Echilibrul poate fi înlocuit de o acțiune externă, condusă de principiul Le Chatelier. dacă sistemul extern exercită o influență externă asupra sistemului de echilibru, atunci echilibrul se îndreaptă spre acea reacție, ceea ce contribuie la slăbirea acestui efect.
Influența temperaturii. Pentru reacțiile care duc la o scădere a entalpiei (exotermă), o creștere a temperaturii va împiedica curgerea procesului direct, adică trecerea reacției către materiile prime. Reacțiile endoterme se vor îndrepta către produsele finale.
De exemplu. În condiții normale, reacția N2 + O2 nu merge (# 916; H> 0), dar o creștere a temperaturii poate face această reacție fezabilă. Reacția CO + 1 / 2O2 = CO2. # 916; H <0 с повышением температуры будут смещаться в сторону исходных веществ.
Influența presiunii. Dacă reacționează substanțele gazoase, atunci cu un număr nemodificat de moli de reactivi inițiali și finali, o creștere a presiunii totale nu va duce la o schimbare a echilibrului. Dacă se schimbă numărul de moli în timpul reacției, atunci o schimbare a presiunii totale va duce la o schimbare a echilibrului. În particular, reacția 2CO + 02 = 2CO2. curge cu o scădere a cantității de materie, cu o creștere a presiunii totale se va schimba spre formarea de CO2.
Influența concentrațiilor. În acele reacții în care este mai bine să se lucreze cu concentrații (reacții în soluții), o creștere a concentrațiilor substanțelor inițiale conduce la o schimbare a echilibrului față de produsele finale și invers.
Astfel, reacția de esterificare (formarea esterului) crește concentrația de acid acetic sau etanol crește randamentul de acetat de etil și adăugarea sistemului de apă duce la saponificare, t. E. Reacția de formare a produselor de pornire.
4.2. Testați întrebările și sarcinile
1. Care este rata de reacție medie și instantanee? Descrieți factorii care influențează rata reacțiilor chimice (în sisteme omogene și eterogene).
2. Dependența vitezei de concentrare. Legea maselor care acționează. Constanta vitezei de reacție.
3. Dependența ratei de reacție la temperatură. Ecuația lui Arrhenius.
4. Caracteristica energiei de activare. Energia de activare a reacțiilor catalitice și esența acțiunii catalizatorului.
5. Conceptul de cataliză enzimatică în sistemele biologice. O cataliză omogenă și eterogenă.
6. Reacții chimice reversibile și ireversibile. Constanta de echilibru și calculul acesteia din variațiile standard de energie Gibbs.
7. Echilibrul chimic. Legea echilibrului chimic. Determinarea deplasării echilibrului în condiții schimbătoare pe baza principiului Le Chatelier.
8. Cum se va schimba rata reacției directe: 2NO + O2 = 2NO2 când concentrația de NO va fi crescută de trei ori; în timp ce simultan reducerea concentrației de NO și NO2 la jumătate?
9. Cum se va schimba rata de reacție când temperatura va crește de la 30 0 C la 80 0 C dacă coeficientul de temperatură este 3?
10. Care este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, dacă, cu o creștere a temperaturii cu 30 ° C, rata de reacție crește cu 15,6 ori?
11. Scrieți expresia matematică pentru ratele de reacție care apar în conformitate cu ecuațiile:
12. Cum ar trebui să se modifice presiunea în sistem, astfel încât rata de reacție să crească de 27 ori? Reacția se desfășoară conform ecuației:
13. Reacția se desfășoară în faza gazoasă și se termină în 60 de secunde. Cum se va schimba timpul de curgere cu o creștere a temperaturii cu 40 ° C, dacă = 2, rata de reacție relativă.
14. La o anumită temperatură, concentrația de echilibru în sistem au fost, respectiv [SO2] = 0,04 mol / l, [O2] = 0,06 mol / l, [SO3] = 0,02 mol / l. Se calculează constanta de echilibru și de concentrația inițială a oxidului de sulf (IV) și oxigen.
15. În ce direcție se va schimba echilibrul din sistem dacă t 0. p, C a uneia dintre substanțele inițiale este mărită? Notați expresia pentru constanta de echilibru pentru următoarele sisteme reversibile:
Exemple de rezolvare a problemelor
Exemplul 1. De câte ori se va schimba rata de reacție cu creșterea presiunii în sistem de 2 ori? Temperatura sistemului este menținută constantă.
Soluția. Să presupunem că reacția în cauză este elementară, adică legea masei eficace este valabilă pentru ea
Presupunând că concentrația și presiunea parțială sunt direct proporționale cu dependența :, obținem asta.
