Reverzibilno U kemijskoj kinetici to su reakcije koje se simultano i nezavisno odvijaju u dva smjera - naprijed i nazad, ali različitom brzinom. Za reverzibilne reakcije je karakteristično da se, neko vrijeme nakon njihovog početka, brzine direktne i reverzne reakcije izjednače i nastaje stanje kemijske ravnoteže.
Sve hemijske reakcije reverzibilni, ali pod određenim uvjetima neki od njih mogu se odvijati samo u jednom smjeru sve dok početni proizvodi gotovo potpuno ne nestanu. Takve reakcije se nazivaju nepovratan. Tipično, ireverzibilne reakcije su one u kojima se najmanje jedan produkt reakcije ukloni iz područja reakcije (u slučaju reakcije u otopinama, taloži se ili oslobađa u obliku plina), ili reakcije koje su praćene velikim pozitivnim toplinskim efektom. . Kada jonske reakcije, reakcija je praktički nepovratna ako rezultira stvaranjem vrlo slabo rastvorljive ili blago disocirane supstance.
Koncept reverzibilnosti reakcije koji se ovdje razmatra ne poklapa se s konceptom termodinamičke reverzibilnosti. Reakcija koja je reverzibilna u kinetičkom smislu može se ireverzibilno odvijati u termodinamičkom smislu. Da bi se reakcija nazvala reverzibilnom u termodinamičkom smislu, brzina procesa naprijed mora se beskonačno malo razlikovati od brzine obrnutog procesa i stoga se proces kao cjelina mora odvijati beskonačno sporo.
U idealnim mješavinama plina i u idealnim tekućim otopinama, brzine jednostavnih (jednostepenih) reakcija se povinuju zakon masovne akcije. Brzina hemijske reakcije (1.1) opisana je jednadžbom (1.2), au slučaju direktne reakcije može se predstaviti kao:
gdje je konstanta brzine naprijed reakcije.
Slično, brzina obrnute reakcije je:
U ravnoteži, dakle:
Ova jednačina izražava zakon djelovanja mase za hemijsku ravnotežu u idealnim sistemima; K - k o n s t a n t a r a v e n e w e s t .
Reakciona konstanta omogućava da se pronađe ravnotežni sastav reakcione smeše pod datim uslovima.
Zakon djelovanja mase za brzine reakcije može se objasniti na sljedeći način.
Da bi došlo do reakcije neophodan je sudar molekula polaznih supstanci, tj. molekuli se moraju približiti jedni drugima na udaljenosti reda veličine atoma. Vjerovatnoća nalaženja u nekom malom volumenu u ovog trenutka l molekula supstance L, m molekula supstance M, itd. proporcionalno ..... dakle, broj sudara po jedinici volumena po jedinici vremena je proporcionalan ovoj vrijednosti; stoga slijedi jednačina (1.4).
Hemijske reakcije često idu do završetka, tj. početni proizvodi se u potpunosti troše tokom hemijske reakcije i nastaju nove supstance – produkti reakcije. Takve reakcije idu samo u jednom smjeru - ka direktnoj reakciji.
Nepovratne reakcije– reakcije usljed kojih se polazne tvari u potpunosti pretvaraju u krajnje produkte reakcije.
Ireverzibilne reakcije se javljaju u tri slučaja ako:
1) formira se nerastvorljiva supstanca, tj. pojavljuje se talog .
Na primjer:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl - ovo je molekularna jednadžba
Zapišimo sada svaki molekul u jone, osim supstance koja se istaložila (za naboje jona vidi tabelu „Rastvorljivost hidroksida i soli“ na zadnjem listu udžbenika).
Poništimo identične ione na desnoj i lijevoj strani jednačine i zapišimo jone koji ostaju:
| Ba | 2+ | + | SO | 2− | → | BaSO 4 ↓ | je kratka jonska jednadžba |
| 4 |
Dakle, iz skraćene ionske jednadžbe jasno je da se talog formira od jona barija (Ba 2+) i sulfatnih jona (SO 4 2 –).
