Adăugarea unui catalizator schimbă echilibrul. Echilibru chimic

9.5. Reversibilitate reactii chimice. Echilibru chimic

Luați în considerare reacția endotermă

H2(g) + I2(g) = 2HI (g) - Q . (1)

Să amestecăm într-un reactor (în acest caz, într-un vas închis) hidrogen și vapori de iod încălziți, de exemplu, la 450 ° C. Pentru simplitatea calculelor, să presupunem că concentrațiile substanțelor inițiale au fost aceleași și egale cu un mol pe litru, adică Cu(H2) = 1 mol/l şi Cu(I2) = 1 mol/l.
În ciuda efectului termic negativ, hidrogenul și iodul vor începe să reacționeze unul cu celălalt, formând iodură de hidrogen. În consecință, în această reacție factorul de entropie „se trage”. Într-adevăr, într-un amestec de trei gaze (H 2, I 2 și HI) există o ordine mai mică decât într-un amestec de două gaze (H 2 și I 2). Apariția acestei reacții poate fi detectată experimental prin măsurarea concentrațiilor substanțelor implicate în ea. Imediat după amestecare, concentrațiile de iod și hidrogen vor începe să scadă în reactor, a cărei concentrație va crește treptat.

Poate această reacție să ajungă până la capăt? Adică pot ei Toate moleculele de iod și hidrogen reacționează între ele pentru a forma molecule de iodură de hidrogen?
Probabil că nu. Într-adevăr, pe măsură ce reacția continuă, moleculele de iodură de hidrogen se vor acumula în reactor și moleculele de iod și hidrogen vor dispărea. La sfârșitul reacției, gazul ar fi iodură de hidrogen pură. Dar într-un sistem format doar din molecule ale unui gaz, există mult mai multă ordine (și mai puțină entropie) decât într-un amestec de gaze. Factorul de entropie va „trage” în direcția opusă. Și factorul energetic nu va ajuta aici - efectul termic al reacției inițiale este negativ.
Într-adevăr, după aproximativ 1,5 ore vom constata că concentrațiile tuturor celor trei gaze din reactor au încetat să se mai schimbe și au luat următoarele valori: Cu(H2) = 0,22 mol/l; Cu(I 2) = 0,22 mol/l și Cu(HI) = 1,56 mol/l (vezi Fig. 9.2 O).
Dacă acum punem în același reactor la aceeași temperatură atâta iodură de hidrogen pură, astfel încât concentrația acesteia să fie egală cu 2 mol/l, reacția va începe

2HI (g) = H2 (g) + I2 (g) + Q (2)

nici nu va ajunge la final (de ce?). După ce am așteptat până când modificarea concentrațiilor se oprește, vom vedea că concentrațiile de gaze din reactor s-au dovedit a fi aceleași ca în cazul precedent (vezi Fig. 9.2). b).
Cele două reacții pe care le-am considerat (1 și 2) pot fi reprezentate ca un proces în care reacțiile decurg în direcții diferite. În mod convențional, unul dintre ele se numește direcția înainte (de la stânga la dreapta conform ecuației reacției), iar celălalt se numește direcția inversă (de la dreapta la stânga conform ecuației reacției). Reacțiile corespunzătoare se numesc directŞi verso reacţii, iar întregul proces este un proces reversibil sau reacție reversibilă.

Astfel, reacția hidrogenului cu iodul este reversibilă.
În ecuațiile reacțiilor reversibile, în loc de semnul egal, se utilizează semnul de reversibilitate - „B”, de exemplu:

Starea în care, într-o reacție reversibilă, concentrațiile substanțelor care participă la această reacție rămân constante se numește stare echilibru chimic.
Într-o stare de echilibru, moleculele nu încetează să se ciocnească, iar interacțiunile dintre ele nu se opresc, dar concentrațiile de substanțe rămân constante. Aceste concentrații se numesc echilibru.

Concentrația de echilibru- concentrația unei substanțe care participă la o reacție chimică reversibilă care a atins o stare de echilibru.

Concentrația de echilibru este indicată prin formula substanței, luată între paranteze drepte, de exemplu:

c echilibru (H 2) = sau Cu echilibru (HI) = .

Ca orice altă concentrație, concentrația de echilibru se măsoară în moli pe litru.
Dacă în exemplele pe care le-am considerat am fi luat alte concentrații ale substanțelor inițiale, atunci după atingerea echilibrului am fi obținut diferite valori ale concentrațiilor de echilibru. Aceste noi valori (notate cu asteriscuri) vor fi legate de cele vechi după cum urmează:

În general, pentru o reacție reversibilă

aA+ b B d D+ f F

în stare de echilibru la temperatură constantă se observă relaţia

Acest raport se numește legea acțiunii în masă, care se formulează după cum urmează:

la o temperatură constantă, raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție, luate în puteri egale cu coeficienții acestora, și produsul concentrațiilor de echilibru ale substanțelor inițiale, luate în puteri egale cu coeficienții lor, este o valoare constantă. .

Valoare constantă ( K S) se numește constanta de echilibru această reacție. Indicele „c” din desemnarea acestei valori indică faptul că au fost utilizate concentrații pentru a calcula constanta.
Dacă constanta de echilibru este mare, atunci echilibrul este deplasat către produșii reacției directe, dacă este mic, atunci către substanțele inițiale. Dacă constanta de echilibru este foarte mare, atunci se spune că reacția este „ practic ireversibil", dacă constanta de echilibru este foarte mică, atunci reacția " practic nu merge".
Constanta de echilibru - pentru fiecare reactie reversibila, valoarea este constanta doar la o temperatura constanta. Pentru aceeași reacție la temperaturi diferite, constanta de echilibru ia valori diferite.
Expresia dată pentru legea acțiunii în masă este valabilă numai pentru reacțiile în care toți participanții sunt fie gaze, fie substanțe dizolvate. În alte cazuri, ecuația pentru constanta de echilibru se modifică ușor.
De exemplu, într-o reacție reversibilă care are loc la temperatură ridicată

C (g) + CO 2 2CO (g)

este implicat grafitul dur C (g). În mod formal, folosind legea acțiunii masei, notăm o expresie pentru constanta de echilibru a acestei reacții, notând-o LA":

Grafitul solid aflat în partea inferioară a reactorului reacționează numai de la suprafață, iar „concentrația” sa nu depinde de masa grafitului și este constantă pentru orice raport de substanțe din amestecul de gaze.
Să înmulțim părțile din dreapta și din stânga ecuației cu această constantă:

Valoarea rezultată este constanta de echilibru a acestei reacții:

În mod similar, pentru echilibrul unei alte reacții reversibile, care are loc și la temperatură ridicată,

CaCO3 (cr) CaO (cr) + CO2 (g),

obținem constanta de echilibru

K C = .

