Влияние концентрации на смещение химического равновесия: Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

Содержание

Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

    Опыт 2. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие исследуется на примере реакции [c.86]

    ВЛИЯНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ НА РАВНОВЕСИЕ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ [c.49]

    Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие изучается на примере реакции  [c.80]


    Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие [c.80]

    Важнейшими условиями, определяющими состояние химического равновесия, являются концентрация реагирующих веществ, давление (в случае газообразных соединений) и температура. Влияние концентрации на химическое равновесие было рассмотрено в предыдущем параграфе. Рассмотрим с точки зрения принципа смещения равновесия влияние давления и температуры на состояние химического равновесия.

[c.73]

    Рассмотренные здесь вопросы влияния концентраций реагирующих веществ и общего давления на положение химического равновесия суть частные случаи применения так называемого принципа Ле Шателье — Брауна. Согласно этому принципу при воздействии на равновесную систему любого внешнего фактора равновесие в системе смещается в таком направлении, чтобы уменьшить воздействие этого фактора. [c.93]

    Опыт 1. Влияние концентраций реагирующих и образующихся веществ на химическое равновесие [c.40]

    ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ НА ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ [c.83]

    Цель работы заключается в исследовании влияния различных факторов (степени измельчения веществ, концентрации и температуры) на скорость реакций, а также изучении влияния изменения температуры и концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие. 

[c.64]

    Одним из характерных проявлений жизни является удивительная способность живых организмов кинетически регулировать химические реакции, подавляя стремление к достижению термодинамического равновесия. Ферментативная кинетика занимается исследованием закономерностей влияния химической природы реагирующих веществ (ферментов, субстратов) и условий их взаимодействия (концентрация, pH среды, температуры, присутствие активаторов или ингибиторов) на скорость ферментативной реакции. Главной целью изучения кинетики ферментативных реакций является получение информации, которая может способствовать выяснению молекулярного механизма действия фермента. [c.134]

    На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ — и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрации всех реагирующих веществ изменяются до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. Подобный переход реак- 

[c.122]

    Давление. Влияние давления очень напоминает эффект изменения концентраций реагирующих веществ, но сказывается оно практически только на газовых системах. Действительно, при повышении давления увеличивается число молекул в единице объема газовой системы. Прямая или обратная реакция, в которой участвует большее количество газообразных веществ, протекает при этом с большей скоростью. В результате этой реакции образуется больше молекул тех веществ, которые участвуют в обратной реакции. Произойдет изменение скорости обратной реакции, и в конце концов будет достигнуто новое состояние равновесия. Сформулируем общее положение о влиянии давления на химическое равновесие. 

[c.99]


    Влияние концентрации. Увеличение или уменьшение концентрации реагирующих веществ или продуктов в системе, которая первоначально находилась в равновесии, приводит к тому, что равновесие сдвигается в том или другом направлении до установления нового положения равновесия. Такой сдвиг приводит к изменению концентраций всех веществ, но когда равновесие восстановится, числовое значение константы равновесия останется неизменным. Принцип Ле-Шателье качественно указывает на направление сдвига равновесия при изменении концентрации одного из химических веществ. При изменении концентрации положение равновесия сдвинется таким образом, чтобы уменьшить это изменение. Так, если уменьшить концентрацию одного из компонентов равновесной смеси, система прореагирует на зто, восстановив равновесную концентрацию этого компонента. Рассмотрим систему аммиачного комплекса серебра в водной среде. Суммарная диссоциация комплекса выражается уравнением 
[c.83]

    На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ — и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрация всех реагирующих веществ изменяется до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. Подобный переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия. Если при изменении условий увеличивается концентрация конечных веществ, то говорят о смещении равновесия в сторону продуктов реакции. Если же увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону их образования. 

[c.98]

    Скорость реакции каталитической гидрогенизации в растворах в сильнейшей степени зависит от величины адсорбции реагирующих веществ на поверхности катализатора. При этом соотношения концентраций на поверхности в момент реакции определяются скоростями активации водорода на поверхности и скоростью его снятия непредельным соединением. В зависимости от природы растворителя меняется коэффициент распределения растворенного непредельного соединения между раствором и поверхностью катализатора. В результате этих часто противоположных влияний на поверхности катализатора устанавливается в ходе процесса известное, временное равновесие, которое определяет лимитирующую стадию реакции. Для того чтобы установить механизм реакции в данных условиях и обнаружить лимитирующую стадию реакции, требуется обычно проведение длительных кинетических опытов, в которых исследуется влияние концентрации реагирующих веществ, продуктов реакции, температуры и природы растворителя на скорость реакции.

При этом все же получаются не всегда однозначные выводы. Вместо этого можно измерять потенциал катализатора во время реакции и на основании этого сразу же получить представление о степени заполнения поверхности катализатора водородом и непредельным соединением [1]. В случае необходимости могут быть приняты меры для повышения активности катализатора как за счет изменения химического состава катализатора, так и за счет изменения природы растворителя или внесения в раствор солей, кислот и оснований. [c.153]

    Пр и мер 1. Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на смещение равновесия. Реакция протекает по уравнению 4НС1 + Oj 2Н20Ч> + 2 I2. В каком направлении сместится химическое равновесие, если концентрацию всех реагирующих веществ увеличить в 2 раза  

[c.63]

    ВЛИЯНИЕ ИЗЛ ЕНЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ ilA РАВНОВЕСИЕ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ [c.62]

    Цель работы. Исследование влияния концентраций реагирующих веществ и температуры на химическое равновесие.[c.39]

    Некоторые эмпирические наблюдения. Интенсивное изучение влияния концентрации электролита на химическое равновесие позволило получить ряд важных обобщений. Одно из них заключается в том, что этот эффект в большой степени зависит от заряда частиц, участвующих в равновесии. Если все частицы нейтральны, константа равновесия меняется мало, но чем больше заряды реагирующих веществ или продуктов реакции, тем этот эффект становится заметней. Например, при добавлении умеренных количеств нитрата калия из двух равновесий 

[c.126]

    Тенденция к переходу в состояние с наименьшей энергией проявляется при разных температурах в одинаковой степени. Тенденция же к достижению наиболее вероятного состояния проявляется тем сильнее, чем выше температура. Поэтому при низких температурах в большинстве случаев практически сказывается только влияние первой из этих тенденций, в результате чего самопроизвольно протекают экзотермические процессы. По мере возрастания температуры равновесие в химических системах все больше и больше сдвигается в сторону реакций разложения или увеличения числа состояний атомов. При этом каждой температуре отвечает состояние равновесия, характеризующееся определенным соотношением концентраций реагирующих веществ и продуктов реакции. [c.181]


    Равновесие в технологических процессах соответствует равенству скоростей прямого и обратного процессов, в результате чего соотношение компонентов во взаимодействующей системе остается неизменным, пока не изменятся условия. При изменении таких технологических параметров, как температура, давление, концентрация реагирующих веществ, равновесие нарушается и в системе самопроизвольно происходят химические реакции и диффузионные процессы, восстанавливающие равновесие при новых условиях. Качественно влияние основных параметров технологического режима на равновесие определяется принципом Ле-Шателье, согласно которому в системе, выведенной из состояния равновесия, происходят изменения, направленные к ослаблению воздействий, выводящих систему из равновесия.
[c.7]

    Скорость химической реакции и влияние на нее концентрации реагирующих веществ и температуры. Необратимые и обратимые реакции. Концентрация и действующая масса. Закон действия масс. Константа химического равновесия. Смещение химического равновесия в зависимости от различных факторов. Принцип Ле Шателье. Скорость гетерогенных реакций и влияние на нее поверхности твердой фазы. Катализ. 

[c.71]

    Какой процесс называют смещением химического равновесия На конкретных примерах покажите, как смещается равновесие системы под влиянием изменения а) концентрации одного из реагирующих веществ, б) температуры, в) давления. [c.166]

    На состояние химического равновесия оказ(з1вают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ — и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрация всех реагирующих веществ будет изменяться до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. Подобный переход реакционной системы от одного состояния равЕю-весия к другому называется смещением (или сдвигом) х и-мического равновесия. [c.69]

    На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, адля газообразных веществ — и давление. При изменении одного [c.43]

    На состояние химического равновесия оказьшают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ — и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрация всех реагирующих веществ будет изменяться до тех пор, [c.87]

    Давление. Влияние давления очень напоминает эффект изменения концентрации реагирующих веществ, но сказывается оно практически- только на газовых системах. Действительно, при повышении давлёния увеличивается число молекул в единице объема газовой системы. Прямая или обратная реакция, которая протекает с участием большего количества газообразных веществ, протекает при этом с большей скоростью. В результате этой реакции образуется больше молекул тех веществ, которые участвуют в обратной реакции. Произойдет изменение скорости обратной реакции, и в конце концов будет достигнуто новое состояние равновесия. Помня о том, что реакция, протекающая с уве-личенне м числа молекул газов, приводит к возрастанию давления в системе, а реакция, протекающая с уменьшением числа молекул газов, — к понижению давления, сформулируем общее положение о влиянии давления на химическое равновесие. [c.140]

    Пример 3. Влияние изменения давления на смещение химического равновесия. Равновесие реакции 2N0 -f- Ог 2N0a установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л) Сш = 0,5 Со, = = 0,7 no, = 2,1. [c.64]

    Соверщенно очевидно, что перечисленные реакции не имеют столь большого влияния, как реакции (е), (/) и ( ), в которых образуются новые химические связи с выделением энергии. С точки зрения получения стехиометрического состава в соответствии с реакцией (I) можно сказать, что роль бимолекулярных реакций заключается в образовании промежуточных частиц типа атомов водорода, которые затем удаляются в стадиях (е), (/) и ( ) Первоначально цепной разветвленный механизм необратимо переводит исходные реагенты в промежуточные вещества. После воспламенения, когда в результате расходования исходных веществ образуются большие концентрации активных центров, бимолекулярные реакции влияют только на конечные стадии воспламенения и на кинетику протекания рекомбинацион ных реакций благодаря тому, что поддерживаются определенные соотношения между концентрациями реагирующих частиц. Выполнение этих соотношений обеспечено тем, что каждая реакция, в которой не происходит изменения числа частиц, протекает в соответствии с собственной константой термодинамического равновесия независимо от других диссоциативно-рекомбинационных стадий полной реакции. [c.153]


Лабораторная работа по теме «Химическое равновесие» 11 класс

Лабораторная работа по теме «Химическое равновесие».