2) nastaje gasovita materija, tj. gas se oslobađa:
Na primjer:
Na 2 S + 2HCl → 2NaCl + H 2 S - molekularna jednačina
2Na + + S 2− + 2H + + 2Cl − → 2 Na + + 2 Cl − + H 2 S - kompletna jonska jednacina
S 2− + 2H + → H 2 S - kratka jonska jednačina
3) se formira voda:
Na primjer:
KOH + HNO 3 → KNO 3 + H 2 O - molekularna jednačina
K + + OH − + H + + NO 3 − → K + + NO 3 − + H 2 O - kompletna jonska jednačina
OH − + H + → H 2 O - kratka jonska jednačina
Međutim, nema mnogo nepovratnih reakcija; Većina reakcija odvija se u dva smjera (prema stvaranju novih tvari i obrnuto, prema razgradnji novih tvari u početne produkte reakcije), tj. su reverzibilne.
Reverzibilne reakcije- hemijske reakcije koje se odvijaju u dva suprotna smjera - naprijed i nazad.
Na primjer: reakcija stvaranja amonijaka iz vodika(H 2 ) i azot(N 2) slijedi reakcija:
3H 2 + N 2 → 2NH 3
a rezultirajuće molekule amonijaka se razlažu na H 2 I N 2 (tj. za početne supstance):
2NH 3 → 3H 2 + N 2, dakle, ukupno su ove dvije reakcije napisane: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (strelica ↔ pokazuje da se reakcija odvija u dva smjera).
U reverzibilnim reakcijama dolazi trenutak kada brzina proste reakcije (brzina stvaranja novih supstanci) postaje jednaka brzini reverzne reakcije (brzina stvaranja početnih produkta reakcije iz novih supstanci) - dolazi do ravnoteže .
Hemijska ravnoteža– stanje hemijski reverzibilnog procesa u kojem je brzina direktne reakcije jednaka brzini obrnute reakcije.
Hemijska ravnoteža je dinamička (tj. pokretna), jer kada do njega dođe, reakcija ne prestaje, već se ne mijenjaju samo koncentracije tvari. To znači da je broj novoformiranih supstanci jednak broju originalnih supstanci. Pri konstantnoj temperaturi i pritisku, ravnoteža u reverzibilnoj reakciji može ostati neograničeno.
U praksi (u laboratoriji, u proizvodnji) ljudi su najčešće zainteresovani za pojavu direktnih reakcija.
Pomerite ravnotežu reverzibilni sistem moguće promjenom jednog od uvjeta ravnoteže (koncentracija, temperatura ili tlak).
Zakon pomeranja hemijske ravnoteže (Le Chatelierov princip): Ako na sistem u ravnoteži utiče promena jednog od uslova ravnoteže, tada će se stanje hemijske ravnoteže pomeriti ka smanjenju ovog efekta.
1) Kada povećanje koncentracije reaktanata, ravnoteža se uvijek pomiče udesno - prema direktnoj reakciji (tj. prema stvaranju novih supstanci).
2) Kada sve veći pritisak Kompresijom sistema, a time i povećanjem koncentracije reagujućih supstanci (samo za supstance u gasovitom stanju), ravnoteža sistema se pomera ka manjem broju molekula gasa.
3) Kada povećanje temperature balans se pomera:
a) za endotermnu reakciju (reakcija koja se javlja apsorpcijom toplote) - udesno (prema direktnoj reakciji);
b) s egzotermnom reakcijom (reakcija koja oslobađa toplinu) - lijevo (prema obrnutoj reakciji).
4) Kada pad temperature balans se pomera:
a) za endotermnu reakciju (reakcija koja se javlja apsorpcijom toplote) - lijevo (prema obrnutoj reakciji);
b) za egzotermnu reakciju (reakcija koja oslobađa toplotu) - udesno (prema direktnoj reakciji).
Endotermne reakcije su pismeno označene znakom na kraju reakcije “+ Q” ili
“∆N > 0”, egzotermno - sa predznakom na kraju reakcije “− Q” ili “∆N< 0».
Na primjer: pogledajmo gdje se pomiče ravnoteža u sistemu:
2NO 2 (g) ↔ 2NO (g) + O 2 (g) + Q
a) povećanje koncentracije reaktanata
b) smanjenje temperature
c) povećanje temperature
d) povećanje pritiska
Rješenje:
a) povećanje koncentracije reagujućih supstanci - ravnoteža se pomera udesno (jer je, prema zakonu dejstva mase, veća koncentracija supstanci, veća je i brzina reakcije);
b) opadanje temperature (pošto je reakcija endotermna) – pomak ulijevo;
c) povećanje temperature – pomak udesno;
Reverzibilne i ireverzibilne hemijske reakcije. Hemijska ravnoteža. Promena ravnoteže pod uticajem različitih faktora
Hemijska ravnoteža
Zovu se kemijske reakcije koje se odvijaju u jednom smjeru nepovratan.