După creșterea presiunii în sistem cu un factor de 2, presiunea parțială a fiecărui reactiv crește de asemenea cu un factor de 2;
Aici. în consecință, rata de reacție va crește de 8 ori.
Exemplul 2. Se calculează de câte ori crește viteza de reacție cu o creștere a temperaturii cu 40 ° C, dacă coeficientul de temperatură de reacție este de 3 ° C.
Soluția. Conform expresiei matematice, regulile lui Van't Hoff
În exemplul nostru, T2 - T1 = 40 0 C, înlocuind problema în ecuație, obținem uT2 / uT1 = 3 40/10 = 3 4 = 81, adică rata de reacție a crescut de 81 de ori.
Exemplul 3. La 353 K reacția se termină în 20 de secunde. Cât timp durează reacția la 293 K, dacă coeficientul de temperatură de reacție este 2,5?
Soluția. Între rata reacțiilor chimice și durata lor există o dependență invers proporțională a uT2 / uT1 = t1 / t2. unde t1 și t2 sunt timpii de reacție la temperaturile T1 și T2. Astfel, în acest caz regula Van't Hoff poate fi scrisă după cum urmează:
t1 / t2 = g T2-T1 / 10; t1 = t2 # 8729; g T2-T1 / 10 = 20 # 8729; 2,5 353-293 / 10 = 20 # 8729; 2,5 6 = 4879 sec =
= 1 oră 21 minute 19 secunde.
Exemplul 4. În sinteza amoniacului, sa stabilit un echilibru la următoarele concentrații ale substanțelor care reacționează: [N2] = 2,5 mol / l; [H2] = 1,8 mol / l; [NH3] = 3,6 mol / l. Se calculează constanta de echilibru a acestei reacții și concentrațiile inițiale de azot și hidrogen.
Soluția. Plecând de la ecuația reacției pentru obținerea amoniacului, determinăm constanta de echilibru a acestei reacții:
Concentrațiile inițiale de azot și hidrogen se găsesc pe baza ecuației de reacție. Formarea a 2 moli de amoniac consumă 1 mol de azot, iar formarea a 3,6 moli necesită 3,6 / 2 = 1,8 moli azot. Având în vedere concentrația de azot în echilibru, găsim concentrația inițială = 2,5 + 1,8 = 4,3 mol / l. Pentru formarea a 2 moli de amoniac, este necesar să se petreacă 3 moli de hidrogen și să se obțină 3,6 moli de amoniac, 3,6 # 8729; 3/2 = 5,4 mol / l; = 1,8 + 5,4 = 7,2 mol / l. Astfel, reacția a început la concentrații de azot și hidrogen, respectiv, 4,3 și 7,2 mol / l.
Exemplu 5. În ce direcție se va schimba balanța sistemului:
b) 2 CO = C02 + C # 8710; H = -171 kJ
c) COCI2 = CO + Cl2 # 8710; H = +113 kJ
cu creșterea presiunii, temperatură și scăderea concentrației de O2 și CO?
Soluția. a) reacția este endotermă, prin urmare, atunci când temperatura este ridicată de principiul Le Chatelier, echilibrul este deplasat spre partea din față (→). Molul de materii prime gazoase este 2, produsele sunt 3, prin urmare, atunci când crește presiunea, echilibrul este mutat pe partea cu mai puține molecule gazoase, adică în direcția opusă (←). Când concentrația de oxigen scade conform principiului Le Chatelier, echilibrul se îndreaptă spre reacția directă (→).
b) reacția este exotermă, prin urmare, cu o creștere a temperaturii conform principiului Le Chatelier, echilibrul se deplasează spre reacția endotermică, adică în direcția opusă (←). Numărul de molecule de materii prime gazoase este de 2, produsele fiind 1, prin urmare, atunci când presiunea este mărită, echilibrul este mutat în lateral cu mai puține molecule gazoase, adică spre reacția directă (→). Cu o scădere a concentrației de monoxid de carbon conform principiului Le Chatelier, echilibrul se îndreaptă spre reacția inversă (←).
c) reacția este endotermă, prin urmare, cu o creștere a temperaturii conform principiului Le Chatelier, echilibrul este deplasat spre partea din față (→). Numărul de moli de materii prime gazoase este 1, produsele sunt 2, prin urmare, atunci când presiunea este mărită, echilibrul este mutat pe partea cu mai puține molecule gazoase, adică în direcția opusă (←). Când concentrația de monoxid de carbon este redusă în conformitate cu principiul Le Chatelier, echilibrul se îndreaptă spre reacția directă (→).
4.4. Sarcinile individuale
Sarcina 1. Rezolvați problemele opțiunii dvs. (Tabelul 24)
Verificați variantele sarcinilor
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: