar nedan)
1. I systemet
CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g)+ Q
en förskjutning i kemisk jämvikt mot reaktionsprodukter kommer att underlättas av
1. Minska trycket
2. Öka temperaturen
3. Ökning av kolmonoxidkoncentrationen
4. Ökning av vätekoncentrationen
2. I vilket system, när trycket ökar, förskjuts jämvikten mot reaktionsprodukterna?
1. 2СО2(g) ↔ 2СО2(g) + O2(g)
2. C2H4(g) ↔ C2H2(g) + H2(g)
3. PCl3(g) + Cl2(g) ↔ PCl5(g)
4. H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl(g)
3. Kemisk jämvikt i systemet
2HBr(g) ↔ H2(g) + Br2(g) - Q
kommer att skifta mot reaktionsprodukterna när
1. Ökat tryck
2. Stigande temperatur
3. Minskat tryck
4. Använda en katalysator
4. Kemisk jämvikt i systemet
C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O+ Q
skiftar mot reaktionsprodukterna när
1. Tillsätt vatten
2. Minska koncentrationen av ättiksyra
3. Ökande eterkoncentration
4. Vid borttagning av ester
5. Kemisk jämvikt i systemet
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
skiftar mot bildningen av reaktionsprodukten när
1. Ökat tryck
2. Stigande temperatur
3. Minskat tryck
4. Applicering av katalysator
6. Kemisk jämvikt i systemet
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
kommer att skifta mot reaktionsprodukterna när
1. Ökat tryck
2. Sänkning av temperaturen
3. Ökad CO-koncentration
4. Temperaturen stiger
7. Ändringar i trycket påverkar inte tillståndet för kemisk jämvikt i systemet
1. 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)
2. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
3. 2CO(g) + O2(g) ↔ 2CO2(g)
4. N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g)
8. I vilket system kommer den kemiska jämvikten med ökande tryck att förskjutas mot utgångsämnena?
1. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q
2. N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q
3. CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(g) - Q
4. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q
9. Kemisk jämvikt i systemet
С4Н10(g) ↔ С4Н6(g) + 2Н2(g) - Q
kommer att skifta mot reaktionsprodukterna när
1. Öka temperaturen
2. Sänkning av temperaturen
3. Använda en katalysator
4. Minska butankoncentrationen
10. Om tillståndet för kemisk jämvikt i systemet
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) -Q
ingen effekt
1. Ökat tryck
2. Ökad jodkoncentration
3. Öka temperaturen
4. Sänk temperaturen
2016 års uppdrag
1. Upprätta en överensstämmelse mellan ekvationen för en kemisk reaktion och förskjutningen i kemisk jämvikt med ökande tryck i systemet.
Reaktionsekvation Förskjutning av kemisk jämvikt
A) N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) - Q 1. Skiftar mot den direkta reaktionen
B) N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q 2. Växlar mot omvänd reaktion
B) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) - Q 3. Det finns ingen förskjutning i jämvikt
D) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q
2. Upprätta en överensstämmelse mellan yttre påverkan på systemet:
CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q
och en förändring i kemisk jämvikt.
A. Ökning av CO-koncentration 1. Skiftar mot den direkta reaktionen
B. Tryckminskning 3. Ingen jämviktsförskjutning inträffar
3. Upprätta en överensstämmelse mellan yttre påverkan på systemet
HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q
Yttre påverkan Förskjutning i kemisk jämvikt
A. Tillsats av HCOOH 1. Växlar mot den direkta reaktionen
B. Spädning med vatten 3. Ingen jämviktsförskjutning inträffar
D. Ökning av temperaturen
4. Upprätta en överensstämmelse mellan yttre påverkan på systemet
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q
och en förändring i kemisk jämvikt.
Yttre påverkan Förskjutning i kemisk jämvikt
A. Minska trycket 1. Växlar mot framåtreaktionen
B. Ökning av temperaturen 2. Växlar mot omvänd reaktion
B. Ökning av NO2-temperaturen 3. Ingen jämviktsförskjutning inträffar
D. Tillsats av O2
5. Upprätta en överensstämmelse mellan yttre påverkan på systemet
4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) + Q
och en förändring i kemisk jämvikt.
Yttre påverkan Förskjutning i kemisk jämvikt
A. Minskad temperatur 1. Växla mot direkt reaktion
B. Ökning av trycket 2. Växlar mot omvänd reaktion
B. Ökning av koncentrationen i ammoniak 3. Det finns ingen förändring i jämvikt
D. Avlägsnande av vattenånga
6. Upprätta en överensstämmelse mellan yttre påverkan på systemet
WO3(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) +Q
och en förändring i kemisk jämvikt.