Većina hemijskih procesa je reverzibilan. To znači da pod istim uslovima dolazi i do prednjih i reverznih reakcija (naročito ako je reč o zatvorenim sistemima).
Na primjer:
a) reakcija
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
V otvoreni sistem nepovratan;
b) ista reakcija
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
u zatvorenom sistemu je reverzibilan.
Razmotrimo detaljnije procese koji se javljaju tijekom reverzibilnih reakcija, na primjer, za uslovnu reakciju:
Zasnovano na zakonu djelovanja mase, stopa direktne reakcije
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Kako se koncentracije supstanci $A$ i $B$ vremenom smanjuju, smanjuje se i brzina direktne reakcije.
Pojava produkta reakcije znači mogućnost obrnute reakcije, a vremenom se povećavaju koncentracije tvari $C$ i $D$, što znači da se povećava i brzina obrnute reakcije:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Prije ili kasnije doći će do stanja u kojem će stope reakcije naprijed i nazad postati jednake
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Stanje sistema u kojem je brzina direktne reakcije jednaka brzini reverzne reakcije naziva se hemijska ravnoteža.
U ovom slučaju, koncentracije reaktanata i produkta reakcije ostaju nepromijenjene. Oni se nazivaju ravnotežne koncentracije. Na makro nivou, čini se da se generalno ništa ne mijenja. Ali u stvari, i naprijed i nazad procesi nastavljaju se odvijati, ali istom brzinom. Stoga se takva ravnoteža u sistemu naziva mobilni I dinamičan.
Konstanta ravnoteže
Označimo ravnotežne koncentracije supstanci kao $[A], [B], [C], [D]$.
Zatim pošto je $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, odakle
$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(jednako) $
gdje su $γ, δ, α, β$ eksponenti jednaki koeficijentima u reverzibilnoj reakciji; $K_(equal)$ je konstanta hemijske ravnoteže.
Rezultirajući izraz kvantitativno opisuje stanje ravnoteže i matematički je izraz zakona djelovanja mase za ravnotežne sisteme.
At konstantna temperatura konstanta ravnoteže je konstantna vrijednost za datu reverzibilnu reakciju. Prikazuje odnos između koncentracija produkta reakcije (brojnik) i polaznih supstanci (imenik), koji se uspostavlja u ravnoteži.
Konstante ravnoteže se izračunavaju iz eksperimentalnih podataka, određujući ravnotežne koncentracije polaznih supstanci i produkta reakcije na određenoj temperaturi.
Vrijednost konstante ravnoteže karakterizira prinos produkta reakcije i potpunost njegovog napredovanja. Ako dobijemo $K_(jednako) >> 1$, to znači da je u ravnoteži $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, tj. koncentracije produkta reakcije prevladavaju nad koncentracijama polaznih supstanci, a prinos produkta reakcije je visok.
Na $K_(jednako)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
konstanta ravnoteže
$K_(jednako)=(·)/(·)$
na 20°S$ vrijednost je 0,28$ (tj. manje od 1$). To znači da značajan dio estera nije hidroliziran.
U slučaju heterogenih reakcija, izraz konstante ravnoteže uključuje koncentracije samo onih supstanci koje se nalaze u gasovitoj ili tečnoj fazi. Na primjer, za reakciju
konstanta ravnoteže se izražava na sljedeći način:
$K_(jednako)=(^2)/()$
Vrijednost konstante ravnoteže ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi.
Konstanta ne zavisi od prisustva katalizatora, jer menja energiju aktivacije i prednjih i reverznih reakcija za istu količinu. Katalizator može samo ubrzati nastanak ravnoteže bez utjecaja na vrijednost konstante ravnoteže.
Promena ravnoteže pod uticajem različitih faktora
Stanje ravnoteže održava se neograničeno pod stalnim vanjskim uvjetima: temperatura, koncentracija polaznih tvari, tlak (ako plinovi učestvuju u reakciji ili nastaju).
Promjenom ovih uslova moguće je prebaciti sistem iz jednog ravnotežnog stanja u drugo koje ispunjava nove uslove. Ova tranzicija se zove pomak ili pomeranje ravnoteže.
Razmotrimo različite načine za pomicanje ravnoteže koristeći primjer reakcije između dušika i vodika da nastane amonijak:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(jednako)=(^2)/(·^3)$
Utjecaj promjene koncentracije tvari
Kada se azot $N_2$ i vodonik $H_2$ dodaju u reakcionu smjesu, koncentracija ovih plinova se povećava, što znači da se povećava brzina direktne reakcije. Ravnoteža se pomiče udesno, prema produktu reakcije, tj. prema amonijaku $NH_3$.
Isti zaključak se može izvesti analizom izraza za konstantu ravnoteže. Kako koncentracija dušika i vodonika raste, nazivnik se povećava, a pošto je $K_(jednako)$ konstantna vrijednost, brojilac se mora povećati. Dakle, količina produkta reakcije $NH_3$ u reakcionoj smjesi će se povećati.
Povećanje koncentracije produkta reakcije amonijaka $NH_3$ dovešće do pomeranja ravnoteže ulevo, ka stvaranju polaznih supstanci. Ovaj zaključak se može izvesti na osnovu sličnog razmišljanja.
Utjecaj promjene pritiska
Promjena tlaka utječe samo na one sisteme u kojima je barem jedna od tvari u plinovitom stanju. Kako pritisak raste, volumen plinova se smanjuje, što znači da se njihova koncentracija povećava.
Pretpostavimo da je pritisak u zatvorenom sistemu povećan, na primjer, 2$ puta. To znači da će se koncentracije svih gasovitih supstanci ($N_2, H_2, NH_3$) u reakciji koju razmatramo povećati za 2$ puta. U ovom slučaju, brojilac u izrazu za $K_(equal)$ će se povećati za 4 puta, a imenilac za $16$ puta, tj. ravnoteža će biti poremećena. Da bi se to obnovilo, koncentracija amonijaka se mora povećati, a koncentracije dušika i vodika moraju smanjiti. Ravnoteža će se pomjeriti udesno. Promjene tlaka gotovo nemaju utjecaja na volumen tekućine i čvrste materije, tj. ne mijenja njihovu koncentraciju. Shodno tome, stanje hemijske ravnoteže reakcija koje ne uključuju gasove ne zavisi od pritiska.
Utjecaj promjene temperature
Kako temperatura raste, kao što znate, brzina svih reakcija (egzo- i endotermnih) raste. Štaviše, povećanje temperature ima veći uticaj na brzinu onih reakcija koje imaju visoku energiju aktivacije, pa su stoga endotermne.
Dakle, brzina reverzne reakcije (endotermne u našem primjeru) raste više od brzine reakcije naprijed. Ravnoteža će se pomjeriti prema procesu praćenom apsorpcijom energije.
Smjer pomaka ravnoteže može se predvidjeti korištenjem Le Chatelierovog principa (1884):
Ako se na sistem koji je u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj (promjene koncentracije, tlaka, temperature), tada se ravnoteža pomiče na stranu koja taj utjecaj slabi.
Hajde da izvučemo zaključke:
- sa povećanjem koncentracije reaktanata, hemijska ravnoteža sistema se pomera ka stvaranju produkta reakcije;
- sa povećanjem koncentracije produkta reakcije, hemijska ravnoteža sistema se pomera prema stvaranju polaznih supstanci;
- sa povećanjem pritiska, hemijska ravnoteža sistema se pomera prema reakciji u kojoj je zapremina nastalih gasovitih supstanci manja;
- sa povećanjem temperature, hemijska ravnoteža sistema se pomera ka endotermnoj reakciji;
- sa padom temperature - ka egzotermnom procesu.
Le Chatelierov princip je primjenjiv ne samo na kemijske reakcije, već i na mnoge druge procese: isparavanje, kondenzaciju, topljenje, kristalizaciju itd. U proizvodnji najvažnijih kemijskih proizvoda primjenjuju se Le Chatelierov princip i proračuni koji proizilaze iz zakona djelovanja mase. omogućavaju pronalaženje takvih uslova za izvođenje hemijskih procesa koji obezbeđuju maksimalan prinos željene supstance.
Šta je reverzibilna reakcija? Ovo je hemijski proces koji se odvija u dva uzajamna obrnutim pravcima. Razmotrimo glavne karakteristike takvih transformacija, kao i njihove karakteristične parametre.
Šta je suština ravnoteže?