Цель работы: Изучение химического равновесия на примере обратимых реакций, протекающих в водных растворах, а также экспериментальное подтверждение принципа Ле-Шателье.

Теория: Обратимые реакции одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. Обратимые реакции идут не до конца, а до установления химического равновесия. Химическое равновесие – это состояние системы, при котором скорость прямой реакции равно скорости обратной реакции.

Для любой равновесной системы: mA+nB ↔ pC+qD , где – константа равновесия; ,,, — равновесные концентрации реагентов.

Приведённое уравнение является математическим выражением закона действующих масс применительно к обратимым процессам. Величина K определяет глубину протекания процесса к моменту достижения равновесного состояния: чем больше K, тем больше степень превращения реагентов в продукты реакции. На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ и давление в системе. При изменении одного из условий равновесие нарушается, и концентрации реагирующих веществ будут изменяться до тех пор, пока не установится новое положение равновесия (равновесные концентрации уже будут другими). Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое называют смещением (или сдвигом) положения равновесия. Направление сдвига химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом подвижного равновесия, или

принципом Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то это воздействие благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет произведённое воздействие.

Ход работы:

Опыт №1. Взаимодействие солей железа (III) с роданидом калия.

Внести в четыре пробирки по 6 капель сильно разбавленных растворов трихлорида железа (0.0025 H) и роданида калия и перемешать их содержимое стеклянной палочкой. Первая пробирка – эталон (ничего в неё не добавлять). Во вторую пробирку добавить 1 каплю насыщенного раствора трихлорида железа, в третью – 1 каплю насыщенного раствора роданида калия, в четвёртую – несколько кристалликов хлорида калия.

Обратимая реакция: FeCl3 + 3KCNS ↔ Fe(CNS)3 + 3KCl . Реакция сопровождается образованием роданида железа (III), окрашивающего раствор в тёмно-красный цвет. Изменение интенсивности окраски раствора свидетельствует о направлении смещения химического равновесия. Во второй пробирке я наблюдал потемнение содержимого по сравнению с эталоном. Это легко объясняется с помощью принципа Ле-Шателье: мы увеличили концентрацию тихлорида железа, а, значит, будет преобладать прямая реакция, при которой он расходуется, т.е. FeCl3 + 3KCNS → Fe(CNS)3 + 3KCl. Соответственно будет образовываться роданид железа (III), и раствор будет темнеть (тёмно- красный цвет). В третьей пробирке мы наблюдаем потемнение (более сильное, чем во второй) содержимого по сравнению с эталоном. Это тоже объясняется принципом Ле-Шателье: мы увеличили концентрацию роданида калия, а, значит, будет преобладать прямая реакция при которой он расходуется, т.е. FeCl3 + 3KCNS → Fe(CNS)3 + 3KCl. Соответственно будет образовываться роданид железа (III), и раствор будет темнеть. В четвёртой пробирке я наблюдал значительное посветление содержимого по сравнению с эталоном. Это также объясняется принципом Ле-Шателье: мы увеличили концентрацию хлорида калия, следовательно, будет преобладать обратная реакция, при которой он расходуется, т.е. FeCl3 + 3KCNS ← Fe(CNS)3 + 3KCl. Соответственно будет уменьшаться концентрация роданида железа (III), и раствор будет светлеть (Увеличение концентрации FeCl3  светло жёлтый цвет).

Опыт №2. Взаимодействие солей магния с раствором аммиака.

Внести в пробирку 4 капли раствора хлорида магния и по каплям добавлять раствор аммиака до появления белого осадка гидроксида магния. К полученному осадку добавлять по каплям концентрированный раствор хлорида аммония до растворения гидроксида магния. Затем по каплям к полученному добавлять раствор гидроксида натрия и наблюдаем образование осадка.

Обратимая реакция: MgCl2 + 2NH4OH ↔ Mg(OH)2 + 2NH4Cl Сначала у нас преобладала прямая реакция, в результате которой образовывался малорастворимый в воде гидроксид магния (концентрация гидроксида аммония увеличивалась – преобладала реакция, сопровождаемая его расходом), затем установилось химическое равновесие.

MgCl2 + 2NH4OH ↔ Mg(OH)2 + 2NH4Cl

К полученному мы добавляем концентрированный раствор хлорида аммония, смещая равновесие в сторону обратной реакции (мы увеличивали концентрацию хлорида аммония, следовательно, начала преобладать реакция, при которой он расходуется, т.е. обратная – по принципу Ле Шателье). А, значит, гидроксид магния растворялся по мере увеличения концентрации хлорида аммония. MgCl2 + 2NH4OH ← Mg(OH)2 + 2NH4Cl Затем к тому, что мы получили, нужно добавить гидроксид натрия. Так как гидроксид натрия гораздо «сильнее», чем гидроксид аммония, то в основном будет иметь место следующая реакция, аналогичная предыдущей. Причём в начале (по принципу Ле-Шателье) будет иметь место прямая реакция с образованием осадка гидроксида магния.

Опыт №3. Гидролиз трихлорида сурьмы.

В пробирку внесем 5 капель раствора тихлорида сурьмы и постепенно по каплям добавляем воду до образования белого осадка оксохлорида сурьмы. К образовавшемуся осадку добавляем по каплям соляную кислоту до его растворения. Обратимая реакция: SbCl3 + H2O ↔ SbOCl + 2HCl До установления химического равновесия, по принципу Ле-Шателье имела место прямая реакция (концентрация воды увеличивалась – преобладала реакция, сопровождаемая её расходом), которая сопровождалась образованием белого осадка оксохлорида сурьмы: SbCl3 + H2O → SbOCl + 2HCl

Затем к полученному мы добавляли по каплям соляную кислоту, смещая равновесие в сторону обратной реакции (т. к. мы увеличиваем концентрацию соляной кислоты). Соответственно начинает преобладать обратная реакция, и осадок оксохлорида сурьмы начинает растворяться: SbCl3 + H2O ← SbOCl + 2HCl .

Опыт № 4 Взаимодействие серной кислоты и гипосульфита натрия.

К пяти каплям гипосульфита натрия Na2S2O3 добавить такое же количество 2%-го раствора серной кислоты и обратить внимание на появляющееся через несколько секунд помутнение. С течением времени оно усиливается, так как возрастает концентрация выделяющейся серы.

Реакция протекает по следующему уравнению:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S

Полного помутнения при проведении реакции ждать не следует, поэтому определить через сколько секунд появится чёткая муть.

 

    А. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

Взять четыре пробирки и поместить в первую – 2, во вторую – 5, в третью – 10, в четвертую – 15 капель раствора гипосульфита натрия. Добавить в первую пробирку 13, во вторую – 10, в третью – 5 капель дистиллированной воды. Осторожно, но быстро, добавить в первую пробирку 5 капель 2%-го раствора серной кислоты и точно определить через сколько секунд после смешения реагентов появится муть. Эту операцию повторить со второй, третьей и четвертой пробирками, полученные данные занести в табл. 4.

Таблица 1

Данные опыта

Объём гипосульфита  

натрия, капли

Объём воды,капли

Объём серной кислоты, капли

Время появления

мути, с

Скорость реакции 1/ t

 

 

 

 

 

 

    На основании полученных данных   сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

 

    Б. Зависимость скорости реакции от температуры

 

    Поместить в пробирку 5 капель раствора гипосульфита натрия. Опустить её в химический стакан с водой, предварительно измерив температуру воды, а затем быстро, не вынимая пробирку с раствором гипосульфита натрия из стакана, добавить к нему 2 капли раствора серной кислоты и отметить через сколько секунд появится муть.

    Эту же операцию повторить с тремя другими пробирками, повышая температуру воды в стакане каждый раз на 5 оС. Полученные результаты занести в табл. 2.

 

Таблица 2

Данные опыта

Номер

пробирки

Объём гипосульфита натрия, капли

Объём серной кислоты, капли

Температура опыта, оС

Время

появления мути, с

Скорость реакции 1/ t

 

 

 

 

 

 

    Исходя из полученных данных сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

Основные результаты:

На опытах был проверен принцип Ле- Шателье.

Выводы: Мы убедились , что с помощью изменения концентрации одного из реагирующих веществ, температуры можно управлять направлением химической реакции (по принципу Ле-Шателье).

«Количественная оценка влияния давления на состояние химического равновесия»

Реакции, которые могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми. Состоянием химического равновесия называется состояние системы, когда в ней протекает с одинаковой скоростью два противоположно направленных химических процесса.

Состояние химического равновесия характеризуется константой химического равновесия и зависит от ряда факторов, основные из которых – давление, температура, концентрация компонентов. Изменение хотя бы одного из этих факторов приводит к смещению равновесия. Под смещением химического равновесия понимают переход реакционной системы из одного состояния равновесия в другое.