În acest caz, este pur și simplu egală cu concentrația de echilibru a dioxidului de carbon.
Din punct de vedere metrologic, constanta de echilibru nu este o singură mărime fizică. Acesta este un grup de mărimi cu unități de măsură diferite în funcție de expresia specifică a constantei în ceea ce privește concentrațiile de echilibru. De exemplu, pentru o reacție reversibilă a grafitului cu dioxidul de carbon [ K c] = 1 mol/l, aceeași unitate de măsură pentru constanta de echilibru a reacției de descompunere termică a carbonatului de calciu, iar constanta de echilibru a reacției de sinteză de iodură de hidrogen este o mărime adimensională. În cazul general [ K c] = 1 (mol/l) n .

REACȚIE REVERSIBILĂ, ECHILIBRUL REACȚIILOR REVERSIBILE, CONCENTRAȚII DE ECHILIBRI, LEGEA ACȚIUNII DE MASĂ PENTRU ECHILIBRIUL CHIMIC.
1.De ce echilibrul chimic este numit echilibru „dinamic”? Ce alte cazuri de echilibru dinamic cunoașteți?
2. Alcătuiți ecuații pentru sinteza apei și amoniacului din substanțe simple. Scrieți expresii pentru constantele de echilibru ale acestor reacții.
3. Alcătuiți expresii pentru constantele de echilibru ale următoarelor reacții chimice reversibile:
a) 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g); b) 4HCI (g) + O2 (g) 2H20 (g) + 2CI2 (g);
c) PC13(g) + CI2(g) PC15(g); d) 3Fe (cr) + 4H20 (g) Fe3O4 (cr) + 4H2 (g);
e) CH4 (g) + I2 (g) CH3I (cr) + HI (g).

4. În anumite condiţii, echilibrul în sistem a fost stabilit la o concentraţie de hidrogen, iod şi hidrogen iodură de 0,25 mol/l; 0,05 mol/l, respectiv 0,90 mol/l. Calculați constanta de echilibru a acestei reacții și determinați concentrațiile inițiale de hidrogen și iod.
5. Constanta de echilibru a unei reacții reversibile

H2 (g) + CI2 (g) 2HCI (g)

la temperatura camerei este de aproximativ 1015. Pe baza acestui fapt, ce se poate spune despre această reacție?

9.6. Schimbarea echilibrului chimic. Principiul lui Le Chatelier

Deoarece aproape toate reacțiile sunt reversibile într-un grad sau altul, în industrie și în practica de laborator apar două probleme: cum se obține produsul unei reacții „utile” cu randament maxim și cum se reduce randamentul produselor unei reacții „dăunătoare”. În ambele cazuri, este nevoie de deplasarea echilibrului fie către produșii de reacție, fie către substanțele inițiale. Pentru a învăța cum să faci acest lucru, trebuie să știi de ce depinde poziția de echilibru a oricărei reacții reversibile.

Poziția de echilibru depinde de:
1) asupra valorii constantei de echilibru (adică asupra naturii reactanților și a temperaturii),
2) asupra concentrației substanțelor care participă la reacție și
3) la presiune (pentru sistemele cu gaz este proporţională cu concentraţiile de substanţe).
Pentru a evalua calitativ influența asupra echilibrului chimic a tuturor acestor factori foarte diferiți, un inerent universal Principiul lui Le Chatelier(Fizichimistul și metalurgistul francez Henri Louis Le Chatelier a formulat-o în 1884), care este aplicabilă oricăror sisteme de echilibru, nu numai celor chimice.

Dacă un sistem în echilibru este influențat din exterior, atunci echilibrul din sistem se va deplasa în direcția în care această influență este parțial compensată.

Ca exemplu de influență asupra poziției de echilibru a concentrațiilor de substanțe care participă la reacție, să luăm în considerare reacția reversibilă deja cunoscută pentru producerea de iodură de hidrogen.

H2(g) + I2(g)2HI (g).

Conform legii acțiunii masei în stare de echilibru

Să se stabilească un echilibru într-un reactor cu un volum de 1 litru la o anumită temperatură constantă în care concentrațiile tuturor participanților la reacție sunt aceleași și egale cu 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol/ l; = 1 mol/l). Prin urmare, la această temperatură K S= 1. Deoarece volumul reactorului este de 1 litru, n(H2) = 1 mol, n(I 2) = 1 mol și n(HI) = 1 mol. La momentul t 1 introducem încă 1 mol de HI în reactor, concentrația acestuia va deveni egală cu 2 mol/l. Dar să K S a rămas constantă, concentrațiile de hidrogen și iod ar trebui să crească, iar acest lucru este posibil numai datorită descompunerii unei părți din iodură de hidrogen conform ecuației

2HI (g) = H2 (g) + I2 (g).

Fie t 2 să se descompună în momentul în care este atinsă noua stare de echilibru x mol de HI și, prin urmare, încă 0,5 x mol H2 și I2. Noi concentrații de echilibru ale participanților la reacție: = (1 + 0,5 x) mol/l; x= (1 + 0,5 x) mol/l;

= (2 - x) mol/l. Înlocuind valorile numerice ale mărimilor în expresia legii acțiunii masei, obținem ecuația

Unde O.

= 0,667. Prin urmare, = 1,333 mol/l;
= 1,333 mol/l; b).

= 1,333 mol/l. Toate aceste modificări ale concentrațiilor sunt prezentate clar în Figura 9.3
Ca urmare a introducerii unei porțiuni suplimentare de HI în reactor, echilibrul în sistem a fost perturbat și deplasat către formarea substanțelor inițiale (H2 și I2). În acest caz, este o reacție inversă. În consecință, echilibrul s-a deplasat spre reacția opusă („la stânga”).
Dacă 1 mol de hidrogen este introdus în același reactor în aceleași condiții, atunci echilibrul se va deplasa în direcția în care hidrogenul va reacționa, iar concentrația sa va scădea, iar concentrația de HI va crește. Acest lucru se întâmplă într-o reacție înainte și, prin urmare, echilibrul se deplasează acum către reacția înainte ("la dreapta"). Este ușor de calculat noile concentrații de echilibru în acest caz: = 1,865 mol/l;
= 0,865 mol/l;

= 1,270 mol/l (vezi Fig. 9.3
Astfel,
introducerea în sistem a uneia dintre substanțele care participă la reacție duce la o deplasare a echilibrului în direcția în care se consumă această substanță. Ca exemplu de influență a temperaturii asupra poziției de echilibru, să considerăm reacția reversibilă a sintezei amoniacului N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g).
Desigur, în acest sistem echilibrul poate fi schimbat și prin modificarea concentrațiilor substanțelor care participă la reacție. Dar să vedem cum se schimbă echilibrul în acest sistem dacă creștem presiunea. Conform principiului lui Le Chatelier, echilibrul ar trebui să se deplaseze în direcția care compensează influența externă, adică în direcția reacției în care, la un volum constant, presiunea totală scade. Acest lucru este posibil doar prin reducerea numărului total de molecule din sistem. Numărul total de molecule scade în timpul reacției înainte, prin urmare echilibrul se va deplasa spre formarea amoniacului. În schimb, pe măsură ce presiunea scade, echilibrul se va deplasa către formarea de azot și hidrogen.

