Témy kodifikátora: reverzibilné a nezvratné reakcie. Chemická bilancia. Posun v chemickej rovnováhe pod vplyvom rôznych faktorov.
Ak je možná reverzná reakcia, chemické reakcie sa delia na reverzibilné a nevratné.
Reverzibilné chemické reakcie - sú to reakcie, ktorých produkty za daných podmienok môžu navzájom interagovať.
Napríklad syntéza amoniaku je reverzibilná reakcia:
N2 + 3H2 = 2NH3
Proces prebieha pri vysokej teplote, pod tlakom a v prítomnosti katalyzátora (železa). Takéto procesy sú zvyčajne reverzibilné.
Nezvratné reakcie - sú to reakcie, ktorých produkty sa za daných podmienok nemôžu vzájomne ovplyvňovať.
Napríklad, spaľovacie reakcie alebo reakcie, ku ktorým dochádza pri výbuchu, sú najčastejšie nevratné. Spaľovanie uhlíka pokračuje nezvratne:
C + 02 = C02
Viac podrobností o klasifikácia chemické reakcie sa dá čítať.
Pravdepodobnosť interakcie produktu závisí od podmienok procesu.
Ak teda systém OTVORENÉ, t.j. vymieňa s životné prostredie hmotu aj energiu, potom chemické reakcie, pri ktorých vznikajú napríklad plyny, budú nezvratné.
Napríklad , pri kalcinácii tuhého hydrogénuhličitanu sodného:
2NaHC03 → Na2C03 + CO2 + H20
plynný oxid uhličitý sa uvoľňuje a odparuje z reakčnej zóny. Preto bude táto reakcia nezvratné za týchto podmienok.
Ak uvažujeme uzavretý systém , ktorý nemôže výmena látky s prostredím (napríklad uzavretý box, v ktorom prebieha reakcia), potom oxid uhličitý nebude môcť uniknúť z reakčnej zóny a bude interagovať s vodou a uhličitanom sodným, potom bude reakcia reverzibilná pri tieto podmienky:
2NaHC03 ⇔ Na2C03 + C02 + H20
Uvažujme reverzibilné reakcie. Nechajte reverzibilnú reakciu prebiehať podľa schémy:
aA + bB ⇔ cC + dD
Rýchlosť priamej reakcie podľa zákona o hromadnej akcii je určená výrazom:
v 1 = k 1 · C A a · C B b
Rýchlosť spätnej väzby:
v 2 =k 2 ·C С с ·C D d
Tu k 1 A k 2 sú rýchlostné konštanty priamych a spätných reakcií, v tomto poradí, C A, C B, C C, C D– koncentrácie látok A, B, C a D, v tomto poradí.
Ak v počiatočnom momente reakcie nie sú v systéme žiadne látky C a D, potom častice A a B sa zrážajú a interagujú prevažne a dochádza k prevažne priamej reakcii.
Postupne sa začne zvyšovať aj koncentrácia častíc C a D, preto sa zvýši rýchlosť spätnej reakcie. V určitom okamihu rýchlosť priamej reakcie sa bude rovnať rýchlosti spätnej reakcie. Tento stav sa nazýva chemická rovnováha .
teda chemická rovnováha je stav systému, v ktorom rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké .
Pretože rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké, rýchlosť tvorby činidiel sa rovná rýchlosti ich spotreby a prúdu koncentrácie látok sa nemenia
. Takéto koncentrácie sa nazývajú rovnováha
.
Upozorňujeme, že v rovnováhe Vyskytujú sa reakcie vpred aj vzad, to znamená, že reaktanty interagujú navzájom, ale produkty tiež interagujú navzájom rovnakou rýchlosťou. Zároveň môžu ovplyvniť vonkajšie faktory premiestniť chemická rovnováha v jednom alebo druhom smere. Preto sa chemická rovnováha nazýva mobilné, alebo dynamický .
Výskum v oblasti mobilnej rovnováhy sa začal v 19. storočí. Diela Henriho Le Chateliera položili základy teórie, ktorú neskôr zovšeobecnil vedec Karl Hnedá. Princíp mobilnej rovnováhy alebo princíp Le Chatelier-Brown hovorí:
Ak je systém v rovnovážnom stave ovplyvnený vonkajším faktorom, ktorý mení niektorú z podmienok rovnováhy, potom sa v systéme zintenzívňujú procesy zamerané na kompenzáciu vonkajšieho vplyvu.
Inými slovami: Ak existuje vonkajší vplyv na systém, rovnováha sa posunie tak, aby sa tento vonkajší vplyv kompenzoval.
Tento princíp, ktorý je veľmi dôležitý, funguje pri akýchkoľvek rovnovážnych javoch (nielen pri chemických reakciách). Teraz to však zvážime vo vzťahu k chemické interakcie. V prípade chemických reakcií vonkajšie vplyvy vedú k zmenám v rovnovážnych koncentráciách látok.
Chemické reakcie v rovnovážnom stave môžu byť ovplyvnené tromi hlavnými faktormi - teplota, tlak a koncentrácie reaktantov alebo produktov.
1. Ako je známe, chemické reakcie sú sprevádzané tepelným účinkom. Ak dôjde k priamej reakcii s uvoľňovaním tepla (exotermická alebo +Q), potom nastane reverzná reakcia s absorpciou tepla (endotermická alebo -Q) a naopak. Ak zvýšiš teplota v systéme sa rovnováha posunie tak, aby sa toto zvýšenie kompenzovalo. Je logické, že pri exotermickej reakcii nie je možné kompenzovať zvýšenie teploty. So zvyšovaním teploty sa teda rovnováha v systéme posúva smerom k absorpcii tepla, t.j. smerom k endotermickým reakciám (-Q); s klesajúcou teplotou - smerom k exotermickej reakcii (+Q).
2. V prípade rovnovážnych reakcií, keď je aspoň jedna z látok v plynnej fáze, je rovnováha výrazne ovplyvnená aj zmenou tlak v systéme. Pri zvyšovaní tlaku sa chemický systém snaží kompenzovať tento efekt a zvyšuje rýchlosť reakcie, pri ktorej klesá množstvo plynných látok. Keď tlak klesá, systém zvyšuje rýchlosť reakcie, ktorá produkuje viac molekúl plynných látok. Takže: so zvýšením tlaku sa rovnováha posunie smerom k zníženiu počtu molekúl plynu a so znížením tlaku - k zvýšeniu počtu molekúl plynu.
Venujte pozornosť! Systémy, kde je počet molekúl reakčných plynov a produktov rovnaký, nie sú ovplyvnené tlakom! Taktiež zmeny tlaku nemajú prakticky žiadny vplyv na rovnováhu v roztokoch, t.j. na reakcie, kde nie sú žiadne plyny.
3. Zmeny ovplyvňujú aj rovnováhu v chemických systémoch koncentrácie reaktanty a produkty. Keď sa koncentrácia reaktantov zvyšuje, systém sa ich snaží spotrebovať a zvyšuje rýchlosť priamej reakcie. Keď sa koncentrácia činidiel znižuje, systém sa ich snaží produkovať a rýchlosť reverznej reakcie sa zvyšuje. Keď sa koncentrácia produktov zvyšuje, systém sa ich tiež snaží spotrebovať a zvyšuje rýchlosť spätnej reakcie. Pri znižovaní koncentrácie produktov chemický systém zvyšuje rýchlosť ich tvorby, t.j. rýchlosť doprednej reakcie.
Ak v chemickom systéme rýchlosť doprednej reakcie sa zvyšuje správne , smerom k tvorbe produktov A spotreba činidla . Ak rýchlosť spätnej reakcie sa zvyšuje, hovoríme, že rovnováha sa posunula vľavo , smerom k spotrebe potravín A zvýšenie koncentrácie činidiel .
Napríklad v reakcii syntézy amoniaku:
N2 + 3H2 = 2NH3 + Q
Zvýšenie tlaku vedie k zvýšeniu rýchlosti reakcie, pri ktorej sa tvorí menej molekúl plynu, t.j. priama reakcia (počet molekúl reakčných plynov je 4, počet molekúl plynu v produktoch je 2). Keď tlak stúpa, rovnováha sa posúva doprava, smerom k produktom. O zvýšenie teploty rovnováha sa posunie v opačnom smere endotermickej reakcie, t.j. doľava smerom k činidlám. Zvýšenie koncentrácie dusíka alebo vodíka posunie rovnováhu smerom k ich spotrebe, t.j. doprava smerom k produktom.