Влияние различных факторов на состояние химического равновесия качественно описывается принципом смещения равновесия Ле-Шателье (1884г): если на систему, находящуюся в химическом равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие, то оно способствует протеканию той из двух реакций, которая будет ослаблять это воздействие.

Величина константы химического равновесия может быть выражена через концентрации реагирующих веществ. Например, для обратимого процесса с участием газообразных веществ:

Для гомогенных реакций газов при небольших давлениях (когда газ подчиняется законам идеальных газов) вместо концентрации компонентов пользуются величинами соответствующих парциальных давлений. В этом случае выражение для константы химического равновесия выглядит следующим образом:

Далее с целью установления взаимосвязи между Kc и Kр обратимся к уравнению Менделеева-Клапейрона:

где с – молярная концентрация

Таким образом

т. е. и т.д.

Тогда

Где

-изменение числа молей газов в результате прямой реакции.

Чтобы количественно оценить процесс смещения химического равновесия и обнаружить зависимость величины константы равновесия от давления в системе необходимо константу равновесия выразить через молярные доли. С этой целью введём обозначения:

Сi – молярная концентрация i-го компонента
ni – число молей i-го компонента
V – объём смеси
ni – общее число молей газовой смеси
хi – молярная доля i-го компонента

Тогда:

Умножим числитель и знаменатель дроби (1) на ni

Для идеальных газов

Исходя из этого выражения

С учетом этого преобразуем выражение (2)

(3)

Выразим константу химического равновесия с учетом выражения (3)

или

Известно, что константа химического равновесия, выраженная через парциальные давления реагентов (Кр) связана с константой химического равновесия, выраженной через равновесные концентрации компонентов смеси (Кс) уравнением

из которого следует, что

Подставим это выражение в уравнение (4)

Таким образом, в отличие от КС и КР величина КX действительно зависит от давления:

(5)

Применим уравнение (5) с целью количественной оценки влияния давления на смещение химического равновесия процесса синтеза аммиака

Прямая реакция протекает с уменьшением числа молей газообразных веществ, т. е. n<0, здесь n=-2. Как следует из уравнения (5) с увеличением значения Р величина КХ возрастает (при условии, что n<0)

Таким образом быстрее растет скорость прямой реакции, т.к. константа химического равновесия - это всегда отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции:

Химическое равновесие смещается вправо; увеличивается выход аммиака. Т.е. если прямая реакция идет с уменьшением числа молей газообразных компонентов, как в случае синтеза аммиака, то повышение давления приводит к более быстрому росту скорости прямой реакции. Причем, то, насколько сильно произойдет смещение химического равновесия, можно оценить количественно, используя выражение (5) и зная изменение числа молей газообразных компонентов в реакционной смеси.

Рассмотрим обратимый процесс, сопровождающийся увеличением числа молей газов:

Т. е. n>0, здесь n=1

Тогда, исходя из выражения (5) можно заключить, что КХ тем больше, чем меньше Р. Значит для обратимых процессов, протекающих с увеличением числа молей газообразных веществ, рост давления способствует уменьшению константы химического равновесия. Это означает, что соотношение скоростей прямой и обратной реакций меняется в пользу последней.

В случае, если реакция протекает без изменения числа молей в газовой фазе, (n=0) величины КХРС , т.е. независимо от способа выражения величина константы равновесия не зависит от давления, как, например, в случае процесса

Рассмотренные закономерности влияния давления на состояние химического равновесия справедливы для реакций с участием газовой фазы при низких давлениях, когда газ подчиняется законам идеальных газов. В этих условиях изменение числа молей газообразных компонентов n эквивалентно изменению объема газовой смеси V.

Поэтому при повышении давления равновесие реакции смещается в сторону уменьшения объема, занимаемого системой. Для взаимодействий в твердой и жидкой фазах (без участия газовой) влиянием давления пренебрегают, т.к. эти взаимодействия сопровождаются малым изменением объема.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия

 

Цель: Изучить количественные характеристики химического равновесия и факторы, влияющие на его смещение.

Теоретическая часть

Константа химического равновесия. При равновесии химической реакции:

dD + bB ↔ lL + mM

G0= — RTln (P p,L P p,M / P p,D P p,B )

или

G0= — RTln ,

где P,L, P,M , P,D, P,Bравновесные относительные парциальные давления соответствующих веществ;

[L], [M], [D], [B] – равновесные концентрации соответствующих веществ.

Константа химического равновесия может выражаться через равновесные концентрации или парциальные давления:

Кр= , или Кс=

Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, константа химического равновесия равна:

Отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при постоянной температуре.

Принцип Ле Шателье.При внешнем воздействии на систему происходит смещение химического равновесия, ᴛ.ᴇ. изменяются равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции. Характер смещения можно прогнозировать, применяя принцип Ле Шателье:

В случае если на систему находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ ослабляет внешнее воздействие.

1) Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов.

Рассмотрим реакцию:

СН4 + 2Н2О ↔ СО2 + 4Н2

В случае если в систему добавить метан, то равновесие системы нарушается.

При этом ускоряется прямая реакция, что приведет к увеличению концентрации продуктов реакции СО2 и Н2 и уменьшению концентрации водяного пара, ᴛ.ᴇ. равновесие смещается вправо. Процесс будет протекать до тех пор, пока не установится новое равновесие.

2) Влияние общего давления в системе.

В случае если в результате реакции изменяется число молей газообразных веществ, то изменение общего давления в системе вызывает смещение равновесия. Увеличение общего давления вызывает смещение равновесия в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, ᴛ.ᴇ. в сторону уменьшения давления. Для рассматриваемой реакции увеличение давления должно смещать равновесие влево.

3) Влияние температуры.

С увеличением температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, ᴛ. ᴇ. реакции, протекание которой обеспечивает поглощение теплоты, с уменьшением температуры – в сторону экзотермической реакции.

Химическое равновесие в гетерогенной системе. Константа гетерогенного химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций или парциальных давлений продуктов реакций к произведению равновесных концентраций или парциальных давлений исходных веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

В уравнения констант гетерогенного химического равновесия не входят члены, относящиеся к твердым веществам, участвующим в прямой и обратной реакциях.

Так как прямая и обратная реакции протекают на одной и той же поверхности раздела фаз, то площадь поверхности раздела фаз также не входит в уравнение константы химического равновесия.

К примеру, для реакции:

С(к) + 2Н2О СО2 + 2Н2 Кр= ,

а для реакции

СаСО3(к) СаО(к) + СО2 Кр=(РСО )р

Константа гетерогенного химического равновесия зависит от температуры. Она возрастает с увеличением температуры в случае эндотермической прямой реакции и уменьшается с увеличением температуры в случае экзотермической прямой реакции. Рассчитать ее можно по уравнению:

Кр=еxp[- G0/RT]

Гетерогенное химическое равновесие подчиняется принципу Ле Шателье.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.

К одному мл 0,01 М раствора хлорида желœеза (III) прибавить 1 мл 0,02 М раствора роданида аммония.

Получится раствор с характерной красной окраской, обусловленный присутствием мало диссоциированных молекул Fe(SCN)3. Разлить полученный красный раствор поровну в четыре пробирки. Первую пробирку оставить для сравнения, во вторую добавить несколько капель насыщенного раствора хлорида желœеза (III), в третью – несколько капель роданида аммония. Перемешать растворы в пробирках. В четвертую пробирку прибавить сухую соль хлорида аммония и энергично перемешать стеклянной палочкой. В каких случаях окраска раствора усиливается, а в каких ослабевает? Объяснить изменение окраски растворов во второй, третьей и четвертой пробирках, пользуясь правилом смещения химического равновесия. Записать уравнение обратимой химической реакции образования Fe(SCN)3 и константу равновесия для нее.

Опыт 2. Изучение равновесия в растворе ионов хромат – дихромат.

Соли хромовой кислоты – хроматы – окрашены в желтый цвет (цвет иона CrO42-), соли двухромовой кислоты – дихроматы – окрашены в оранжевый цвет (цвет иона Cr2O72-). Запишите равновесие, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ может установиться при изменении кислотности среды, учитывая, что в кислой среде существует дихромат ион, а в щелочной – хромат.

В пробирку поместите 1 мл раствора дихромата и прибавьте 5 капель 2н раствора гидроксида натрия. Что наблюдаете? Затем к этому же раствору по каплям прибавляйте 2н раствор фосфорной кислоты до тех пор, пока окраска не станет опять оранжевой. Объясните изменение окраски раствора.

Контрольные вопросы

1) Каковы термодинамические условия химического равновесия?

2) Как рассчитывается константа химического равновесия для: а) гомогенных б) гетерогенных реакций?

3) Какие параметры влияют на смещение химического равновесия?

4) Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы СН4 + СО2 ↔ 2СО + 2Н2. Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Прямая реакция – образование водорода — эндотермическая.

5) Вычислите константу равновесия для гомогенной системы

СО (г) + Н2О (г) ↔ СО2 + Н2 (г), в случае если равновесные концентрации реагирующих

веществ: [СО] = 0,004 моль/л; [Н2О] = 0,064 моль/л; [СО2] = 0,016 моль/л; [Н2] = 0,016 моль/л.

6) Исходные концентрации NO и Cl2 в гомогенной системе

2NO + Cl2 ↔ 2NOCl

составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, в случае если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.

7) Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы:

СО2 + С ↔ 2СО. Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

7 ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

Цель: На практике изучить способы приготовления растворов различной концентрации.

Теоретическая часть

Раствором принято называть твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из 2-х или более компонентов и продуктов их взаимодействия, относительные количества которых могут изменяться в довольно широких пределах.

Раствор состоит из растворителя и одного или несколько растворенных веществ. Количественной характеристикой раствора является концентрация. Концентрацией раствора принято называть количество растворенного вещества в единице веса или объёма. Концентрации бывают:

а) Массовая доля растворенного вещества (весовые проценты) – масса растворенного вещества в 100 ᴦ. раствора. К примеру, 15%-ный раствор соды содержит 15 ᴦ. соды и 85 ᴦ. воды. Определяется по формуле:

или

где mр.в – масса растворенного вещества, mр-ра – масса раствора.

б) Молярная (СМ) – количество моль растворенного вещества в 1 литре (дм3) раствора. К примеру, 2М раствор NаОН содержит в 1 литре раствора 80 ᴦ. (2 моль) щелочи. Определяется по формуле:

где ν – количество моль растворенного вещества, V – объём раствора в литрах.

в) Молярная концентрация эквивалентов (Сэк.; N) – количество эквивалентов вещества (моль) в 1 литре раствора. К примеру, 2н раствор серной кислоты содержит 2 моль эквивалентов серной кислоты в 1 литре раствора. Определяется по формуле:

где νэк. – количество моль эквивалентов растворенного вещества, V – объём раствора в литрах. Количество эквивалентов равно отношению массы растворенного вещества к молярной массе эквивалентов этого же вещества.

Молярная масса эквивалентов кислоты равна её молярной массе, делœенной на число ионов водорода, входящих в состав кислоты:

Мэк.24) = М/2 = 98/2 = 49 г/моль

Молярная масса эквивалентов основания равна его молярной массе, делœенной на число гидроксильных групп в основании:

Мэк.(Ва(ОН)2 ) = М/2 = 171/2 = 85,5 г/моль.

Молярная масса эквивалентов соли равна ее молярной массе, делœенной на произведение количества ионов металла и его валентности:

Мэк.(Аl2(SO4)3) = М/ n.В = 342/2.3 = 57 г/моль.

К примеру, 0,1н раствор Н24 содержит 0,1 моль эквивалентов (4,9 ᴦ.) кислоты в 1 литре (дм3) раствора.

г) Моляльная (Сm) – количество моль растворенного вещества в 1000 граммов растворителя. Определяется по формуле:

д) Титр (Т) – количество граммов растворенного вещества в 1 миллилитре (см3) раствора (г/мл).

В случае если в 25 мл (см3) раствора содержится 5 ᴦ. NaCl, то его титр равен: Т = 5/25 = 0,2 г/мл

При переходе от весовой (%-ной) концентрации к объёмным (молярной или нормальной) концентрациям крайне важно учитывать плотность раствора: ρ– массу одного мл (см3) раствора;

ρ = m/V (г/см3)

Экспериментальная часть

Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации из навески твердого вещества.

Получите у преподавателя задание на приготовление определœенного количества и определœенной %-ной концентрации раствора. Рассчитайте количество вещества и количество воды, необходимые для приготовления раствора. Возьмите навеску соли на технических (квадрантных) весах, поместите ее в стакан. Отмерьте цилиндром рассчитанное количество воды и перелœейте ее в стакан с навеской. Растворите навеску и измерьте плотность полученного раствора ареометром в мерном цилиндре на 50 мл. Рассчитайте молярную, нормальную концентрации и титр приготовленного раствора.

Опыт 2. Приготовление раствора разбавлением более концентрированного раствора.

Получите у преподавателя задание на приготовление раствора заданной нормальности. По известной концентрации исходного раствора рассчитайте крайне важно е его количество для приготовления вашего раствора, используя закон эквивалентов: (V1. N1 = V2.N2, где V – объём раствора в мл, N – молярная концентрация эквивалентов). Отмерьте бюреткой крайне важно е количество исходного раствора, поместите его в мерную колбу, долейте на 2/3 объёма дистиллированной водой и размешайте. После этого долейте воду до метки на мерной колбе. Приготовленный раствор сдайте преподавателю. В приготовленном вами растворе определите молярную и процентную концентрацию, приняв плотность раствора за единицу.

Контрольные вопросы

1) Что такое раствор?

2) Что является количественной характеристикой раствора?

3) Какие способы выражения концентраций растворов вы знаете?

4) Как готовится раствор по точной навеске?

5) Как готовится раствор разбавлением?

6) Рассчитайте молярную концентрацию 10% раствора сульфата натрия. Какова будет молярная концентрация эквивалентов этого раствора?

7) Молярная концентрация раствора сульфата меди (+2) равна 1М. Чему равна массовая доля растворенного вещества? титр данного раствора?

8) Чему равен объём 2М раствора серной кислоты, необходимый для приготовления 100 мл 0,1М раствора серной кислоты?

{3+}\) добавляется в реакцию, что произойдет?

В соответствии с принципом Ле Шателье система будет реагировать так, чтобы свести к минимуму нагрузку. Поскольку Fe 3+ находится на стороне реагента этой реакции, скорость прямой реакции будет увеличиваться, чтобы «израсходовать» дополнительный реагент. Это приведет к смещению равновесия вправо , производя больше FeSCN 2+ . Для этой конкретной реакции мы сможем увидеть, что это произошло, поскольку раствор станет более темно-красным.{2+}} \стрелка вверх\)

Как насчет значения K eq ? Обратите внимание, что концентрация одних участников реакции увеличилась, а других уменьшилась. Как только равновесие восстановится, значение K eq не изменится.

Значение K eq не меняется, когда изменения концентрации вызывают сдвиг равновесия.

Что делать, если добавить больше FeSCN 2+  ?

Снова равновесие сместится в сторону израсходования добавленного вещества.{2+}} \uparrow \), потому что это вещество было добавлено

Концентрация также может быть изменена путем удаления вещества из реакции. Это часто достигается путем добавления другого вещества, которое реагирует (в побочной реакции) с чем-то, уже участвующим в реакции.

Удалим из системы SCN (возможно, добавив немного ионов Pb 2+ — ионы свинца(II) образуют осадок с SCN , удаляя их из раствора).{2+}} \uparrow \), потому что это вещество было добавлено

Принцип Ле Шателье – Химия

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Описать способы воздействия на равновесную систему
  • Предсказать реакцию равновесия в напряженном состоянии, используя принцип Ле Шателье

Как мы видели в предыдущем разделе, реакции идут в обоих направлениях (реагенты переходят в продукты, а продукты переходят в реагенты). Мы можем сказать, что реакция находится в равновесии, если отношение реакции ( Q ) равно константе равновесия ( K ). Далее мы рассмотрим, что происходит, когда система, находящаяся в равновесии, нарушается так, что Q больше не равно K . Если система, находящаяся в равновесии, подвергается возмущению или стрессу (например, изменению концентрации), положение равновесия изменяется. Поскольку это напряжение влияет на концентрации реагентов и продуктов, значение Q больше не будет равно значению K .Чтобы восстановить равновесие, система будет либо сдвигаться в сторону продуктов (если Q < К), либо реагентов (если Q > К ) до тех пор, пока Q не вернется к тому же значению, что и К .

Этот процесс описывается принципом Ле Шателье : когда химическая система, находящаяся в равновесии, нарушается, она возвращается к равновесию, противодействуя возмущению. Как описано в предыдущем абзаце, возмущение вызывает изменение Q ; реакция сместится, чтобы восстановить Q = K .

Принцип Ле Шателье можно использовать для прогнозирования изменений равновесных концентраций, когда система, находящаяся в равновесии, подвергается воздействию нагрузки. Однако, если у нас есть смесь реагентов и продуктов, которые еще не достигли равновесия, изменения, необходимые для достижения равновесия, могут быть не столь очевидны. В таком случае мы можем сравнить значения Q и K для системы, чтобы предсказать изменения.

Влияние изменения концентрации на равновесие

Химическая система, находящаяся в равновесии, может быть временно выведена из равновесия добавлением или удалением одного или нескольких реагентов или продуктов.Затем концентрации как реагентов, так и продуктов претерпевают дополнительные изменения, чтобы вернуть систему в равновесие.

Нагрузка на систему на рисунке 1 представляет собой снижение равновесной концентрации SCN (снижение концентрации одного из реагентов приведет к тому, что Q будет больше, чем K ). Как следствие, принцип Ле Шателье позволяет нам предсказать, что концентрация Fe(SCN) 2+ должна уменьшиться, частично увеличив концентрацию SCN до исходной концентрации и увеличив концентрацию Fe 3 + выше его исходной равновесной концентрации.

Рисунок 1. (a) Пробирка содержит 0,1 M Fe 3+ . (b) Ион тиоцианата был добавлен к раствору в (a), образуя красный ион Fe(SCN) 2+ . Fe 3+ ( водный раствор ) + SCN ( водный раствор ) ⇌ Fe(SCN) 2+ ( водный раствор ). (c) Нитрат серебра был добавлен к раствору в (b), что привело к осаждению некоторого количества SCN в виде белого твердого вещества AgSCN. Ag + ( водный раствор ) + SCN ( водный раствор ) ⇌ AgSCN ( s ).Уменьшение концентрации SCN смещает первое равновесие в растворе влево, уменьшая концентрацию (и осветляя цвет) Fe(SCN) 2+ . {\circ}\text{C}[/latex]

Числовые значения для этого примера были определены экспериментально.Смесь газов при 400 °C с [H 2 ] = [I 2 ] = 0,221 M и [HI] = 1,563 M находится в равновесии; для этой смеси Q c = K c = 50,0. Если Н 2 ввести в систему так быстро, что его концентрация удвоится до того, как он начнет реагировать (новое [Н 2 ] = 0,442 М ), реакция сдвинется так, что будет достигнуто новое равновесие, при котором [Н 2 ] = 0.2}{(0,374)(0,153)} = 50,0 = K_c[/латекс]

Мы усилили эту систему, введя дополнительные H 2 . Напряжение снимается, когда реакция смещается вправо, расходуя часть (но не весь) избыток H 2 , уменьшая количество несвязанного I 2 и образуя дополнительный HI.

Влияние изменения давления на равновесие

Иногда мы можем изменить положение равновесия, изменив давление в системе. Однако изменения давления имеют измеримый эффект только в системах, в которых участвуют газы, и то только тогда, когда химическая реакция вызывает изменение общего числа молекул газа в системе.Простой способ распознать такую ​​систему — найти разное количество молей газа на сторонах реагента и продукта равновесия. При оценке давления (а также связанных с ним факторов, таких как объем) важно помнить, что константы равновесия определяются относительно концентрации (для K c ) или парциального давления (для K P ). Некоторые изменения общего давления, такие как добавление инертного газа, который не является частью равновесия, изменят общее давление, но не парциальные давления газов в выражении константы равновесия.Таким образом, добавление газа, не участвующего в равновесии, не нарушит равновесия.


Перейдите по этой ссылке, чтобы увидеть наглядную демонстрацию того, как равновесие меняется при изменении давления.

По мере того, как мы увеличиваем давление газообразной системы, находящейся в равновесии, либо уменьшая объем системы, либо добавляя больше одного из компонентов равновесной смеси, мы вводим напряжение, увеличивая парциальные давления одного или нескольких компонентов. компоненты.В соответствии с принципом Ле Шателье сдвиг равновесия, уменьшающий общее число молекул в единице объема, будет более предпочтительным, поскольку это снимает напряжение. Обратная реакция будет благоприятствовать понижению давления.

Рассмотрим, что происходит, когда мы увеличиваем давление в системе, в которой NO, O 2 и NO 2 находятся в равновесии:

[латекс]2\текст{NO}(г)\;+\;\текст{O}_2(г)\;{\rightleftharpoons}\;2\текст{NO}_2(г)[/латекс]

Образование дополнительных количеств NO 2 снижает общее количество молекул в системе, поскольку каждый раз, когда образуются две молекулы NO 2 , расходуется всего три молекулы NO и O 2 .Это снижает общее давление, создаваемое системой, и уменьшает, но не снимает полностью напряжение повышенного давления. С другой стороны, снижение давления в системе способствует распаду NO 2 на NO и O 2 , что способствует восстановлению давления.

Теперь рассмотрим эту реакцию:

[латекс]\текст{N}_2(г)\;+\;\текст{О}_2(г)\;{\rightleftharpoons}\;2\текст{НЕТ}(г)[/латекс]

Поскольку в ходе реакции общее число молекул в системе не изменяется, изменение давления не способствует ни образованию, ни разложению газообразного монооксида азота.

Влияние изменения температуры на равновесие

Изменение концентрации или давления нарушает равновесие, потому что отношение реакции смещается от равновесного значения. Изменение температуры системы, находящейся в равновесии, имеет другой эффект: изменение температуры фактически изменяет значение константы равновесия. Однако мы можем качественно предсказать влияние изменения температуры, рассматривая его как напряжение в системе и применяя принцип Ле Шателье.

При взаимодействии водорода с газообразным йодом выделяется тепло.

[латекс]\текст{H}_2(g)\;+\;\text{I}_2(g)\;{\rightleftharpoons}\;2\text{HI}(g)\;\;\; \;\;\;\;{\Delta}H = -9,4\;\text{кДж\;(экзотермический)}[/латекс]

Поскольку эта реакция является экзотермической, мы можем записать ее как произведение тепла.

[латекс]\текст{H}_2(g)\;+\;\text{I}_2(g)\;{\rightleftharpoons}\;2\text{HI}(g)\;+\;\ текст{тепло}[/латекс]

Повышение температуры реакции увеличивает внутреннюю энергию системы.Таким образом, повышение температуры приводит к увеличению количества одного из продуктов этой реакции. Реакция смещается влево для снятия напряжения, наблюдается увеличение концентрации H 2 и I 2 и снижение концентрации HI. Понижение температуры этой системы снижает количество присутствующей энергии, способствует выработке тепла и способствует образованию йодистого водорода.

Когда мы меняем температуру системы, находящейся в равновесии, изменяется константа равновесия реакции.Понижение температуры в системе HI увеличивает константу равновесия: при новом равновесии концентрация HI увеличилась, а концентрация H 2 и I 2 уменьшилась. Повышение температуры уменьшает значение константы равновесия с 67,5 при 357 °С до 50,0 при 400 °С.

Температура влияет на равновесие между NO 2 и N 2 O 4 в этой реакции

[латекс]\текст{N}_2\текст{O}_4(г)\;{\rightleftharpoons}\;2\текст{NO}_2(г)\;\;\;\;\;\;\ ;{\Дельта}H = 57. 20\;\text{кДж}[/латекс]

Положительное значение Δ H говорит нам о том, что реакция является эндотермической и может быть записано как

[латекс]\текст{тепло}\;+\;\текст{N}_2\текст{O}_4(g)\;{\rightleftharpoons}\;2\text{NO}_2(g)[/latex ]

При более высоких температурах газовая смесь имеет темно-коричневый цвет, что свидетельствует о значительном количестве коричневых молекул NO 2 . Однако если мы нагружаем систему, охлаждая смесь (забирая энергию), равновесие смещается влево, чтобы компенсировать часть энергии, потерянной при охлаждении.Концентрация бесцветного N 2 O 4 увеличивается, а концентрация коричневого NO 2 уменьшается, что приводит к обесцвечиванию коричневого цвета.


Эта интерактивная анимация позволяет применить принцип Ле Шателье для прогнозирования влияния изменений концентрации, давления и температуры на концентрации реагентов и продуктов.

Как мы узнали во время изучения кинетики, катализатор может увеличить скорость реакции. Хотя это увеличение скорости реакции может привести к более быстрому достижению равновесия системы (за счет ускорения прямой и обратной реакций), катализатор не влияет ни на значение константы равновесия, ни на равновесные концентрации.

Взаимодействие изменений концентрации или давления, температуры и отсутствие влияния катализатора на химическое равновесие иллюстрируется промышленным синтезом аммиака из азота и водорода по уравнению

[латекс]\текст{N}_2(г)\;+\;3\текст{Н}_2(г)\;{\rightleftharpoons}\;2\текст{NH}_3(г)[/латекс]

В результате этой реакции производится большое количество аммиака. Каждый год аммиак входит в десятку крупнейших по массе химических веществ, производимых в мире.Ежегодно в США производится около 2 миллиардов фунтов.

Аммиак играет жизненно важную роль в нашей глобальной экономике. Он используется в производстве удобрений и сам по себе является важным удобрением для выращивания кукурузы, хлопка и других культур. Большие количества аммиака превращаются в азотную кислоту, которая играет важную роль в производстве удобрений, взрывчатых веществ, пластмасс, красителей и волокон, а также используется в сталелитейной промышленности.

Фриц Хабер

В начале 20-го века немецкий химик Фриц Габер (рис. 2) разработал практический процесс преобразования двухатомного азота, который не может использоваться растениями в качестве питательного вещества, в аммиак, форму азота, которую растения легче усваивают.

[латекс]\текст{N}_2(г)\;+\;3\текст{Н}_2(г)\;{\leftrightharpoons}\;2\текст{NH}_3(г)[/латекс]

Доступность азота является сильным ограничивающим фактором для роста растений. Несмотря на то, что на его долю приходится 78% воздуха, двухатомный азот (N 2 ) недоступен для питания из-за огромной стабильности тройной связи азот-азот. Чтобы растения могли использовать атмосферный азот, азот должен быть преобразован в более биодоступную форму (это преобразование называется фиксацией азота).

Габер родился в Бреслау, Пруссия (ныне Вроцлав, Польша), в декабре 1868 года. Он продолжил изучать химию и, работая в Университете Карлсруэ, разработал то, что позже стало известно как процесс Габера: каталитическое образование аммиака. из водорода и атмосферного азота при высоких температурах и давлениях. За эту работу Габер был удостоен Нобелевской премии по химии 1918 года за синтез аммиака из его элементов. Процесс Габера был благом для сельского хозяйства, поскольку он позволил больше не зависеть от добываемого сырья, такого как нитрат натрия, при производстве удобрений.В настоящее время годовой объем производства синтетических азотных удобрений превышает 100 млн тонн, а производство синтетических удобрений увеличило количество людей, которых пахотные земли могут прокормить, с 1,9 человека на гектар в 1908 году до 4,3 человека на гектар в 2008 году.

Рисунок 2. Работа лауреата Нобелевской премии Фрица Габера произвела революцию в сельскохозяйственной практике в начале 20-го века. Его работа также повлияла на стратегии военного времени, добавив химическое оружие к артиллерии.

Помимо работы в области производства аммиака, Габер также известен в истории как один из отцов химического оружия. Во время Первой мировой войны он сыграл важную роль в разработке отравляющих газов, используемых для позиционной войны. Что касается его роли в этих разработках, Хабер сказал: «В мирное время ученый принадлежит миру, но в военное время он принадлежит своей стране». Хабер защищал использование газовой войны от обвинений в бесчеловечности, говоря, что смерть есть смерть, какими бы средствами она ни была нанесена. Он служит примером этических дилемм, с которыми сталкиваются ученые во время войны, и обоюдоострым характером меча науки.

Как и Haber, изделия из аммиака могут быть многогранными. В дополнение к их ценности для сельского хозяйства соединения азота также могут быть использованы для достижения разрушительных целей. Нитрат аммония также использовался во взрывчатых веществах, включая самодельные взрывные устройства. Нитрат аммония был одним из компонентов бомбы, использованной при нападении на Федеральное здание Альфреда П. Мурра в центре Оклахома-Сити 19 апреля 1995 года.

Давно известно, что азот и водород вступают в реакцию с образованием аммиака. Однако производство аммиака в полезных количествах путем реакции азота и водорода стало возможным только в начале 20 века после того, как были поняты факторы, влияющие на его равновесие.

Чтобы быть практичным, промышленный процесс должен давать большой выход продукта относительно быстро. Одним из способов увеличения выхода аммиака является повышение давления в системе, в которой N 2 , H 2 и NH 3 находятся в равновесии или приближаются к равновесию.

[латекс]\текст{N}_2(г)\;+\;3\текст{Н}_2(г)\;{\rightleftharpoons}\;2\текст{NH}_3(г)[/латекс]

Образование дополнительных количеств аммиака снижает общее давление, создаваемое системой, и несколько уменьшает напряжение повышенного давления.

Хотя увеличение давления смеси N 2 , H 2 и NH 3 увеличит выход аммиака, при низких температурах скорость образования аммиака низкая. Например, при комнатной температуре реакция настолько медленная, что если бы мы приготовили смесь N 2 и H 2 , в течение нашей жизни не образовалось бы заметного количества аммиака. Образование аммиака из водорода и азота — экзотермический процесс:

[латекс]\текст{N}_2(г)\;+\;3\текст{H}_2(г)\;{\longrightarrow}\;2\текст{NH}_3(г)\;\; \;\;\;\;\;{\Delta}H = -92,2\;\text{кДж}[/латекс]

Таким образом, повышение температуры для увеличения скорости снижает выход. Если мы понизим температуру, чтобы сместить равновесие в сторону образования большего количества аммиака, равновесие будет достигнуто медленнее из-за значительного снижения скорости реакции при понижении температуры.

Часть скорости образования, потерянной при работе при более низких температурах, может быть восстановлена ​​с помощью катализатора. Чистый эффект катализатора на реакцию заключается в более быстром достижении равновесия.

В коммерческом производстве аммиака условия около 500 °C, 150–900 атм и присутствие катализатора используются для получения наилучшего компромисса между скоростью, выходом и стоимостью оборудования, необходимого для производства и содержания -газы под давлением при высоких температурах (рис. 3).

Рисунок 3. Для коммерческого производства аммиака требуется тяжелое оборудование, способное выдерживать высокие температуры и давление. На этой схеме показана конструкция завода по производству аммиака.

Системы, находящиеся в равновесии, могут быть нарушены изменениями температуры, концентрации и, в некоторых случаях, объема и давления; изменения объема и давления будут нарушать равновесие, если количество молей газа различно на стороне реагента и продукта реакции. Реакция системы на эти возмущения описывается принципом Ле Шателье: система будет реагировать таким образом, чтобы противодействовать возмущению.Не все изменения в системе приводят к нарушению равновесия. Добавление катализатора влияет на скорость реакции, но не изменяет равновесие, а изменение давления или объема не приведет к значительному нарушению систем без газов или с равным количеством молей газа на стороне реагента и продукта.

Нарушение Наблюдаемое изменение по мере восстановления равновесия Направление переключения Влияние на К
добавленный реагент добавленный реагент частично израсходован к продуктам нет
продукт добавлен добавленный продукт частично израсходован по отношению к реагентам нет
уменьшение объема/повышение давления газа давление снижается в сторону с меньшим количеством молей газа нет
увеличение объема/уменьшение давления газа давление увеличивается в сторону с большим количеством молей газа нет
повышение температуры тепло поглощается к продуктам для эндотермических, к реагентам для экзотермических изменения
снижение температуры выделяется тепло к реагентам для эндотермических, к продуктам для экзотермических изменения
Таблица 2. Эффекты нарушения равновесия и К

Химия Упражнения в конце главы

  1. Следующее уравнение представляет собой обратимое разложение:
    [латекс]\text{CaCO}_3(s)\;{\rightleftharpoons}\;\text{CaO}(s)\;+\;\text{CO}_2 (г)[/латекс]

    При каких условиях разложение в закрытой емкости пройдёт до конца, чтобы не осталось CaCO 3 ?

  2. Объясните, как распознать условия, при которых изменения давления повлияют на системы, находящиеся в равновесии.
  3. Какое свойство реакции можно использовать для предсказания влияния изменения температуры на значение константы равновесия?
  4. Что произойдет с цветом раствора в части (b) на рис. 1, если добавить небольшое количество NaOH и осадить Fe(OH) 3 ? Поясните свой ответ.
  5. При зажигании горелки на газовой плите происходит следующая реакция:
    [латекс]\text{CH}_4(g)\;+\;2\text{O}_2(g)\;{\rightleftharpoons}\ ;\text{CO}_2(г)\;+\;2\text{H}_2\text{O}(г)[/латекс]

    Установлено ли в этих условиях равновесие между CH 4 , O 2 , CO 2 , H 2 O ? Поясните свой ответ.

  6. Необходимым этапом производства серной кислоты является образование трехокиси серы, SO 3 , из двуокиси серы, SO 2 , и кислорода, O 2 , как показано здесь. При высоких температурах скорость образования SO 3 выше, но равновесное количество (концентрация или парциальное давление) SO 3 ниже, чем было бы при более низких температурах.
    [латекс] 2 \ текст {SO} _2 (г) \; + \; \ текст {O} _2 (г) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ текст {SO} _3 (г) [/латекс]

    а) Константа равновесия реакции увеличивается, уменьшается или остается примерно такой же при повышении температуры?

    (b) Является ли реакция эндотермической или экзотермической?

  7. Предложите четыре способа увеличения концентрации гидразина N 2 H 4 в равновесии, описываемом следующим уравнением:
    [латекс]\text{N}_2(g)\;+\; 2\text{H}_2(g)\;{\rightleftharpoons}\;\text{N}_2\text{H}_4(g)\;\;\;\;\;\;\;{\Delta }H = 95\;\text{кДж}[/latex]
  8. Предложите четыре способа увеличения концентрации PH 3 в равновесии, описываемом следующим уравнением:
    [латекс]\text{P}_4(g)\;+\;6\text{H}_2 (g)\;{\rightleftharpoons}\;4\text{PH}_3(g)\;\;\;\;\;\;\;{\Delta}H = 110. 5\;\text{кДж}[/латекс]
  9. Как повышение температуры повлияет на каждое из следующих равновесий? Как скажется на каждом из них уменьшение объема реакционного сосуда?

    (а) [латекс]2\текст{NH}_3(г)\;{\rightleftharpoons}\;\текст{N}_2(г)\;+\;3\текст{H}_2(г)\ ;\;\;\;\;\;\;{\Delta}H = 92\;\text{кДж}[/латекс]

    (b) [латекс]\text{N}_2(g)\;+\;\text{O}_2(g)\;{\rightleftharpoons}\;2\text{NO}(g)\;\ ;\;\;\;\;\;{\Delta}H = 181\;\text{кДж}[/латекс]

    (c) [латекс]2\текст{O}_3(г)\;{\rightleftharpoons}\;3\текст{O}_2(г)\;\;\;\;\;\;\;{ \Delta}H = -285\;\text{кДж}[/latex]

    (d) [латекс]\text{CaO}(s)\;+\;\text{CO}_2(g)\;{\rightleftharpoons}\;\text{CaCO}_3(s)\;\; \;\;\;\;\;{\Delta}H = -176\;\text{кДж}[/латекс]

  10. Как повышение температуры повлияет на каждое из следующих равновесий? Как скажется на каждом из них уменьшение объема реакционного сосуда?

    (a) [латекс] 2\текст{H}_2\текст{O}(g)\;{\rightleftharpoons}\;2\text{H}_2(g)\;+\;\text{O} _2(g)\;\;\;\;\;\;\;{\Delta}H = 484\;\text{кДж}[/latex]

    (б) [латекс]\текст{N}_2(г)\;+\;3\текст{Н}_2(г)\;{\rightleftharpoons}\;2\текст{NH}_3(г)\ ;{\Delta}H = -92. 2\;\текст{кДж}[/латекс]

    (c) [латекс]2\text{Br}(g)\;{\rightleftharpoons}\;\text{Br}_2(g)\;\;\;\;\;\;\;{\Delta }H = -224\;\text{кДж}[/latex]

    (d) [латекс]\text{H}_2(g)\;+\;\text{I}_2(s)\;{\rightleftharpoons}\;2\text{HI}(g)\;\ ;\;\;\;\;\;{\Delta}H = 53\;\text{кДж}[/латекс]

  11. Водяной газ представляет собой смесь монооксида углерода и водорода в соотношении 1:1 и называется водяным газом, поскольку образуется из пара и горячего углерода в результате следующей реакции: [латекс]\text{H}_2\text{O}(g )\;+\;\text{C}(s)\;{\rightleftharpoons}\;\text{H}_2(g)\;+\;\text{CO}(g)[/latex].Метанол, жидкое топливо, которое могло бы заменить бензин, может быть получен из водяного газа и водорода при высокой температуре и давлении в присутствии подходящего катализатора.