SCHIMBAREA ECHILIBRIULUI CHIMIC, PRINCIPIUL LUI LE CHATELIER.
1. Reducerea oxidului de fier (III) cu hidrogen la încălzire este o reacție reversibilă. De ce fierul poate fi complet redus prin efectuarea reacției într-un curent de hidrogen? 2. Cum va afecta a) o creștere a temperaturii, b) o creștere a presiunii, c) o scădere a concentrației de dioxid de carbon echilibrul în sistem

2СО (g) + О 2 (g) 2СО 2 (g) + Q?

3. Pentru fiecare dintre următoarele reacții reversibile, notați expresia constantei de echilibru și enumerați toate modalitățile în care echilibrul se poate deplasa la dreapta:

a) N204 (g) B2NO2 (g) - 58,4 kJ; b) CO (g) + H20 (g) CO2 (g) + H2 (g) + 41,2 kJ;
c) COCI2 (g) CO (g) + CI2 (g) - 112,5 kJ; d) 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) + 113 kJ;
e) S02 (g) + O2 (g) 2S03 (g) + 196,6 kJ; e) 2HBr (g) H2 (g) + Br2 (g) - 72,5 kJ;
g) C (s) + H20 (g) CO (g) + H2 (g) - 132 kJ; i) CuO (t) + C (t) CO (g) + Cu (t) - 46 kJ;
j) FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO2 (g) + 17 kJ.

9.7. Viteza unei reacții chimice. Mecanismul de reacție

Posibilitatea apariției unei reacții este determinată de factori de energie și entropie. Dacă o reacție este posibilă, ea poate decurge rapid (uneori chiar prea repede - cu o explozie) sau încet (uneori chiar atât de încet încât nu o observăm). Dar oricum putem vorbi despre viteza reacției chimice. Așa cum viteza unui corp caracterizează viteza de mișcare a acestui corp, tot așa rata de reacție caracterizează intensitatea reacției, arătând câte particule au reacţionat pe unitatea de timp într-o unitate de volum a reactorului. Pentru comoditate, în loc de numărul de particule, se ia cantitatea unei substanțe, iar raportul dintre cantitatea unei substanțe și volumul sistemului este concentrația unei substanțe date.

Viteza unei reacții chimice se calculează luând în considerare coeficientul din fața formulei unei substanțe date din ecuația reacției ( b B).
Această definiție este aplicabilă numai reacțiilor care au loc în faza lichidă sau gazoasă.

Unde v- viteza de reactie chimica,

Cu B = Cu 2 (B) - Cu 1 (B) - modificarea concentrației substanței B ( c 1 - valoarea inițială, c 2 - valoarea concentrației finale),

t = t 2 - t 1 - perioada de timp( t 1 - valoarea inițială, t 2 - valoarea finală a timpului).

[v] = mol/(l.s).

Sarcină

În reacția H2 + I2 = 2HI, concentrația de hidrogen sa schimbat de la 0,1 mol/L la 0,05 mol/L în 2 secunde. Determinați viteza de reacție.

Soluţie

Răspuns: v= 0,025 mol/(l.s).

Sarcină

În reacția 2CO + O 2 = 2CO 2 în anumite condiții, viteza este de 0,5 mol/(lH s). La un moment dat în timp Cu 1 (C02) = 2 mol/l. Care va fi concentrația de dioxid de carbon după trei secunde?

Soluţie

Răspuns: Cu 2 (C02) = 5 mol/l.

Dacă reactanții sunt gazoși, atunci produșii de reacție pot fi obținuți numai prin ciocnirea moleculelor substanțelor inițiale. Cu cât mai multe astfel de ciocniri, cu atât reacția are loc mai rapid. Numărul de ciocniri este proporțional cu concentrațiile substanțelor inițiale. Prin urmare, viteza de reacție A + B = D (toate substanțele sunt gazoase) va fi exprimată prin ecuația ( legea acțiunii în masă pentru viteza de reacție):

v = kc O c B

Unde k este constanta vitezei de reacție și Cu A și Cu B - concentrațiile substanțelor A și B.
O creștere a presiunii în reactor duce la o creștere proporțională a tuturor concentrațiilor, astfel încât pe măsură ce presiunea crește, viteza de reacție crește.
Nu orice ciocnire de molecule duce la interacțiunea lor. Doar impacturile suficient de puternice sunt eficiente. Forța de impact este proporțională energie cinetică molecule, care crește odată cu creșterea temperaturii. În consecință, viteza de reacție crește și ea odată cu creșterea temperaturii.
Pentru multe reacții, este posibil să se estimeze modificarea vitezei în funcție de temperatură folosind o ecuație aproximativă propusă de chimistul olandez Jacob van't Hoff (1852 - 1911):

Unde v 1 - viteza de reacție la temperatură T 1 , v 2 - viteza de reacție la temperatură T 2, iar g este așa-numitul coeficient de temperatură al reacției, care este diferit pentru diferite reacții, dar ia de obicei valori de la 2 la 4.

Atât în gaze, cât și în lichide, doar două particule se pot ciocni simultan (Fig. 9.4 O). O triplă coliziune este extrem de puțin probabilă (Figura 9.4 b).

Prin urmare, majoritatea reacțiilor, uneori exprimate prin ecuații foarte complexe, au loc în mai multe etape, fiecare dintre acestea necesitând doar ciocniri duble. Dacă este posibil să se afle experimental în ce etape constă o anumită reacție, atunci se spune că reacția ei este cunoscută pentru această reacție. mecanism.

Mecanismul de reacție- totalitatea tuturor etapelor unei reacții date.

De exemplu, mecanismul reacției 4HBr + O 2 = 2H 2 O + 2Br 2, care are loc în faza gazoasă la o temperatură de aproximativ 500 ° C, include trei etape:
HBr + O2 = HOOBr;
HOOBr + HBr = 2HOBr;
HOBr + HBr = H2O + Br2.
Viteza acestor reacții este diferită, iar viteza totală a reacției totale este determinată de viteza cea mai lentă dintre aceste etape (în acest caz prima).
Este practic important ca din ecuația generală a reacției să fie imposibil de determinat mecanismul acestei reacții. De exemplu, reacția H2(g) + I2(g) = 2HI (g) simplu, adică are loc într-o singură etapă, dar s-ar părea o reacție complet similară

H2 (g) + CI2 (g) = 2HCI (g)

complex, care se desfășoară în mai multe etape conform unui mecanism în lanț:
Cl 2 = Cl + + Cl (când este încălzit sau iluminat)
CI + H2 = HCI + H
H + CI2 = HCI + CI
și așa mai departe.
Există și alte mecanisme de reacție, despre care unele veți afla mai târziu.
Viteza de reacție și mecanismele lor sunt studiate de o ramură a chimiei fizice numită cinetică chimică.
Deci, viteza unei reacții chimice la care participă numai substanțe gazoase (adică o „soluție gazoasă”) depinde
1) pe temperatură,
2) asupra concentrației de substanțe care participă la reacție și, în consecință,
3) de la presiune.

Vitezele reacțiilor care apar în soluțiile lichide sunt practic independente de presiune.
Dacă substanțele care reacționează nu formează o soluție (lichid sau gaz) între ele, atunci reacția are loc numai pe suprafața de contact a acestor substanțe. Viteza unei astfel de reacții depinde de suprafața acestei suprafețe. Într-adevăr, așchii de lemn ard mai repede decât buștenii, iar praful de lemn amestecat cu aer uneori chiar explodează. Astfel, viteza acestor reacții depinde
1) pe temperatură;
2) asupra concentrației de reactivi într-o anumită soluție;
3) la presiune (dacă în reacție sunt implicate gaze) și
4) pe suprafața de contact a reactivilor.

RATEA REACȚIEI CHIMICE; LEGEA MASELOR ACTIVE PENTRU REACȚII CHIMICE; ECUAȚIA V'ANT HOFF; MECANISM DE REACȚIE; FACTORI CARE AFECTEAZĂ RATEA DE REACȚIE
1.Dă trei exemple de reacții rapide și lente cunoscute de tine.
2. În reacția A + B = 2B + D, care are loc în fază gazoasă, în 5 secunde concentrația substanței B a crescut de la 10 la 15 mol/l. Determinați viteza medie a acestei reacții într-o anumită perioadă de timp. De ce în enunțul problemei despre care vorbim O viteza medie, și nu doar despre viteza de reacție?
3. În timpul sintezei amoniacului din azot și hidrogen în anumite condiții, viteza de reacție s-a dovedit a fi de 15 mol/(l.s.). În câte secunde concentrația de hidrogen din reactor va scădea la jumătate la concentrația sa inițială de 10 mol/l?
4. Dacă arunci o bucată de sodiu în apă, reacția va decurge foarte repede. Sugerați modalități de a) a accelera această reacție, b) de a o încetini.

9.8. Energia de activare. Catalizatori

Multe, chiar și reacții foarte rapide, nu se procedează cu simplul contact al reactivilor. De exemplu, un amestec de hidrogen și oxigen poate rămâne la temperatura camerei foarte mult timp fără a se schimba. Dar, de îndată ce aduceți un chibrit arzând, reacția începe să se desfășoare foarte repede, adesea cu o explozie (de aceea un amestec de hidrogen și oxigen într-un raport de volum de 2:1 este numit chiar „gaz exploziv”). . Care este motivul?
Am spus deja că nu orice ciocnire de molecule sau alte particule chimice duc la interacțiunea lor, ci doar cele eficiente, adică acele ciocniri de particule a căror energie totală este mai mare decât o anumită valoare. Această energie de „prag” se numește energie de activare această reacție.

Semnificația fizică a energiei de activare devine clară dacă luăm în considerare graficele modificărilor energiei particulelor în timpul reacției, prezentate în Fig. 9.5.

Graficul din stânga corespunde unei reacții exoterme, iar graficul din dreapta corespunde unei reacții endoterme. Pe aceste grafice E 1 - energia medie a moleculelor de substanțe inițiale, E 2 - energia medie a moleculelor de produse de reacție, E a este energia de activare, a ± Q- efectul termic al reacţiei.
Dacă energia de activare este scăzută, atunci în substanțele inițiale vor exista întotdeauna molecule care pot depăși „bariera energetică” și se pot transforma în molecule de produși de reacție. Dacă energia de activare este mare, atunci este posibil să nu existe astfel de molecule în reactor. Astfel, viteza unei reacții, celelalte lucruri fiind egale, este mai mare, cu cât energia ei de activare este mai mică.
În practică, există adesea cazuri când este necesară efectuarea unei reacții a cărei energie de activare este foarte mare. Viteza unei astfel de reacții, în mod natural, este foarte mică sau practic egală cu zero. Dacă este imposibil să încălziți puternic amestecul de reacție (de exemplu, substanța inițială se descompune în timpul unei astfel de încălziri sau echilibrul se deplasează către substanța inițială), atunci pentru a obține substanța dorită trebuie să faceți un traseu „ocolitor”.

Catalizator- o substanță care accelerează cursul unui proces chimic datorită interacțiunii cu reactivii unei reacții complexe și este eliberată în ultima etapă într-o formă nemodificată din punct de vedere chimic.

Catalizatorii sunt folosiți pentru mai mult decât pentru accelerare procese chimice. Dacă sunt posibile mai multe reacții între reactivi, atunci folosind un catalizator, este posibil să se efectueze aproape numai cea necesară.

Prin reducerea energiei de activare, un catalizator accelerează atât reacțiile directe, cât și cele inverse și, prin urmare, nu poate fi folosit pentru a schimba echilibrul.

ENERGIE DE ACTIVARE, REACȚIE CALITICĂ, CATALISATOR.
1. De ce viteza majorității reacțiilor chimice în condiții normale scade în timp? Este posibil să se efectueze o reacție astfel încât viteza acesteia să rămână constantă? Ce trebuie făcut pentru asta?
2. Se va modifica viteza de reacție a iodului cu hidrogenul dacă se introduce argon în amestecul de reacție? Explicați răspunsul dvs.
3. Cum se va schimba viteza reacției A + B = C, care are loc în faza gazoasă într-o etapă, dacă a) concentrația substanței A crește de 2 ori; b) reduce concentrația substanței B de 2 ori; c) crește concentrația fiecăreia dintre aceste substanțe de 2 ori; d) reduce concentrația substanței A de 2 ori și crește concentrația substanței B de 2 ori; e) dublarea presiunii din reactor?
4. Într-un amestec de hidrogen și oxigen la temperatura camerei, fracțiile volumice ale gazelor nu se modifică la infinit. Putem presupune că echilibrul chimic a fost stabilit în acest amestec?
5. În intervalul de temperatură de la 30 la 80 °C, viteza unei reacții a crescut de 2 ori la încălzire la fiecare 10 °C. Determinați de câte ori viteza acestei reacții va crește atunci când temperatura crește de la 35 la 55 °C.
6. De ce credeți că alimentele perisabile sunt păstrate în frigider?

9.9. Electroliză

Studiind paragrafele anterioare ale acestui capitol, v-ați familiarizat cu tiparele acelor reacții care apar spontan („de la sine”, fără o influență suplimentară constantă din exterior). Toate aceste reacții tind spre o stare de echilibru, determinată de o combinație de factori de energie și entropie. Cu toate acestea, în unele cazuri este posibil să se efectueze reacții care nu pot apărea spontan. Un exemplu de astfel de reacții sunt reacțiile electroliză.
Dacă atașați plăci metalice pe fețele opuse ale unui cristal de clorură de sodiu, conectați-le printr-un ampermetru la o sursă de tensiune electrică și închideți circuitul, atunci nu va exista curent electric în circuit - clorura de sodiu cristalină este un dielectric, adică , o substanta care curent electric nu conduce. Cationii și anionii dintr-un cristal ionic sunt strâns legați împreună prin legături ionice (forțe electrostatice) și nu se pot mișca liber.
Dacă aceleași plăci sunt scufundate în clorură de sodiu topită ("descărcat"), se formează atomi de sodiu:

Cuvântul „electroliza” în sine poate fi tradus ca „descompunere prin electricitate”.
Toți compușii ionici (oxizi, hidroxizi, săruri) pot fi supuși electrolizei dacă se topesc fără descompunere.
Compușii ionici care conțin ioni complecși sunt, de asemenea, supuși electrolizei, dar au loc procese mult mai complexe.
Ionii mobili sunt prezenți nu numai în topituri compuși ionici, dar și în soluțiile lor (vezi capitolul XI), și chiar în unele solide. In acestea sisteme chimice Sunt posibile și reacții electrolitice.

ELECTROLISĂ, CATOD, ANOD.
Care dintre următoarele substanțe pot fi supuse electrolizei: BaCl 2, SiO 2, Na 2 S, Al 2 O 3, NaOH, H 2 SO 4, Cu(OH) 2, CaCO 3?
Indicați motivele pentru care alte substanțe nu sunt expuse la acesta.
2. Creați ecuații electronice pentru semireacții și ecuații chimice pentru electroliza substanțelor pe care le-ați ales.
1. Exemple de reacții compuse, de descompunere, substituție și schimb.
2. Reacții redox.

Dacă un sistem este într-o stare de echilibru, atunci va rămâne în el atâta timp cât condițiile externe rămân constante. Dacă condițiile se schimbă, sistemul va ieși din echilibru - ratele proceselor directe și inverse se vor schimba inegal - va avea loc o reacție. Cea mai mare valoare există cazuri de dezechilibru datorate modificărilor concentrației oricăreia dintre substanțele implicate în echilibru, presiune sau temperatură.

Să luăm în considerare fiecare dintre aceste cazuri.

Perturbarea echilibrului datorată modificării concentrației oricăreia dintre substanțele care participă la reacție. Lăsați hidrogenul, iodură de hidrogen și vaporii de iod să fie în echilibru unul cu celălalt la o anumită temperatură și presiune. Să introducem o cantitate suplimentară de hidrogen în sistem. Conform legii acțiunii masei, o creștere a concentrației de hidrogen va atrage după sine o creștere a vitezei reacției directe - reacția de sinteză HI, în timp ce viteza reacției inverse nu se va modifica. ÎN direcția înainte reacția va decurge acum mai repede decât invers. Ca urmare a acestui fapt, concentrațiile de hidrogen și vapori de iod vor scădea, ceea ce va încetini reacția directă, iar concentrația de HI va crește, ceea ce va accelera reacția inversă. După un timp, ratele reacțiilor directe și inverse vor deveni din nou egale și se va stabili un nou echilibru. Dar, în același timp, concentrația de HI va fi acum mai mare decât era înainte de adăugare, iar concentrația va fi mai mică.

Procesul de modificare a concentrațiilor cauzat de un dezechilibru se numește deplasare sau schimbare de echilibru. Dacă în același timp există o creștere a concentrațiilor de substanțe din partea dreaptă a ecuației (și, desigur, în același timp o scădere a concentrațiilor de substanțe din stânga), atunci se spune că echilibrul se schimbă spre dreapta, adică în direcția reacției directe; când concentrațiile se schimbă în sens opus, ele vorbesc despre o deplasare a echilibrului spre stânga - în direcția reacției inverse. În exemplul luat în considerare, echilibrul s-a deplasat spre dreapta. În același timp, substanța, a cărei creștere a concentrației a provocat un dezechilibru, a intrat într-o reacție - concentrația sa a scăzut.

Astfel, odată cu creșterea concentrației oricăreia dintre substanțele care participă la echilibru, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe; Când concentrația oricăreia dintre substanțe scade, echilibrul se deplasează spre formarea acestei substanțe.

Perturbarea echilibrului datorată modificărilor de presiune (prin scăderea sau creșterea volumului sistemului). Atunci când gazele sunt implicate într-o reacție, echilibrul poate fi perturbat atunci când volumul sistemului se modifică.

Luați în considerare efectul presiunii asupra reacției dintre monoxidul de azot și oxigen:

Lăsați un amestec de gaze să fie în echilibru chimic la o anumită temperatură și presiune. Fără a schimba temperatura, creștem presiunea astfel încât volumul sistemului să scadă de 2 ori. În primul moment, presiunile și concentrațiile parțiale ale tuturor gazelor se vor dubla, dar în același timp raportul dintre ratele reacțiilor directe și inverse se va schimba - echilibrul va fi perturbat.

De fapt, înainte de creșterea presiunii, concentrațiile de gaz aveau valori de echilibru și , iar ratele reacțiilor directe și inverse au fost aceleași și au fost determinate de ecuațiile:

În primul moment după comprimare, concentrațiile de gaz se vor dubla față de valorile lor inițiale și vor fi egale cu , și, respectiv. În acest caz, vitezele reacțiilor directe și inverse vor fi determinate de ecuațiile:

Astfel, ca urmare a creșterii presiunii, viteza reacției directe a crescut de 8 ori, iar reacția inversă de numai 4 ori. Echilibrul în sistem va fi perturbat - reacția directă va prevala asupra celei inverse. După ce vitezele devin egale, echilibrul se va stabili din nou, dar cantitatea din sistem va crește, iar echilibrul se va deplasa spre dreapta.

Este ușor de observat că modificarea inegală a vitezei reacțiilor directe și inverse se datorează faptului că în partea stângă și dreaptă a ecuației reacției luate în considerare, numărul de molecule de gaz este diferit: o moleculă de oxigen și două. moleculele de monoxid de azot (trei molecule de gaz în total) sunt transformate în două molecule de gaz - dioxid de azot. Presiunea unui gaz este rezultatul faptului că moleculele sale lovesc pereții recipientului; celelalte lucruri fiind egale, cu cât este mai mare numărul de molecule conținute într-un anumit volum de gaz, cu atât presiunea gazului este mai mare. Prin urmare, o reacție care are loc cu o creștere a numărului de molecule de gaz duce la o creștere a presiunii, iar o reacție care are loc cu o scădere a numărului de molecule de gaz duce la o scădere a presiunii.

Având în vedere acest lucru, concluzia despre efectul presiunii asupra echilibrului chimic poate fi formulată după cum urmează:

Când presiunea crește prin comprimarea sistemului, echilibrul se deplasează către o scădere a numărului de molecule de gaz, adică către o scădere a presiunii atunci când presiunea scade, echilibrul se deplasează către o creștere a numărului de molecule de gaz; cresterea presiunii.

În cazul în care reacția se desfășoară fără modificarea numărului de molecule de gaz, echilibrul nu este perturbat în timpul compresiei sau expansiunii sistemului. De exemplu, în sistem

echilibrul nu este perturbat atunci când volumul se modifică; ieșirea HI este independentă de presiune.

Dezechilibru din cauza schimbărilor de temperatură. Echilibrul majorității mari a reacțiilor chimice se modifică odată cu schimbările de temperatură. Factorul care determină direcția deplasării echilibrului este semnul efectului termic al reacției. Se poate arăta că atunci când temperatura crește, echilibrul se deplasează în direcția reacției endoterme, iar când scade, în direcția reacției exoterme.

Astfel, sinteza amoniacului este o reacție exotermă

Prin urmare, pe măsură ce temperatura crește, echilibrul în sistem se deplasează spre stânga - spre descompunerea amoniacului, deoarece acest proces are loc odată cu absorbția căldurii.

În schimb, sinteza oxidului nitric (II) este o reacție endotermă:

Prin urmare, pe măsură ce temperatura crește, echilibrul în sistem se deplasează spre dreapta - spre formațiune.

Tiparele care apar în exemplele considerate de dezechilibru chimic sunt cazuri speciale principiu general, care determină influența diverșilor factori asupra sistemelor de echilibru. Acest principiu, cunoscut sub numele de principiul lui Le Chatelier, atunci când este aplicat echilibrelor chimice, poate fi formulat după cum urmează:

Dacă se exercită vreun impact asupra unui sistem care se află în echilibru, atunci ca urmare a proceselor care au loc în acesta, echilibrul se va deplasa într-o astfel de direcție încât impactul va scădea.

Într-adevăr, atunci când una dintre substanțele care participă la reacție este introdusă în sistem, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe. „Când presiunea crește, se schimbă astfel încât presiunea din sistem scade atunci când temperatura crește, echilibrul se deplasează către reacția endotermă - temperatura din sistem scade.

Principiul lui Le Chatelier se aplică nu numai echilibrelor chimice, ci și diferitelor echilibre fizico-chimice. O schimbare a echilibrului atunci când condițiile proceselor cum ar fi fierberea, cristalizarea și dizolvarea se schimbă în conformitate cu principiul lui Le Chatelier.

Echilibrul chimic este menținut atâta timp cât condițiile în care se află sistemul rămân neschimbate. Condițiile în schimbare (concentrația substanțelor, temperatură, presiune) provoacă un dezechilibru. După ceva timp, echilibrul chimic este restabilit, dar în condiții noi, diferite de anterioare. O astfel de tranziție a unui sistem de la o stare de echilibru la alta se numește deplasare(deplasare) de echilibru. Direcția deplasării se supune principiului lui Le Chatelier.

Pe măsură ce concentrația uneia dintre substanțele inițiale crește, echilibrul se deplasează către un consum mai mare al acestei substanțe, iar reacția directă se intensifică. O scădere a concentrației substanțelor inițiale deplasează echilibrul către formarea acestor substanțe, pe măsură ce reacția inversă crește. O creștere a temperaturii deplasează echilibrul către o reacție endotermă, în timp ce o scădere a temperaturii schimbă echilibrul către o reacție exotermă. O creștere a presiunii deplasează echilibrul către cantități descrescătoare substante gazoase, adică spre volume mai mici ocupate de aceste gaze. Dimpotrivă, odată cu scăderea presiunii, echilibrul se deplasează spre cantităţi tot mai mari de substanţe gazoase, adică către volume mai mari formate din gaze.

Exemplul 1.

Cum va afecta o creștere a presiunii starea de echilibru a următoarelor reacții reversibile ale gazelor:

a) S02 + C12 =SO2CI2;

b) H2 + Br2 = 2НВr.

Soluţie:

Folosim principiul lui Le Chatelier, conform căruia o creștere a presiunii în primul caz (a) deplasează echilibrul spre dreapta, către o cantitate mai mică de substanțe gazoase care ocupă un volum mai mic, ceea ce slăbește influența externă a presiunii crescute. În a doua reacție (b), cantitățile de substanțe gazoase, atât materiile prime, cât și produșii de reacție, sunt egale, precum și volumele pe care le ocupă, deci presiunea nu are efect și echilibrul nu este perturbat.

Exemplul 2.

În reacția de sinteză a amoniacului (–Q) 3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q, reacția directă este exotermă, reacția inversă este endotermă. Cum ar trebui modificate concentrația reactanților, temperatura și presiunea pentru a crește randamentul de amoniac?

Soluţie:

Pentru a muta echilibrul la dreapta trebuie să:

a) crește concentrațiile de H 2 și N 2;

b) reduce concentraţia (eliminarea din sfera de reacţie) a NH3;

c) scade temperatura;

d) crește presiunea.

Exemplul 3.