Katalyzátor neovplyvňuje rovnováhu, pretože urýchľuje reakcie vpred aj vzad.
Chemická rovnováha je stav systému, kde obe reakcie – dopredná aj spätná – majú rovnakú rýchlosť. Ako je tento jav charakterizovaný a aké faktory ovplyvňujú chemickú rovnováhu?
Chemická bilancia. Všeobecné charakteristiky
Chemickú rovnováhu možno chápať ako stav chemický systém, pri ktorej sa počiatočné množstvo látok v reakcii v priebehu času nemení.
Chemickú rovnováhu možno rozdeliť do troch typov:
- skutočná rovnováha– ide o rovnováhu charakterizovanú stálosťou v čase bez vonkajšieho vplyvu. Ak vonkajších podmienok zmeniť, zmení sa aj stav systému, ale po obnovení podmienok sa aj stav stane rovnakým. Stav skutočnej rovnováhy možno posudzovať z dvoch strán: zo strany reakčných produktov a zo strany východiskových látok.
- metastabilná (zdanlivá) rovnováha– táto podmienka nastane, keď nie je splnená niektorá z podmienok skutočnej rovnováhy.
- inhibovaná (falošná) rovnováha– ide o stav systému, ktorý sa pri zmene vonkajších podmienok nezvratne mení.
Posun rovnováhy v chemických reakciách
Chemická rovnováha závisí od troch parametrov: teploty, tlaku a koncentrácie látky. Francúzsky chemik Henri Louis Le Chatelier sformuloval v roku 1884 princíp dynamickej rovnováhy, podľa ktorého má rovnovážny systém, keď je vystavený vonkajším vplyvom, tendenciu vracať sa do rovnovážneho stavu. To znamená, že pod vonkajším vplyvom sa rovnováha posunie tak, že sa tento vplyv neutralizuje.
Ryža. 1. Henri Louis Le Chatelier.
Princípy formulované Le Chatelierom sa tiež nazývajú princípy „rovnovážnych posunov v chemických reakciách“.
Chemickú rovnováhu ovplyvňujú nasledujúce faktory:
- teplota. So zvyšujúcou sa teplotou sa chemická rovnováha posúva smerom k absorpcii reakcie. Ak sa teplota zníži, potom sa rovnováha posunie smerom k uvoľneniu reakcie.
Ryža. 2. Vplyv zmien teploty na chemickú rovnováhu.
Absorpčná reakcia sa nazýva endotermická reakcia a uvoľňovacia reakcia sa nazýva exotermická.
- tlak. Ak sa tlak v chemickej reakcii zvýši, potom sa chemická rovnováha posunie smerom k najmenšiemu objemu látky. Ak sa tlak zníži, potom sa rovnováha posunie smerom k najväčšiemu objemu látky. Tento princíp platí len pre plyny, ale pre pevné látky nejde to.
- koncentrácie. Ak sa pri chemickej reakcii zvýši koncentrácia jednej z látok, rovnováha sa posunie smerom k reakčným produktom a ak sa koncentrácia zníži, rovnováha sa posunie smerom k východiskovým látkam.
Ryža. 3. Vplyv zmien koncentrácie na chemickú rovnováhu.
Katalyzátor nie je jedným z faktorov ovplyvňujúcich posun chemickej rovnováhy.
Čo sme sa naučili?
V chemickej rovnováhe sú rýchlosti v každej dvojici reakcií rovnaké. Chemická rovnováha, študovaná v 9. ročníku, môže byť rozdelená do troch typov: pravdivá, metastabilná (zdanlivá), inhibovaná (nepravdivá). Termodynamickú teóriu chemickej rovnováhy prvýkrát sformuloval vedec Le Chatelier. Rovnováhu systému ovplyvňujú iba tri faktory: tlak, teplota a koncentrácia východiskovej látky.
Chemická rovnováha sa udržiava tak dlho, kým sa nezmenia podmienky, v ktorých sa systém nachádza. Meniace sa podmienky (koncentrácia látok, teplota, tlak) spôsobujú nerovnováhu. Po určitom čase sa chemická rovnováha obnoví, ale za nových, odlišných od predchádzajúcich podmienok. Takýto prechod systému z jedného rovnovážneho stavu do druhého sa nazýva posunutie(posun) rovnováhy. Smer posunu sa riadi Le Chatelierovým princípom.
So zvyšujúcou sa koncentráciou jednej z východiskových látok sa rovnováha posúva smerom k väčšej spotrebe tejto látky a priama reakcia sa zintenzívňuje. Zníženie koncentrácie východiskových látok posúva rovnováhu smerom k tvorbe týchto látok, pretože reverzná reakcia sa zvyšuje. Zvýšenie teploty posúva rovnováhu smerom k endotermickej reakcii, zatiaľ čo zníženie teploty posúva rovnováhu smerom k exotermickej reakcii. Zvýšenie tlaku posúva rovnováhu smerom k klesajúcim množstvám plynných látok, to znamená k menším objemom, ktoré tieto plyny zaberajú. Naopak, s poklesom tlaku sa rovnováha posúva smerom k rastúcemu množstvu plynných látok, teda k väčším objemom tvoreným plynmi.
Príklad 1
Ako zvýšenie tlaku ovplyvní rovnovážny stav nasledujúcich reverzibilných reakcií plynov:
a) S02 + C12=S02CI2;
b) H2 + Br2 = 2 НВr.
Riešenie:
Využívame Le Chatelierov princíp, podľa ktorého zvýšenie tlaku v prvom prípade (a) posúva rovnováhu doprava, smerom k menšiemu množstvu plynných látok zaberajúcich menší objem, čím sa oslabuje vonkajší vplyv zvýšeného tlaku. V druhej reakcii (b) sú množstvá plynných látok, východiskových látok aj reakčných produktov, rovnaké, ako aj objemy, ktoré zaberajú, takže tlak nemá žiadny vplyv a rovnováha nie je narušená.
Príklad 2
Pri reakcii syntézy amoniaku (–Q) 3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q je dopredná reakcia exotermická, spätná reakcia je endotermická. Ako by sa mala zmeniť koncentrácia reaktantov, teplota a tlak, aby sa zvýšil výťažok amoniaku?
Riešenie:
Ak chcete posunúť rovnováhu doprava, musíte:
a) zvýšiť koncentrácie H2 a N2;
b) zníženie koncentrácie (odstránenie z reakčnej gule) NH3;
c) znížte teplotu;
d) zvýšiť tlak.
Príklad 3
Homogénna reakcia medzi chlorovodíkom a kyslíkom je reverzibilná:
4HC1 + 02 = 2C12 + 2H20 + 116 kJ.
1. Aký vplyv bude mať nasledovné na rovnováhu systému?
a) zvýšenie tlaku;
b) zvýšenie teploty;
c) zavedenie katalyzátora?
Riešenie:
a) V súlade s Le Chatelierovým princípom zvýšenie tlaku vedie k posunu rovnováhy smerom k priamej reakcii.
b) Zvýšenie t° vedie k posunu rovnováhy smerom k reverznej reakcii.
c) Zavedenie katalyzátora neposúva rovnováhu.
2. Akým smerom sa posunie chemická rovnováha, ak sa koncentrácia reaktantov zdvojnásobí?
Riešenie:
υ → = k → 0 2 0 2;
υ 0 ← = k ← 0 2 0 2
Po zvýšení koncentrácií sa rýchlosť priamej reakcie stala:
υ → = k → 4 = 32 k → 0 4 0
to znamená, že sa zvýšila 32-krát v porovnaní s počiatočnou rýchlosťou. Podobne sa rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje 16-krát:
υ ← = k ← 2 2 = 16 k ← [H 2 O] 0 2 [C1 2] 0 2 .
Zvýšenie rýchlosti priamej reakcie je 2-krát väčšie ako zvýšenie rýchlosti spätnej reakcie: rovnováha sa posunie doprava.
Príklad 4. IN
Na ktorú stranu sa posunie rovnováha homogénnej reakcie:
PCl 5 = PC1 3 + Cl 2 + 92 kJ,
Riešenie:
ak zvýšite teplotu o 30 °C s vedomím, že teplotný koeficient priamej reakcie je 2,5 a spätnej reakcie je 3,2?
Pretože teplotné koeficienty priamych a spätných reakcií nie sú rovnaké, zvýšenie teploty bude mať rôzne účinky na zmenu rýchlosti týchto reakcií. Pomocou Van't Hoffovho pravidla (1.3) nájdeme rýchlosť priamych a spätných reakcií, keď sa teplota zvýši o 30 °C:
υ ← (t 2) = υ ← (t 1) =υ → (t 1) 3,2 0,1 30 = 32,8 υ ← (t 1)
Zvýšenie teploty zvýšilo rýchlosť priamej reakcie 15,6-krát a spätnej reakcie 32,8-krát. V dôsledku toho sa rovnováha posunie doľava smerom k tvorbe PCl 5.