    а) Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) обратимой реакции

    [латекс] 2 \ текст {H} _2 (г) \; + \; \ текст {CO} (г) \; {\ rightleftharpoons} \; \ текст {СН} _3 \ текст {ОН} (г) \ ;\;\;\;\;\;\;{\Delta}H = -90,2\;\text{кДж}[/латекс]

    (b) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH при равновесии, если добавить больше H 2 ?

    (c) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH при равновесии, если удалить CO?

    (d) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в равновесии, если добавить CH 3 OH?

    (e) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH при равновесии, если повысить температуру системы?

    (f) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH при равновесии, если добавить больше катализатора?

  12. Азот и кислород реагируют при высоких температурах.

    а) Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) обратимой реакции

    [латекс]\текст{N}_2(g)\;+\;\text{O}_2(g)\;{\rightleftharpoons}\;2\text{NO}(g)\;\;\; \;\;\;\;{\Delta}H = 181\;\text{кДж}[/латекс]

    (b) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в равновесии, если добавить больше O 2 ?

    (c) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в равновесии, если удалить N 2 ?

    (d) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в равновесии, если добавить NO?

    (e) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если увеличить давление в системе за счет уменьшения объема реакционного сосуда?

    (f) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO при равновесии, если повысить температуру системы?

    (g) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO при равновесии, если добавить катализатор?

  13. Водяной газ, смесь H 2 и CO, является важным промышленным топливом, получаемым в результате реакции пара с раскаленным докрасна коксом, практически чистым углеродом.

    а) Напишите выражение для константы равновесия обратимой реакции

    [латекс]\текст{C}(s)\;+\;\text{H}_2\text{O}(g)\;{\rightleftharpoons}\;\text{CO}(g)\;+ \;\text{H}_2(g)\;\;\;\;\;\;\;{\Delta}H = 131,30\;\text{кДж}[/latex]

    (b) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если добавить больше C?

    (c) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если удалить H 2 O?

    (d) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если добавить CO?

    (e) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если повысить температуру системы?

  14. Чистое металлическое железо можно получить восстановлением оксида железа (III) газообразным водородом.

    а) Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) обратимой реакции

    [латекс]\текст{Fe}_2\текст{O}_3(s)\;+\;3\text{H}_2(g)\;{\rightleftharpoons}\;2\text{Fe}(s) )\;+\;3\text{H}_2\text{O}(g)\;\;\;\;\;\;\;{\Delta}H = 98,7\;\text{kJ}[ /латекс]

    (b) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если добавить больше Fe?

    (c) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если удалить H 2 O?

    (d) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если добавить H 2 ?

    (e) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если давление в системе увеличить за счет уменьшения объема реакционного сосуда?

    (f) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если повысить температуру системы?

  15. Аммиак — слабое основание, реагирующее с водой по следующему уравнению:
    [латекс]\text{NH}_3(водн. {\; \;-}[/latex], в контакте с твердым AgCl.{-})[/латекс]?

Глоссарий

Принцип Ле Шателье
когда химическая система, находящаяся в равновесии, нарушается, она возвращается к равновесию, противодействуя нарушению
положение равновесия
концентрации или парциальные давления компонентов реакции в равновесии (обычно используется для описания условий до возмущения)
напряжение
изменение условий реакции, которое может вызвать сдвиг равновесия

Решения

Ответы на упражнения по химии в конце главы

1.Количество CaCO 3 должно быть настолько малым, чтобы [латекс]P_{\text{CO}_2}[/латекс] был меньше, чем K P , когда CaCO 3 полностью разложился. Другими словами, начальное количество CaCO 3 не может полностью генерировать полный [латекс]P_{\text{CO}_2}[/латекс], необходимый для равновесия.

3. Можно использовать изменение энтальпии. Если реакция экзотермическая, то выделяющееся тепло можно рассматривать как продукт. Если реакция эндотермическая, присоединенное тепло можно рассматривать как реагент.Дополнительное тепло сместит экзотермическую реакцию обратно к реагентам, но сдвинет эндотермическую реакцию к продуктам. Охлаждение экзотермической реакции вызывает сдвиг реакции в сторону продукта; охлаждение эндотермической реакции заставит ее сместиться в сторону реагентов.

5. Нет, не в равновесии. Поскольку система не замкнута, продукты постоянно выходят из области пламени; реагенты также непрерывно добавляются из горелки и окружающей атмосферы.

7. Добавить N 2 ; добавить H 2 ; уменьшить объем контейнера; подогреть смесь.

9. (a) Δ T увеличение = сдвиг вправо, Δ P увеличение = сдвиг влево; (b) Δ T увеличение = сдвиг вправо, Δ P увеличение = отсутствие эффекта; (c) Δ T увеличение = сдвиг влево, Δ P увеличение = сдвиг влево; (d) Увеличение Δ T = сдвиг влево, увеличение Δ P = сдвиг вправо. 2[\text{CO}]}[/latex ]; (б) [H 2 ] увеличивается, [CO] уменьшается, [CH 3 OH] увеличивается; (в) [H 2 ] увеличивается, [CO] уменьшается, [CH 3 OH] уменьшается; (г) [H 2 ] увеличивается, [CO] увеличивается, [CH 3 OH] увеличивается; (д) [H 2 ] увеличивается, [CO] увеличивается, [CH 3 OH] уменьшается; (е) без изменений.

13. (a) [латекс]K_c = \frac{[\text{CO}][\text{H}_2]}{[\text{H}_2\text{O}]}[/latex]; (b) [H 2 O] без изменений, [CO] без изменений, [H 2 ] без изменений; в) уменьшается [H 2 O], уменьшается [CO], уменьшается [H 2 ]; (г) [H 2 O] увеличивается, [CO] увеличивается, [H 2 ] уменьшается; (е) [H 2 O] уменьшается, [CO] увеличивается, [H 2 ] увеличивается. В (б), (в), (г) и (д) масса углерода изменится, но его концентрация (активность) не изменится.

15. Только (б)

17. Добавьте в раствор NaCl или другую соль, образующую Cl . Охлаждение раствора сдвигает равновесие вправо, осаждая больше AgCl ( с ).

19. (а)

Принцип Ле Шателье – Химия 2e

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Описать способы воздействия на равновесную систему
  • Предсказать реакцию равновесия в напряженном состоянии, используя принцип Ле Шателье

Равновесная система находится в состоянии динамического равновесия, при этом прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью.Если в равновесной системе изменить условия, которые по-разному влияют на скорости этих реакций (напряжение ), то скорости перестанут быть равными, и система не будет находиться в равновесии. Впоследствии в системе произойдет результирующая реакция в направлении большей скорости (сдвиг 90 973 на 90 076 ), которая восстановит равновесие. Это явление резюмируется принципом Ле Шателье: 90 973, если равновесная система подвергается стрессу, в ответ на стресс система испытывает сдвиг, который восстанавливает равновесие 90 076 .

На скорость реакции в первую очередь влияют концентрации, как описано в законе скорости реакции, и температура, как описано в уравнении Аррениуса. Следовательно, изменения концентрации и температуры являются двумя стрессами, которые могут сместить равновесие.

Эффект изменения концентрации

Если в равновесной системе изменить концентрацию реагента или продукта, скорость прямой или обратной реакции изменится.В качестве примера рассмотрим равновесную реакцию

Законы скоростей прямой и обратной реакции

Когда эта система находится в равновесии, скорости прямой и обратной реакции равны.

Если система подвергается стрессу путем добавления реагента, H 2 или I 2 , результирующее увеличение концентрации приводит к увеличению скорости прямой реакции, превышающей скорость обратной реакции:

В системе произойдет временная результирующая реакция в прямом направлении для восстановления равновесия ( равновесие сместится вправо ). Такой же сдвиг произойдет, если из системы будет удален какой-то продукт HI, что уменьшит скорость обратной реакции, что опять-таки приведет к тому же дисбалансу скоростей.

Та же самая логика может быть использована для объяснения сдвига влево, который является результатом либо удаления реагента, либо добавления продукта в равновесную систему. Оба эти напряжения приводят к увеличению скорости обратной реакции

и временная результирующая реакция в обратном направлении для восстановления равновесия.

В качестве альтернативы этой кинетической интерпретации влияние изменений концентрации на равновесие можно рационализировать с точки зрения коэффициентов реакции.Когда система находится в равновесии,

Если добавить реагент (увеличив знаменатель реакции) или удалить продукт (уменьшив числитель), то Q c < K c и равновесие сместится вправо. Обратите внимание, что три различных способа создания этого напряжения приводят к трем различным изменениям в составе равновесной смеси. Если добавить H 2 , правый сдвиг будет потреблять I 2 и производить HI по мере восстановления равновесия, давая смесь с большей концентрацией H 2 и HI и меньшей концентрацией I 2 . чем присутствовал раньше.Если добавить I 2 , новая равновесная смесь будет иметь более высокие концентрации I 2 и HI и меньшую концентрацию H 2 . Наконец, если удалить HI, новая равновесная смесь будет иметь более высокие концентрации H 2 и I 2 и меньшую концентрацию HI. Несмотря на эти различия в составе, значение константы равновесия после напряжения будет таким же, как и до (согласно закону действующих масс).Та же логика может быть применена к напряжениям, связанным с удалением реагентов или добавлением продукта, и в этом случае Q c > K c и равновесие сдвинется влево.