Reacția omogenă dintre clorura de hidrogen și oxigen este reversibilă:

4HC1 + O2 = 2C12 + 2H20 + 116 kJ.

1. Ce efect vor avea următoarele asupra echilibrului sistemului?

a) creșterea presiunii;

b) creşterea temperaturii;

c) introducerea unui catalizator?

Soluţie:

a) În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, o creștere a presiunii duce la o deplasare a echilibrului către reacția directă.

b) O creștere a t° duce la o deplasare a echilibrului spre reacția inversă.

c) Introducerea unui catalizator nu schimbă echilibrul.

2. În ce direcție se va deplasa echilibrul chimic dacă se dublează concentrația de reactanți?

Soluţie:

υ → = k → 0 2 0 2 ;

υ 0 ← = k ← 0 2 0 2

După creșterea concentrațiilor, viteza reacției directe a devenit:

υ → = k → 4 = 32 k → 0 4 0

adica a crescut de 32 de ori fata de viteza initiala. În mod similar, viteza reacției inverse crește de 16 ori:

υ ← = k ← 2 2 = 16k ← [H 2 O] 0 2 [C1 2 ] 0 2 .

Creșterea vitezei reacției directe este de 2 ori mai mare decât creșterea vitezei reacției inverse: echilibrul se deplasează spre dreapta.

Exemplul 4. ÎN

De ce parte se va deplasa echilibrul unei reacții omogene:

dacă creșteți temperatura cu 30 °C, știind că coeficientul de temperatură al reacției directe este 2,5, iar reacția inversă este 3,2?

Soluţie:

Deoarece coeficienții de temperatură ai reacțiilor directe și inverse nu sunt egali, creșterea temperaturii va avea efecte diferite asupra modificării vitezei acestor reacții. Folosind regula lui Van't Hoff (1.3), găsim ratele reacțiilor directe și inverse atunci când temperatura crește cu 30 °C:

υ → (t 2) = υ → (t 1)=υ → (t 1)2,5 0,1 30 = 15,6υ → (t 1);

υ ← (t 2) = υ ← (t 1) =υ → (t 1)3.2 0.1 30 = 32.8υ ← (t 1)

O creștere a temperaturii a crescut viteza reacției directe de 15,6 ori, iar reacția inversă de 32,8 ori. În consecință, echilibrul se va deplasa spre stânga, spre formarea PCl 5.

Exemplul 5.

Cum se vor schimba ratele reacțiilor directe și inverse în sistemul izolat C 2 H 4 + H 2 ⇄ C 2 H 6 și unde se va schimba echilibrul când volumul sistemului crește de 3 ori?

Soluţie:

Ratele inițiale ale reacțiilor directe și inverse sunt următoarele:

υ 0 = k 0 0 ; υ 0 = k 0 .

O creștere a volumului sistemului determină o scădere a concentrațiilor de reactanți cu 3 ori, prin urmare, modificarea ratei reacțiilor directe și inverse va fi după cum urmează:

υ 0 = k = 1/9υ 0

υ = k = 1/3υ 0

Scăderea vitezei reacțiilor directe și inverse nu este aceeași: viteza reacției inverse este de 3 ori (1/3: 1/9 = 3) mai mare decât viteza reacției inverse, prin urmare echilibrul se va deplasa la stânga, în partea în care sistemul ocupă un volum mai mare, adică spre formarea C 2 H 4 și H 2.

9. Viteza de reacție chimică. Echilibru chimic

9.2. Echilibrul chimic și deplasarea acestuia

Majoritatea reacțiilor chimice sunt reversibile, adică. curge simultan atât în direcția de formare a produselor cât și în direcția de descompunere a acestora (de la stânga la dreapta și de la dreapta la stânga).

Exemple de ecuații de reacție pentru procese reversibile:

N 2 + 3H 2 ⇄ t °, p, cat 2NH 3

2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , cat 2SO 3

H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI

Reacțiile reversibile sunt caracterizate printr-o stare specială numită stare de echilibru chimic.

Echilibru chimic- aceasta este o stare a sistemului în care ratele reacțiilor directe și inverse devin egale. La trecerea către echilibrul chimic, viteza reacției directe și concentrația reactanților scad, în timp ce reacția inversă și concentrația produselor cresc.

Într-o stare de echilibru chimic, se formează atât de mult produs pe unitatea de timp cât se descompune. Ca urmare, concentrațiile de substanțe aflate în stare de echilibru chimic nu se modifică în timp. Totuși, aceasta nu înseamnă deloc că concentrațiile de echilibru sau masele (volumele) tuturor substanțelor sunt în mod necesar egale între ele (vezi Fig. 9.8 și 9.9). Echilibrul chimic este un echilibru dinamic (mobil) care poate răspunde la influențe externe.

Tranziția unui sistem de echilibru de la o stare de echilibru la alta se numește deplasare sau schimbare în echilibru. În practică, se vorbește despre o deplasare a echilibrului către produșii de reacție (la dreapta) sau către substanțele inițiale (la stânga); o reacție înainte este una care are loc de la stânga la dreapta, iar o reacție inversă are loc de la dreapta la stânga. Starea de echilibru este indicată prin două săgeți îndreptate invers: ⇄.

Principiul echilibrului schimbător a fost formulat de omul de știință francez Le Chatelier (1884): o influență externă asupra unui sistem care este în echilibru duce la o schimbare a acestui echilibru într-o direcție care slăbește efectul influenței externe.

Să formulăm regulile de bază pentru schimbarea echilibrului.

Efectul concentrării: când concentrația unei substanțe crește, echilibrul se deplasează spre consumul acesteia, iar când scade, spre formarea ei.

De exemplu, cu creșterea concentrației de H2 într-o reacție reversibilă

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g)

viteza reacției înainte, în funcție de concentrația de hidrogen, va crește. Ca urmare, echilibrul se va deplasa spre dreapta. Pe măsură ce concentrația de H2 scade, viteza reacției directe va scădea, ca urmare, echilibrul procesului se va deplasa spre stânga.

Efectul temperaturii: Când temperatura crește, echilibrul se deplasează spre reacția endotermă, iar când temperatura scade, se deplasează către reacția exotermă.

Este important de reținut că odată cu creșterea temperaturii, viteza atât a reacțiilor exo- și endoterme crește, dar reacția endotermă crește de mai multe ori, pentru care E a este întotdeauna mai mare. Pe măsură ce temperatura scade, viteza ambelor reacții scade, dar din nou de un număr mai mare de ori - endotermic. Este convenabil să ilustrați acest lucru cu o diagramă în care valoarea vitezei este proporțională cu lungimea săgeților, iar echilibrul se deplasează în direcția săgeții mai lungi.