Reverzibilne hemijske reakcije ne proizvode specifične proizvode. Na primjer, kada se sumpor oksid (4) oksidira istovremeno sa proizvodnjom sumpor oksida (6), originalne komponente se ponovo formiraju.
Nepovratni procesi uključuju potpunu transformaciju supstanci u interakciji; takva reakcija je praćena proizvodnjom jednog ili više produkta reakcije.
Primjeri ireverzibilnih interakcija su reakcije razgradnje. Na primjer, kada se kalijum permanganat zagrije, formira se metalni manganat, manganov oksid (4), a također se oslobađa plin kisika.
Reverzibilna reakcija ne uključuje stvaranje precipitacije ili oslobađanje plinova. Upravo u tome leži njegova glavna razlika od ireverzibilne interakcije.
Hemijska ravnoteža je stanje sistema u interakciji u kojem je moguća reverzibilna pojava jedne ili više hemijskih reakcija, pod uslovom da su brzine procesa jednake.
Ako je sistem u dinamičkoj ravnoteži, nema promjene temperature, koncentracije reagensa ili drugih parametara u specificirani interval vrijeme.
Uslovi za pomeranje ravnoteže
Ravnoteža reverzibilne reakcije može se objasniti korištenjem Le Chatelierovog pravila. Njegova suština leži u činjenici da kada se izvrši spoljašnji uticaj na sistem koji je u početku u dinamičkoj ravnoteži, primećuje se promena reakcije u pravcu suprotnom od uticaja. Svaka reverzibilna reakcija koja koristi ovaj princip može se pomaknuti u željenom smjeru u slučaju promjene temperature, tlaka i koncentracije tvari koje djeluju.
Le Chatelierov princip “radi” samo za gasovite reagense, čvrste i tečne supstance se ne uzimaju u obzir. Postoji uzajamno inverzna veza između pritiska i zapremine, određena Mendeljejev-Klapejronovom jednačinom. Ako je volumen početnih plinovitih komponenti veći od produkta reakcije, tada je za promjenu ravnoteže udesno važno povećati tlak smjese.
Na primjer, kada se ugljični monoksid (2) transformira u ugljični dioksid, 2 mola ugljičnog monoksida i 1 mol kisika ulaze u reakciju. Ovo proizvodi 2 mola ugljičnog monoksida (4).
Ako se, u skladu sa uslovima problema, ova reverzibilna reakcija treba pomeriti udesno, potrebno je povećati pritisak.
Koncentracija reagujućih supstanci takođe ima značajan uticaj na tok procesa. Prema Le Chatelierovom principu, ako se koncentracija početnih komponenti poveća, ravnoteža procesa se pomjera prema proizvodu njihove interakcije.
U ovom slučaju, redukcija (uklanjanje iz reakcione smjese) rezultirajućeg proizvoda potiče nastanak direktnog procesa.
Osim pritiska i koncentracije, promjene temperature također imaju značajan utjecaj na pojavu reverzne ili direktne reakcije. Kada se početna smjesa zagrije, uočava se pomak u ravnoteži prema endotermnom procesu.
Primjeri reverzibilnih reakcija
Razmotrimo, koristeći specifičan proces, načine za pomicanje ravnoteže u pravcu stvaranja produkta reakcije.
2SO+O 2 -2SO 2
Ova reakcija je homogen proces, jer su sve supstance u istom (gasovitom) stanju.
Na lijevoj strani jednačine nalaze se 3 volumena komponenti, nakon interakcije ovaj indikator se smanjio, formiraju se 2 volumena. Da bi došlo do direktnog procesa potrebno je povećati pritisak reakcione smeše.
S obzirom da je reakcija egzotermna, temperatura se snižava kako bi se proizveo ugljični dioksid.
Ravnoteža procesa će se pomaknuti prema stvaranju produkta reakcije s povećanjem koncentracije jedne od polaznih tvari: kisika ili ugljičnog monoksida.
Zaključak
Reverzibilne i ireverzibilne reakcije igraju važnu ulogu u ljudskom životu. Metabolički procesi koji se odvijaju u našem tijelu povezani su sa sistematskim pomakom u hemijskoj ravnoteži. IN hemijska proizvodnja koristite optimalne uslove da usmerite reakciju u pravom smeru.
DEFINICIJA
Hemijska reakcija nazivaju se transformacije tvari u kojima dolazi do promjene njihovog sastava i (ili) strukture.