Yttre påverkan Förskjutning i kemisk jämvikt
A. Ökning av temperaturen 1. Växlar mot en direkt reaktion
B. Ökning av trycket 2. Växlar mot omvänd reaktion
B. Användning av en katalysator 3. Det finns ingen förändring i jämvikt
D. Avlägsnande av vattenånga
7. Upprätta en överensstämmelse mellan yttre påverkan på systemet
С4Н8(g) + Н2(g) ↔ С4Н10(g) + Q
och en förändring i kemisk jämvikt.
Yttre påverkan Förskjutning i kemisk jämvikt
A. Ökning av vätekoncentrationen 1. Växlar mot en direkt reaktion
B. Ökning av temperaturen 2. Växlar mot omvänd reaktion
B. Ökning av trycket 3. Ingen förskjutning i jämvikt sker
D. Användning av en katalysator
8. Upprätta en överensstämmelse mellan ekvationen för en kemisk reaktion och en samtidig förändring av systemets parametrar, vilket leder till en förskjutning av den kemiska jämvikten mot en direkt reaktion.
Reaktionsekvation Ändring av systemparametrar
A. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. Ökande temperatur och vätekoncentration
B. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g) -Q 2. Minskad temperatur och vätekoncentration
B. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. Ökande temperatur och minskande vätekoncentration
D. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. Minskad temperatur och ökning av vätekoncentrationen
9. Upprätta en överensstämmelse mellan ekvationen för en kemisk reaktion och förskjutningen i kemisk jämvikt med ökande tryck i systemet.
Reaktionsekvation Riktning av kemisk jämviktsförskjutning
A. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(s) 1. Skiftar mot den direkta reaktionen
B. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. Växlar mot omvänd reaktion
B. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. Det finns ingen förskjutning i jämvikt
G. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)
10. Upprätta en överensstämmelse mellan ekvationen för en kemisk reaktion och en samtidig förändring av förutsättningarna för dess genomförande, vilket leder till en förskjutning av den kemiska jämvikten mot en direkt reaktion.
Reaktionsekvation Ändrade förhållanden
A. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. Ökning av temperatur och tryck
B. N2O4(l) ↔ 2NO2(g) -Q 2. Minskad temperatur och tryck
B. CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g) + Q 3. Ökning i temperatur och minskning av tryck
D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Minskande temperatur och ökning av tryck
Svar: 1 - 3, 2 - 3, 3 - 2, 4 - 4, 5 - 1, 6 - 4, 7 - 4, 8 - 2, 9 - 1, 10 - 1
1. 3223
2. 2111
3. 1322
4. 2221
5. 1211
6. 2312
7. 1211
8. 4133
9. 1113
10. 4322
För uppdragen tackar vi övningssamlingarna för 2016, 2015, 2014, 2013, författare:
Kavernina A.A., Dobrotina D.Yu., Snastina M.G., Savinkina E.V., Zhiveinova O.G.
9. Hastighet av kemisk reaktion. Kemisk jämvikt
9.2. Kemisk jämvikt och dess förskjutning
De flesta kemiska reaktioner är reversibla, d.v.s. Flöda samtidigt både i riktningen för bildandet av produkter och i riktningen för deras nedbrytning (från vänster till höger och från höger till vänster).
Exempel på reaktionsekvationer för reversibla processer:
N 2 + 3H 2 ⇄ t °, p, kat 2NH 3
2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , cat 2SO 3
H2 + I2 ⇄ t° 2HI
Reversibla reaktioner kännetecknas av ett speciellt tillstånd som kallas ett tillstånd av kemisk jämvikt.
Kemisk jämvikt- detta är ett tillstånd i systemet där hastigheten för framåt- och bakåtreaktioner blir lika. När man går mot kemisk jämvikt minskar hastigheten för framåtreaktionen och koncentrationen av reaktanter, medan den omvända reaktionen och koncentrationen av produkter ökar.
I ett tillstånd av kemisk jämvikt bildas lika mycket produkt per tidsenhet som den sönderdelas. Som ett resultat ändras inte koncentrationerna av ämnen i ett tillstånd av kemisk jämvikt över tiden. Detta betyder dock inte alls att jämviktskoncentrationerna eller massorna (volymerna) av alla ämnen nödvändigtvis är lika med varandra (se fig. 9.8 och 9.9). Kemisk jämvikt är en dynamisk (mobil) jämvikt som kan reagera på yttre påverkan.