Efectul presiunii: o modificare a presiunii afectează starea de echilibru numai atunci când gazele iau parte la reacție și chiar și atunci când substanța gazoasă este într-o singură parte ecuație chimică. Exemple de ecuații de reacție:

presiunea afectează schimbarea echilibrului:

3H2 (g) + N2 (g) ⇄ 2NH3 (g),

CaO (tv) + CO2 (g) ⇄ CaCO3 (tv);

presiunea nu afectează deplasarea echilibrului:

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

NaOH (soluție) + HCI (soluție) = NaCl (soluție) + H2O (l).

Când presiunea scade, echilibrul se deplasează spre formarea unei cantități chimice mai mari de substanțe gazoase, iar când crește, echilibrul se deplasează către formarea unei cantități chimice mai mici de substanțe gazoase. Dacă cantitățile chimice de gaze din ambele părți ale ecuației sunt aceleași, atunci presiunea nu afectează starea de echilibru chimic:

H2 (g) + CI2 (g) = 2HCI (g).

Acest lucru este ușor de înțeles, având în vedere că efectul unei modificări de presiune este similar cu efectul unei modificări de concentrație: cu o creștere a presiunii de n ori, concentrația tuturor substanțelor aflate în echilibru crește cu aceeași cantitate (și invers. ).

Efectul volumului sistemului de reacție: o modificare a volumului sistemului de reacție este asociată cu o modificare a presiunii și afectează doar starea de echilibru a reacțiilor care implică substanțe gazoase. O scădere a volumului înseamnă o creștere a presiunii și deplasează echilibrul către formarea de mai puține gaze chimice. O creștere a volumului sistemului duce la o scădere a presiunii și la o schimbare a echilibrului către formarea unei cantități chimice mai mari de substanțe gazoase.

Introducerea unui catalizator într-un sistem de echilibru sau o modificare a naturii acestuia nu schimbă echilibrul (nu crește randamentul produsului), deoarece catalizatorul accelerează atât reacțiile directe, cât și cele inverse în aceeași măsură. Acest lucru se datorează faptului că catalizatorul reduce în mod egal energia de activare a proceselor înainte și inversă. Atunci de ce folosesc un catalizator în procesele reversibile? Cert este că utilizarea unui catalizator în procesele reversibile favorizează instalarea rapidă a echilibrului, iar acest lucru crește eficiența producției industriale.

Exemple specifice de influență a diverșilor factori asupra deplasării echilibrului sunt date în tabel. 9.1 pentru reacția de sinteză a amoniacului care are loc odată cu degajarea de căldură. Cu alte cuvinte, reacția directă este exotermă, iar reacția inversă este endotermă.

Tabelul 9.1

Influența diferiților factori asupra deplasării echilibrului reacției de sinteză a amoniacului

Factorul care influențează sistemul de echilibru	Direcția de deplasare a reacției de echilibru 3 H 2 + N 2 ⇄ t, p, cat 2 NH 3 + Q
Creșterea concentrației de hidrogen, s (H 2)	Echilibrul se deplasează la dreapta, sistemul răspunde prin scăderea c (H 2)
Scăderea concentrației de amoniac, s (NH 3)↓	Echilibrul se deplasează spre dreapta, sistemul răspunde cu o creștere a c (NH 3)
Creșterea concentrației de amoniac, s (NH 3)	Echilibrul se deplasează spre stânga, sistemul răspunde prin scăderea c (NH 3)
Scăderea concentrației de azot, s (N 2)↓	Echilibrul se deplasează spre stânga, sistemul răspunde prin creșterea c (N 2)
Compresie (scăderea volumului, creșterea presiunii)	Echilibrul se deplasează spre dreapta, spre o scădere a volumului gazelor
Expansiune (creștere în volum, scădere a presiunii)	Echilibrul se deplasează spre stânga, spre creșterea volumului de gaz
Presiune crescută	Echilibrul se deplasează spre dreapta, spre un volum mai mic de gaz
Scăderea presiunii	Echilibrul se deplasează spre stânga, spre un volum mai mare de gaze
Creșterea temperaturii	Echilibrul se deplasează spre stânga, spre reacția endotermă
Scădere de temperatură	Echilibrul se deplasează spre dreapta, spre reacția exotermă
Adăugarea unui catalizator	Echilibrul nu se schimbă

Exemplul 9.3.

Într-o stare de echilibru a procesului

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

concentraţiile de substanţe (mol/dm 3) SO 2 , O 2 şi SO 3 sunt respectiv 0,6, 0,4 şi 0,2. Aflați concentrațiile inițiale de SO 2 și O 2 (concentrația inițială de SO 3 este zero).

Soluţie. Prin urmare, în timpul reacției se consumă SO 2 și O 2

c out (SO 2) = c egal (SO 2) + c out (SO 2),

c out (O 2) = c egal (O 2) + c out (O 2).

Valoarea lui c cheltuită se găsește folosind c (SO 3):

x = 0,2 mol/dm3.

c out (SO2) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (mol/dm3).

y = 0,1 mol/dm3.

c out (O 2) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (mol/dm 3).

Răspuns: 0,8 mol/dm3S02; 0,5 mol/dm3O2.

La efectuarea sarcinilor de examen, influența diferiților factori, pe de o parte, asupra vitezei de reacție și, pe de altă parte, asupra schimbării echilibrului chimic, este adesea confundată.

Pentru un proces reversibil

odată cu creșterea temperaturii, crește viteza reacțiilor directe și inverse; pe măsură ce temperatura scade, rata reacțiilor directe și inversă scade;

odată cu creșterea presiunii, vitezele tuturor reacțiilor care au loc cu participarea gazelor cresc, atât directe, cât și inverse. Pe măsură ce presiunea scade, viteza tuturor reacțiilor care au loc cu participarea gazelor, atât directe, cât și inverse, scade;

introducerea unui catalizator în sistem sau înlocuirea acestuia cu un alt catalizator nu schimbă echilibrul.

Exemplul 9.4.

Are loc un proces reversibil, descris de ecuație

N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) + Q

Luați în considerare ce factori: 1) crește viteza de sinteză a reacției amoniacului; 2) deplasați echilibrul la dreapta:

c) scăderea concentraţiei de NH3;

d) utilizarea unui catalizator;

e) creşterea concentraţiei de N 2.

Soluţie. Factorii b), d) și e) cresc viteza reacției de sinteză a amoniacului (precum și creșterea temperaturii, creșterea concentrației de H2); deplasați echilibrul la dreapta - a), b), c), e).

Răspuns: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.

Exemplul 9.5.