Príklad 5.
Ako sa zmenia rýchlosti priamych a spätných reakcií v izolovanom systéme C 2 H 4 + H 2 ⇄ C 2 H 6 a kam sa posunie rovnováha, keď sa objem systému zväčší 3-krát?
Riešenie:
Počiatočné rýchlosti priamych a spätných reakcií sú nasledovné:
υ0 = k00; υ0 = k0.
Zväčšenie objemu systému spôsobí pokles koncentrácií reaktantov o 3 krát, preto bude zmena rýchlosti dopredných a spätných reakcií nasledovná:
υ0 = k = 1/9υ 0
υ = k = 1/3υ 0
Pokles rýchlosti priamych a spätných reakcií nie je rovnaký: rýchlosť spätnej reakcie je 3-krát (1/3: 1/9 = 3) vyššia ako rýchlosť spätnej reakcie, preto sa rovnováha posunie na vľavo, na stranu, kde systém zaberá väčší objem, teda smerom k tvorbe C2H4 a H2.
Ak je systém v rovnovážnom stave, zostane v ňom dovtedy, kým vonkajšie podmienky zostanú konštantné. Ak sa zmenia podmienky, systém sa dostane z rovnováhy – rýchlosť dopredného a spätného procesu sa bude meniť nerovnomerne – dôjde k reakcii. Najdôležitejšie sú prípady nerovnováhy v dôsledku zmien koncentrácie ktorejkoľvek z látok podieľajúcich sa na rovnováhe, tlaku alebo teplote.
Zoberme si každý z týchto prípadov.
Porušenie rovnováhy v dôsledku zmeny koncentrácie ktorejkoľvek z látok zúčastňujúcich sa reakcie. Vodík, jodovodík a pary jódu nech sú pri určitej teplote a tlaku vo vzájomnej rovnováhe. Zaveďte do systému dodatočné množstvo vodíka. Podľa zákona o hmotnostnom pôsobení zvýšenie koncentrácie vodíka spôsobí zvýšenie rýchlosti priamej reakcie - syntéznej reakcie HI, zatiaľ čo rýchlosť spätnej reakcie sa nezmení. Reakcia teraz bude prebiehať rýchlejšie v smere dopredu ako v opačnom smere. V dôsledku toho sa znížia koncentrácie pár vodíka a jódu, čo spomalí doprednú reakciu, a zvýši sa koncentrácia HI, čo urýchli spätnú reakciu. Po určitom čase sa rýchlosti priamych a spätných reakcií opäť vyrovnajú a vytvorí sa nová rovnováha. Zároveň však bude teraz koncentrácia HI vyššia ako pred pridaním a koncentrácia bude nižšia.
Proces zmeny koncentrácií spôsobených nerovnováhou sa nazýva posun alebo rovnovážny posun. Ak súčasne dôjde k zvýšeniu koncentrácií látok na pravej strane rovnice (a, samozrejme, k zníženiu koncentrácií látok na ľavej strane), potom hovoria, že rovnováha sa posúva vpravo, t.j. v smere priamej reakcie; keď sa koncentrácie menia v opačnom smere, hovoria o posune rovnováhy doľava – v smere reverznej reakcie. V uvažovanom príklade sa rovnováha posunula doprava. Zároveň látka, ktorej zvýšenie koncentrácie spôsobilo nerovnováhu, vstúpila do reakcie - jej koncentrácia klesla.
So zvýšením koncentrácie ktorejkoľvek z látok zúčastňujúcich sa na rovnováhe sa teda rovnováha posúva smerom k spotrebe tejto látky; Keď sa koncentrácia niektorej z látok zníži, rovnováha sa posunie smerom k tvorbe tejto látky.
Narušenie rovnováhy v dôsledku zmien tlaku (zmenšením alebo zvýšením objemu systému). Keď sú do reakcie zapojené plyny, pri zmene objemu systému môže dôjsť k narušeniu rovnováhy.