Reakcija je moguća uz povoljan odnos faktora energije i entropije. Ako se ovi faktori međusobno balansiraju, stanje sistema se ne mijenja. U takvim slučajevima se kaže da je sistem u ravnoteži.
Hemijske reakcije koje se odvijaju u jednom smjeru nazivaju se nepovratnim. Većina hemijskih reakcija je reverzibilna. To znači da pod istim uslovima dolazi i do prednjih i reverznih reakcija (naročito kada je reč o zatvorenim sistemima).
Stanje sistema u kojem je brzina direktne reakcije jednaka brzini reverzne reakcije naziva se hemijska ravnoteža . U tom slučaju koncentracije reaktanata i produkta reakcije ostaju nepromijenjene (ravnotežne koncentracije).
Konstanta ravnoteže
Razmotrite reakciju za proizvodnju amonijaka:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2 NH 3(g)
Zapišimo izraze za izračunavanje brzina naprijed (1) i reverzne (2) reakcije:
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Brzine reakcije naprijed i nazad su jednake, stoga možemo napisati:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Odnos dve konstantne veličine je konstantna veličina. Konstanta ravnoteže je omjer konstanti brzine naprijed i obrnuto.
K = 2 / 3
Općenito izraženo, konstanta ravnoteže je:
mA + nB ↔ pC +qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Konstanta ravnoteže je omjer proizvoda koncentracija reakcionih produkata podignutih na stepene jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima prema proizvodu koncentracija polaznih supstanci podignutih na stepene jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.
Ako je K izražen kao ravnotežne koncentracije, tada se najčešće označava kao Ks. Takođe je moguće izračunati K za gasove kroz njihove parcijalne pritiske. U ovom slučaju, K je označen kao K r. Postoji odnos između Kc i Kr:
K p = K s × (RT) Δn,
gdje je Δn promjena broja svih molova plinova tokom prijelaza sa reaktanata na produkte, R je univerzalna plinska konstanta.
K ne zavisi od koncentracije, pritiska, zapremine i prisustva katalizatora i zavisi od temperature i prirode reaktanata. Ako je K mnogo manji od 1, tada ima više polaznih materijala u smjesi, a ako je K mnogo veći od 1, u smjesi ima više proizvoda.
Heterogena ravnoteža
Razmotrite reakciju
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Stoga izraz za konstantu ravnoteže ne uključuje koncentracije komponenti u čvrstoj fazi
Hemijska ravnoteža se javlja u prisustvu svih komponenti sistema, ali konstanta ravnoteže ne zavisi od koncentracija supstanci u čvrstoj fazi. Hemijska ravnoteža je dinamičan proces. K daje informaciju o toku reakcije, a ΔG daje informaciju o njenom smjeru. Oni su međusobno povezani odnosom:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK
Promena hemijske ravnoteže. Le Chatelierov princip
Sa tačke gledišta tehnološkim procesima reverzibilne hemijske reakcije nisu korisne, jer morate znati kako povećati prinos produkta reakcije, tj. potrebno je naučiti kako pomaknuti kemijsku ravnotežu prema produktima reakcije.
Razmotrimo reakciju u kojoj je potrebno povećati prinos amonijaka:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g), ΔN< 0
Da bi se ravnoteža pomjerila prema naprijed ili obrnutoj reakciji, potrebno je koristiti Le Chatelierov princip: ako na sistem koji je u ravnoteži utiče bilo koji spoljni faktor (povećanje ili smanjenje temperature, pritiska, zapremine, koncentracije supstanci), tada se sistem suprotstavlja ovom uticaju.
Na primjer, ako se temperatura u ravnotežnom sistemu poveća, tada će se od 2 moguće reakcije odigrati ona koja će biti endotermna; ako povećate pritisak, ravnoteža će se pomjeriti prema reakciji s veliki broj mol tvari; ako se zapremina u sistemu smanji, tada će pomeranje ravnoteže biti usmereno ka povećanju pritiska; Ako povećate koncentraciju jedne od polaznih tvari, tada će se od 2 moguće reakcije dogoditi ona koja će dovesti do smanjenja ravnotežne koncentracije proizvoda.
Dakle, u odnosu na razmatranu reakciju, da bi se povećao prinos amonijaka, potrebno je povećati koncentracije polaznih supstanci; sniziti temperaturu, pošto je direktna reakcija egzotermna, povećati pritisak ili smanjiti zapreminu.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