Övergången av ett jämviktssystem från ett jämviktstillstånd till ett annat kallas en förskjutning eller förskjutning i jämvikt. I praktiken talar man om en förskjutning av jämvikten mot reaktionsprodukterna (till höger) eller mot utgångsämnena (till vänster); en framåtreaktion är en som sker från vänster till höger, och en omvänd reaktion sker från höger till vänster. Jämviktstillståndet visas med två motsatt riktade pilar: ⇄.
Principen för att skifta jämvikt formulerades av den franske vetenskapsmannen Le Chatelier (1884): ett yttre inflytande på ett system som är i jämvikt leder till en förskjutning av denna jämvikt i en riktning som försvagar effekten av den yttre påverkan
Låt oss formulera de grundläggande reglerna för att skifta jämvikt.
Effekt av koncentration: när koncentrationen av ett ämne ökar, skiftar jämvikten mot dess konsumtion, och när den minskar, mot dess bildning.
Till exempel med en ökning av koncentrationen av H 2 i en reversibel reaktion
H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)
hastigheten för framåtreaktionen, beroende på vätekoncentrationen, kommer att öka. Som ett resultat kommer balansen att flyttas åt höger. När koncentrationen av H 2 minskar kommer hastigheten för framåtreaktionen att minska, som ett resultat kommer jämvikten i processen att skifta åt vänster.
Effekt av temperatur: När temperaturen ökar skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen, och när temperaturen sjunker skiftar den mot den exoterma reaktionen.
Det är viktigt att komma ihåg att med ökande temperatur ökar hastigheten för både exo- och endotermiska reaktioner, men den endotermiska reaktionen ökar fler gånger, för vilka E a alltid är större. När temperaturen sjunker, minskar hastigheten för båda reaktionerna, men återigen ett större antal gånger - endotermisk. Det är bekvämt att illustrera detta med ett diagram där hastighetsvärdet är proportionellt mot pilarnas längd, och jämvikten skiftar i den längre pilens riktning.
Effekt av tryck: En förändring i trycket påverkar jämviktstillståndet endast när gaser är involverade i reaktionen, och även när det gasformiga ämnet endast finns på ena sidan av den kemiska ekvationen. Exempel på reaktionsekvationer:
- trycket påverkar jämviktsförskjutningen:
3H2 (g) + N2 (g) ⇄ 2NH3 (g),
CaO (tv) + CO2 (g) ⇄ CaCO3 (tv);
- trycket påverkar inte jämviktsförskjutningen:
Cu (sv) + S (sv) = CuS (sv),
NaOH (lösning) + HCl (lösning) = NaCl (lösning) + H2O (l).
När trycket minskar skiftar jämvikten mot bildning av en större kemisk mängd gasformiga ämnen och när den ökar skiftar jämvikten mot bildning av en mindre kemisk mängd gasformiga ämnen. Om de kemiska mängderna gaser på båda sidor av ekvationen är desamma, påverkar trycket inte tillståndet för kemisk jämvikt:
H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl (g).
Detta är lätt att förstå, med tanke på att effekten av en tryckförändring liknar effekten av en förändring i koncentrationen: med en ökning av trycket n gånger ökar koncentrationen av alla ämnen i jämvikt med samma mängd (och vice versa).
Effekt av reaktionssystemets volym: en förändring i reaktionssystemets volym är associerad med en förändring i trycket och påverkar endast jämviktstillståndet för reaktioner som involverar gasformiga ämnen. En minskning av volymen innebär en ökning av trycket och förskjuter jämvikten mot bildandet av färre kemiska gaser. En ökning av systemets volym leder till en minskning av trycket och en förskjutning i jämvikt mot bildandet av en större kemisk mängd gasformiga ämnen.
Införandet av en katalysator i ett jämviktssystem eller en förändring i dess natur förskjuter inte jämvikten (ökar inte utbytet av produkten), eftersom katalysatorn accelererar både framåt- och bakåtreaktioner i samma utsträckning. Detta beror på det faktum att katalysatorn lika mycket minskar aktiveringsenergin för framåt- och bakåtprocessen. Varför använder de då en katalysator i reversibla processer? Faktum är att användningen av en katalysator i reversibla processer främjar den snabba insättande av jämvikt, och detta ökar effektiviteten i industriell produktion.
Specifika exempel på olika faktorers inverkan på jämviktsförskjutningen ges i tabell. 9.1 för ammoniaksyntesreaktionen som uppstår vid frigöring av värme. Med andra ord är den framåtriktade reaktionen exoterm, och den omvända reaktionen är endoterm.
Tabell 9.1
Inverkan av olika faktorer på förändringen i jämvikten för ammoniaksyntesreaktionen
| Faktor som påverkar jämviktssystemet | Riktning för förskjutning av jämviktsreaktionen 3 H 2 + N 2 ⇄ t, p, cat 2 NH 3 + Q |
|---|---|
| Ökning av vätekoncentrationen, s (H 2) | Jämvikt skiftar åt höger, systemet svarar med att minska c (H 2) |
| Minskad ammoniakkoncentration, s (NH 3)↓ | Jämvikt skiftar åt höger, systemet svarar med en ökning av c (NH 3) |
| Ökning av ammoniakkoncentration, s (NH 3) | Jämvikt skiftar åt vänster, systemet svarar med att minska c (NH 3) |
| Minskad kvävekoncentration, s (N 2)↓ | Jämvikt skiftar åt vänster, systemet svarar med att öka c (N 2) |
| Kompression (minskning i volym, ökning av tryck) | Jämvikt skiftar åt höger, mot en minskning av volymen av gaser |
| Expansion (ökning i volym, minskning av tryck) | Jämvikt skiftar åt vänster, mot ökande gasvolym |
| Ökat tryck | Jämvikt skiftar åt höger, mot en mindre volym gas |
| Minskat tryck | Jämvikt skiftar åt vänster, mot en större volym gaser |
| Temperaturstegring | Jämvikt skiftar åt vänster, mot den endotermiska reaktionen |
| Temperaturfall | Jämvikt skiftar åt höger, mot den exoterma reaktionen |
| Lägga till en katalysator | Balansen förskjuts inte |
Exempel 9.3.
I ett tillstånd av processjämvikt
2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)
koncentrationerna av ämnen (mol/dm 3) SO 2, O 2 och SO 3 är 0,6, 0,4 respektive 0,2. Hitta de initiala koncentrationerna av SO 2 och O 2 (den initiala koncentrationen av SO 3 är noll).
Lösning. Under reaktionen förbrukas därför SO 2 och O 2
c ut (SO 2) = c lika med (SO 2) + c ut (SO 2),
c ut (O 2) = c lika med (O 2) + c ut (O 2).
Värdet på c förbrukat hittas med c (SO 3):
c ut (S02) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (mol/dm 3).
y = 0,1 mol/dm3.
c ut (O2) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (mol/dm 3).
Svar: 0,8 mol/dm 3 SO 2; 0,5 mol/dm3O2.
När man utför examensuppgifter förväxlas ofta inflytandet av olika faktorer, å ena sidan på reaktionshastigheten och å andra sidan på förskjutningen i kemisk jämvikt.
För en reversibel process
med ökande temperatur ökar hastigheten för både framåt- och bakåtreaktioner; när temperaturen sjunker, minskar hastigheten för både framåt- och bakåtreaktioner;
med ökande tryck ökar hastigheten för alla reaktioner som sker med deltagande av gaser, både direkt och omvänd. När trycket minskar, minskar hastigheten för alla reaktioner som sker med deltagande av gaser, både direkta och omvända;
att införa en katalysator i systemet eller ersätta den med en annan katalysator förändrar inte jämvikten.
Exempel 9.4.
En reversibel process inträffar, beskriven av ekvationen
N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) + Q
Tänk på vilka faktorer: 1) öka synteshastigheten för ammoniakreaktionen; 2) flytta balansen åt höger:
a) temperaturminskning;
b) ökning i tryck;
c) minskning av NH3-koncentration;
d) användning av en katalysator;
e) ökning av N2-koncentration.
Lösning. Faktorer b), d) och e) ökar hastigheten för ammoniaksyntesreaktionen (liksom ökande temperatur, ökande H2-koncentration); flytta balansen åt höger - a), b), c), e).
Svar: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.
Exempel 9.5.
Nedan är energidiagrammet för en reversibel reaktion
Lista alla sanna påståenden:
a) den omvända reaktionen fortskrider snabbare än den direkta reaktionen;
b) med ökande temperatur ökar hastigheten för den omvända reaktionen fler gånger än den direkta reaktionen;
c) en direkt reaktion sker med absorption av värme;
d) temperaturkoefficienten y är större för den omvända reaktionen.
Lösning.
a) Påståendet är korrekt, eftersom E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) är mindre än E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).
b) Påståendet är felaktigt, hastigheten för den direkta reaktionen för vilken E a är större ökar med ett större antal gånger.
c) Påståendet är korrekt, Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).
d) Påståendet är felaktigt, γ är större för en direkt reaktion, i vilket fall E a är större.
När förhållandena förändras störs jämvikten och förskjuts mot en direkt eller omvänd reaktion. Förskjutningen i jämvikt beror på att yttre påverkan ändrar hastigheten på två inbördes motsatta processer i olika grad. Efter en tid blir systemet återigen jämvikt, d.v.s. den går från ett jämviktstillstånd till ett annat. Den nya jämvikten kännetecknas av ny jämlikhet mellan hastigheterna för framåt- och bakåtreaktioner och nya jämviktskoncentrationer av alla ämnen i systemet.
Riktningen av jämviktsförskjutningen i det allmänna fallet bestäms av Le Chateliers princip: om ett externt inflytande utövas på ett system i ett tillstånd av stabil jämvikt, så skiftar jämvikten mot en process som försvagar effekten av det yttre inflytandet.
En förändring i jämvikt kan orsakas av en förändring i temperatur eller koncentration (tryck) hos en av reaktanterna.
Temperatur är den parameter som värdet på jämviktskonstanten för en kemisk reaktion beror på. Frågan om jämviktsförskjutning när temperaturen ändras beroende på reaktionens användningsförhållanden löses genom att använda isobarekvationen (1.90) - =
1. För en isoterm process ∆ r H 0 (t)< 0, в правой части выражения (1.90) R >0, T > 0, därför är den första derivatan av logaritmen av jämviktskonstanten med avseende på temperatur negativ< 0, т.е. ln Kp (и сама константа Кр) являются убывающими функциями температуры. При увеличении температуры константа химического равновесия (Кр) уменьшается и что согласно закону действующих масс (2.27), (2.28)соответствует смещению химического равновесия в сторону обратной (эндотермической) реакции. Именно в этом проявляется противодействие системы оказанному воздействию.
2. För en endoterm process ∆ r H 0 (t) > 0 är derivatan av logaritmen av jämviktskonstanten med avseende på temperatur positiv (> 0), så ln Kp och Kp är ökande funktioner av temperaturen, dvs. i enlighet med massverkans lag, när temperaturen ökar, skiftar jämvikten mot den direkta (endotermiska reaktionen). Vi måste dock komma ihåg att hastigheten för både isotermiska och endotermiska processer ökar när temperaturen ökar och minskar när temperaturen sjunker, men hastighetsförändringen är inte densamma när temperaturen ändras, därför, genom att variera temperaturen, är det möjligt att förskjuta jämvikten i en given riktning. En förskjutning i jämvikt kan orsakas av en förändring i koncentrationen av en av komponenterna: tillsatsen av ett ämne till ett jämviktssystem eller dess avlägsnande från systemet.
Enligt Le Chateliers princip, när koncentrationen hos en av reaktionsdeltagarna ändras, skiftar jämvikten i den riktning som kompenserar för förändringen, dvs. med ökande koncentration av ett av utgångsämnena – in höger sida, och med ökande koncentration rör sig en av reaktionsprodukterna till vänster. Om gasformiga ämnen deltar i en reversibel reaktion, ändras alla deras koncentrationer lika och samtidigt när trycket ändras. Hastigheterna för processer förändras också, och följaktligen kan en förändring i kemisk jämvikt inträffa. Så, till exempel, med en ökning av trycket (jämfört med jämvikten) på systemet CaCO 3 (K) CO (k) + CO 2 (g), ökar hastigheten för den omvända reaktionen = vilket kommer att leda till en förskjutning av jämvikt till vänster. När trycket på samma system minskar, minskar hastigheten för den omvända reaktionen, och jämvikten skiftar åt höger. När trycket på 2HCl H 2 +Cl 2-systemet, som är i ett jämviktstillstånd, ökar, kommer jämvikten inte att förskjutas, eftersom båda hastigheterna kommer att öka lika mycket.
För systemet 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O (g) kommer en ökning av trycket att leda till en ökning av hastigheten på den framåtriktade reaktionen och en förskjutning av jämvikten åt höger.
Och så, i enlighet med Le Chateliers princip, med ökande tryck, skiftar jämvikten mot bildandet av färre mol gasformiga ämnen i gasblandningen och följaktligen mot en minskning av trycket i systemet.
Och vice versa, när yttre påverkan orsakar en minskning av trycket, skiftar jämvikten mot bildandet av fler mol av gasformiga ämnen, vilket kommer att orsaka en ökning av trycket i systemet och kommer att motverka den alstrade effekten.
Le Chateliers princip har stor praktisk betydelse. Baserat på detta är det möjligt att välja betingelser för kemisk interaktion som säkerställer maximalt utbyte av reaktionsprodukter.