Zvážte vplyv tlaku na reakciu medzi oxidom dusnatým a kyslíkom:
Nech je zmes plynov v chemickej rovnováhe pri určitej teplote a tlaku. Bez zmeny teploty zvyšujeme tlak tak, aby sa objem systému zmenšil 2 krát. V prvom momente sa parciálne tlaky a koncentrácie všetkých plynov zdvojnásobia, no zároveň sa zmení pomer medzi rýchlosťami priamych a spätných reakcií – naruší sa rovnováha.
V skutočnosti pred zvýšením tlaku mali koncentrácie plynu rovnovážne hodnoty a rýchlosti priamych a spätných reakcií boli rovnaké a boli určené rovnicami:
V prvom momente po stlačení sa koncentrácie plynu zdvojnásobia v porovnaní s ich počiatočnými hodnotami a budú sa rovnať , resp. V tomto prípade budú rýchlosti priamych a spätných reakcií určené rovnicami:
V dôsledku zvyšujúceho sa tlaku sa teda rýchlosť priamej reakcie zvýšila 8-krát a spätná reakcia len 4-krát. Naruší sa rovnováha v systéme – dopredná reakcia prevládne nad spätnou. Keď sa rýchlosti vyrovnajú, rovnováha sa opäť nastolí, ale množstvo v systéme sa zvýši a rovnováha sa posunie doprava.
Je ľahké vidieť, že nerovnaká zmena rýchlosti priamych a spätných reakcií je spôsobená skutočnosťou, že na ľavej a pravej strane rovnice uvažovanej reakcie je počet molekúl plynu odlišný: jedna molekula kyslíka a dve molekuly. molekuly oxidu dusnatého (celkom tri molekuly plynu) sa premenia na dve molekuly plynu - oxid dusičitý. Tlak plynu je výsledkom toho, že jeho molekuly narážajú na steny nádoby; ak sú ostatné veci rovnaké, čím vyšší je počet molekúl obsiahnutých v danom objeme plynu, tým vyšší je tlak plynu. Preto reakcia, ktorá nastáva so zvýšením počtu molekúl plynu, vedie k zvýšeniu tlaku a reakcia, ktorá nastáva so znížením počtu molekúl plynu, vedie k zníženiu tlaku.
S ohľadom na to možno záver o vplyve tlaku na chemickú rovnováhu formulovať takto:
Keď tlak vzrastie stláčaním systému, rovnováha sa posunie smerom k zníženiu počtu molekúl plynu, t. j. k poklesu tlaku, keď sa tlak zníži, rovnováha sa posunie smerom k zvýšeniu počtu molekúl plynu, t.j. zvýšenie tlaku.
V prípade, že reakcia prebieha bez zmeny počtu molekúl plynu, nedochádza k narušeniu rovnováhy pri kompresii alebo expanzii systému. Napríklad v systéme
pri zmene objemu nie je narušená rovnováha; HI výstup je nezávislý od tlaku.
Nerovnováha v dôsledku zmien teploty. Rovnováha veľkej väčšiny chemických reakcií sa posúva so zmenami teploty. Faktor, ktorý určuje smer posunu rovnováhy, je znakom tepelného účinku reakcie. Dá sa ukázať, že keď sa teplota zvýši, rovnováha sa posunie v smere endotermickej reakcie a keď sa zníži, v smere exotermickej reakcie.
Syntéza amoniaku je teda exotermická reakcia
Preto, keď sa teplota zvyšuje, rovnováha v systéme sa posúva doľava - smerom k rozkladu amoniaku, pretože tento proces nastáva pri absorpcii tepla.
Naopak, syntéza oxidu dusnatého (II) je endotermická reakcia:
Preto, keď sa teplota zvyšuje, rovnováha v systéme sa posúva doprava - smerom k formácii.
Vzory, ktoré sa objavujú v uvažovaných príkladoch chemickej nerovnováhy, sú špeciálnymi prípadmi všeobecný princíp, ktorý určuje vplyv rôznych faktorov na rovnovážne systémy. Tento princíp, známy ako Le Chatelierov princíp, keď sa aplikuje na chemické rovnováhy, môže byť formulovaný takto:
Ak dôjde k akémukoľvek nárazu na systém, ktorý je v rovnováhe, potom sa v dôsledku procesov v ňom vyskytujúcich sa rovnováha posunie takým smerom, že sa vplyv zníži.
Keď sa totiž do systému zavedie jedna z látok zúčastňujúcich sa reakcie, rovnováha sa posunie smerom k spotrebe tejto látky. „Keď sa tlak zvýši, posunie sa tak, že tlak v systéme sa zníži, keď sa zvýši teplota, rovnováha sa posunie smerom k endotermickej reakcii – teplota v systéme klesne.
Le Chatelierov princíp platí nielen pre chemické, ale aj pre rôzne fyzikálno-chemické rovnováhy. Posun v rovnováhe, keď sa podmienky procesov, ako je varenie, kryštalizácia a zmena rozpúšťania, vyskytujú v súlade s Le Chatelierovým princípom.
Stav, v ktorom sa rýchlosť spätnej reakcie rovná rýchlosti priamej reakcie, sa nazýva chemická rovnováha.
Tento stav je kvantitatívne charakterizovaný rovnovážna konštanta. Pre reverzibilnú reakciu to môžeme napísať takto:
Kde je v súlade so zákonom hromadnej akcie miera priamej reakcie v 1 a naopak v 2 bude vyzerať takto:
v1 = k1 [A] m [B] n,
v2 = k2[C]p[D]q.
V momente dosiahnutia chemická rovnováha rýchlosti dopredných a spätných reakcií sú rovnaké:
k 1 [A] m [B] n = k 2 [C] p [D] q,
K = k1/k2 =([C]p[D]q)/([A]m[B]n),
Kde TO- rovnovážna konštanta znázorňujúca pomer priamych a spätných reakcií.
Tie koncentrácie, ktoré sa zastavia v rovnováhe, sa nazývajú rovnovážne koncentrácie. Malo by sa pamätať na to, že hodnoty stupňov m, n, p, q rovný stechiometrickým koeficientom v rovnovážnej reakcii. Číselná hodnota rovnovážne konštanty určujú výťažok reakcie. O K>>1 výťažok produktov je vysoký a TO<<1 - veľmi malý.
Výstup reakcie- pomer skutočne získaného množstva produktu k množstvu, ktoré by sa získalo, ak by táto reakcia prebehla do konca (vyjadrené v percentách).
Chemickú rovnováhu nemožno udržiavať donekonečna. V skutočnosti zmeny teploty, tlaku alebo koncentrácie reaktantov môžu posunúť rovnováhu jedným alebo druhým smerom.
Zmeny vyskytujúce sa v systéme v dôsledku vonkajších vplyvov sú určené princípom pohyblivej rovnováhy - Le Chatelierov princíp:
Vonkajší vplyv na systém, ktorý je v rovnovážnom stave, vedie k posunu tejto rovnováhy smerom, v ktorom je účinok účinku oslabený.
Tie. pomer medzi rýchlosťami priamych a spätných reakcií sa mení.
Princíp platí nielen pre chemické, ale aj fyzikálne procesy, ako je tavenie, varenie atď.
Zmena koncentrácie.
Keď sa koncentrácia jedného z reaktantov zvyšuje, rovnováha sa posúva smerom k spotrebe tejto látky.
Pri zvyšovaní koncentrácie železa alebo síry sa rovnováha posunie smerom k spotrebe tejto látky, t.j. doprava.
Vplyv tlaku na chemickú rovnováhu.
Zohľadňuje sa len v plynných fázach!
So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva smerom k klesajúcim množstvám plynných látok. Ak reakcia prebieha bez zmeny množstva plynných látok, potom tlak nijako neovplyvňuje rovnováhu.
N 2 (d) + 3H 2 (G)2 N.H. 3 (G),
Naľavo sú 4 móly plynných reaktantov, napravo 2, takže so zvyšovaním tlaku sa rovnováha posunie doprava.
N 2 (d)+O 2 (g) = 2NIE(G),
Vľavo a vpravo sú 2 móly plynných látok, takže tlak neovplyvňuje rovnováhu.
Vplyv teploty na chemickú rovnováhu.
Pri zmene teploty sa mení dopredná aj spätná reakcia, ale v rôznej miere.
So zvyšujúcou sa teplotou sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii.
N 2
(d) + 3H 2
(G) 2
N.H. 3
(d) +Q,
Táto reakcia prebieha s uvoľňovaním tepla (exotermická), takže zvýšenie teploty posunie rovnováhu smerom k východiskovým produktom (reverzná reakcia).