Для таких газофазных равновесий, как это, заслуживают упоминания некоторые дополнительные перспективы изменения концентраций реагентов и продуктов. Парциальное давление P идеального газа пропорционально его молярной концентрации M ,

и, таким образом, изменения парциального давления любого реагента или продукта, по существу, являются изменениями концентрации и, таким образом, приводят к такому же влиянию на равновесие.Помимо добавления или удаления реагента или продукта, давления (концентрации) частиц в газофазном равновесии также можно изменить, изменив объем, занимаемый системой . Поскольку все виды газофазного равновесия занимают один и тот же объем, данное изменение объема вызовет одинаковое изменение концентрации как реагентов, так и продуктов. Чтобы определить, какой сдвиг, если таковой имеется, этот тип стресса вызовет стехиометрию реакции, необходимо учитывать стехиометрию реакции.

В равновесии реакция H 2 ( г ) + I 2 ( г ) ⇌ 2HI( г ) описывается отношением реакции

Если объем, занимаемый равновесной смесью этих частиц, уменьшить в 3 раза, то парциальные давления всех трех частиц увеличатся в 3 раза:

Итак, изменение объема этой газофазной равновесной смеси не приводит к сдвигу равновесия.

Аналогичная обработка другой системы, 2NO 2 ( г ) ⇌ 2 NO( г ) + O 2 ( г ), однако дает другой результат:

В этом случае изменение объема приводит к тому, что коэффициент реакции превышает константу равновесия, поэтому равновесие сместится влево.

Эти результаты иллюстрируют взаимосвязь между стехиометрией газофазного равновесия и эффектом изменения давления (концентрации), вызванного объемом.Если суммарные молярные количества реагентов и продуктов равны, как в первом примере, изменение объема не смещает равновесие. Если молярные количества реагентов и продуктов различны, изменение объема сдвинет равновесие в сторону, которая лучше «приспосабливается» к изменению объема. Во втором примере два моля реагента (NO 2 ) дают три моля продукта (2NO + O 2 ), поэтому уменьшение объема системы приводит к смещению равновесия влево, поскольку обратная реакция дает меньше газа (2 моль), чем прямая реакция (3 моль). И наоборот, увеличение объема этой равновесной системы приведет к сдвигу в сторону продуктов.

Перейдите по этой ссылке, чтобы увидеть наглядную демонстрацию того, как равновесие меняется при изменении давления.

Равновесие и безалкогольные напитки

Связь между химией и газированными безалкогольными напитками восходит к 1767 году, когда Джозеф Пристли (1733–1804) разработал метод насыщения воды углекислым газом для получения газированной воды. Подход Пристли включал производство масла купороса (серной кислоты), реагирующего с углекислым газом, с мелом (карбонатом кальция).

Затем диоксид углерода растворяли в воде, реагируя с образованием гидрокарбоната, слабой кислоты, которая впоследствии ионизировалась с образованием бикарбоната и ионов водорода:

Те же равновесные реакции лежат в основе современного процесса газирования безалкогольных напитков. Напитки подвергаются воздействию высокого давления газообразного диоксида углерода во время процесса, чтобы сместить первое равновесие вверху вправо, что приводит к желаемым высоким концентрациям растворенного диоксида углерода и, в соответствии с аналогичными сдвигами в двух других равновесиях, его продуктов гидролиза и ионизации. Затем бутылку или банку почти наполняют газированным напитком, оставляя относительно небольшой объем воздуха в контейнере над поверхностью напитка ( свободное пространство ), прежде чем он будет запечатан. Давление двуокиси углерода в свободном пространстве контейнера очень низкое сразу после герметизации, но оно повышается по мере восстановления равновесия растворения за счет смещения влево. Поскольку объем напитка значительно превышает объем свободного пространства, в свободное пространство теряется лишь относительно небольшое количество растворенного диоксида углерода.

Когда контейнер с газированным напитком открывается, слышен шипящий звук, когда сжатый CO 2 выходит из свободного пространства. Это вызывает сдвиг равновесия растворения влево, что приводит к уменьшению концентрации растворенного CO 2 и последующему сдвигу влево равновесий гидролиза и ионизации. К счастью для потребителя, равновесие растворения обычно восстанавливается медленно, поэтому напитком можно наслаждаться, пока концентрация растворенного в нем углекислого газа остается приемлемо высокой. После восстановления равновесия концентрация CO 2 ( aq ) будет значительно снижена, и напиток приобретет характерный вкус, называемый «плоским».

Открытие бутылки с безалкогольным напитком снижает давление CO 2 над напитком, сдвигая равновесие растворения и высвобождая растворенный CO 2 из напитка. (кредит: модификация работы «D Coetzee»/Flickr)

Влияние изменения температуры

В соответствии с законом действующих масс равновесие, нарушаемое изменением концентрации, сместится, чтобы восстановить равновесие без какого-либо изменения значения константы равновесия, K .Однако, когда равновесие смещается в ответ на изменение температуры, оно восстанавливается с другим относительным составом, который показывает другое значение константы равновесия.

Чтобы понять это явление, рассмотрим элементарную реакцию

Поскольку это элементарная реакция, законы скоростей для прямого и обратного хода могут быть выведены непосредственно из стехиометрии сбалансированного уравнения:

Когда система находится в равновесии,

. Подстановка законов скорости в это равенство и перестановка дает

.

Видно, что константа равновесия является математической функцией констант скоростей прямой и обратной реакций.Поскольку константы скорости изменяются в зависимости от температуры, как описывается уравнением Аррениуса, само собой разумеющееся, что константа равновесия будет также изменяться в зависимости от температуры (при условии, что на константы скорости в разной степени влияет изменение температуры). Для более сложных реакций, включающих многоступенчатые механизмы реакции, существует аналогичная, но более сложная математическая связь между константой равновесия и константами скорости стадий механизма. Независимо от того, насколько сложной может быть реакция, зависимость ее константы равновесия от температуры сохраняется.

Предсказание смещения равновесия в ответ на изменение температуры удобнее всего выполнять, рассматривая изменение энтальпии реакции. Например, разложение четырехокиси диазота является эндотермическим (теплоемким) процессом:

В целях применения принципа Ле Шателье теплота ( q ) может рассматриваться как реагент:

Повышение температуры системы сродни увеличению количества реагента, поэтому равновесие сдвинется вправо. Понижение температуры системы также приведет к смещению равновесия влево. Для экзотермических процессов тепло рассматривается как продукт реакции, поэтому наблюдается обратная температурная зависимость.

Эта интерактивная анимация позволяет применить принцип Ле Шателье для прогнозирования влияния изменений концентрации, давления и температуры на концентрации реагентов и продуктов.

Эффект катализатора

В главе, посвященной кинетике этого текста, катализатор определяется как вещество, позволяющее реакции протекать по другому механизму с повышенной скоростью.Механизм катализируемой реакции включает переходное состояние с более низкой энергией, чем некатализируемая реакция, что приводит к более низкой энергии активации, E a , и, соответственно, большей константе скорости.

Чтобы увидеть влияние катализа на равновесную систему, рассмотрите схему простой одностадийной (элементарной) реакции, показанную на (рис. ). Пониженная энергия переходного состояния катализируемой реакции приводит к пониженной энергии активации как прямой, так и обратной реакции.Следовательно, и прямая, и обратная реакции ускоряются, и равновесие достигается быстрее , но без изменения константы равновесия .

Диаграммы реакций элементарного процесса в отсутствие (красный) и в присутствии (синий) катализатора. Наличие катализатора снижает энергию активации как прямой, так и обратной реакции, но не влияет на значение константы равновесия.

Интересным примером, иллюстрирующим эти концепции равновесия, является промышленное производство аммиака, NH 3 .Это вещество входит в «десятку лучших» промышленных химикатов с точки зрения производства, ежегодно в США производится около двух миллиардов фунтов. Аммиак используется в качестве химического сырья для синтеза широкого спектра коммерчески полезных соединений, включая удобрения, пластмассы, красители и взрывчатые вещества.

В большинстве промышленных производств аммиака используется процесс Габера-Боша , основанный на следующей равновесной реакции:

Особенности этой реакции создают проблемы для ее использования в эффективном промышленном процессе.Константа равновесия относительно мала ( K p порядка 10 -5 при 25 ° C), что означает, что в равновесной смеси присутствует очень мало аммиака. Кроме того, скорость этой реакции относительно низкая при низких температурах. Чтобы увеличить выход аммиака, промышленный процесс разработан так, чтобы он работал в условиях, благоприятствующих образованию продукта:

  • Применяются высокие давления (концентрации) реагентов, ~150-250 атм, для смещения равновесия вправо, способствующего образованию продуктов.
  • Аммиак постоянно удаляется (собирается) из равновесной смеси во время процесса, понижая его концентрацию, а также сдвигая равновесие вправо.
  • Хотя низкие температуры благоприятствуют образованию продуктов для этого экзотермического процесса, скорость реакции при низких температурах неэффективно низкая. Катализатор используется для ускорения реакции до разумных скоростей при относительно умеренных температурах (400–500 ° C).

Схема, иллюстрирующая типичную промышленную установку для производства аммиака с помощью процесса Габера-Боша, показана на (Рисунок).

На рисунке показана типичная промышленная установка для коммерческого производства аммиака по процессу Габера-Боша. Процесс протекает в условиях, которые напрягают химическое равновесие, чтобы способствовать образованию продукта.

Ключевые понятия и резюме

Системы, находящиеся в равновесии, могут быть нарушены изменениями температуры, концентрации и, в некоторых случаях, объема и давления. Реакция системы на эти возмущения описывается принципом Ле Шателье: равновесная система, подвергшаяся возмущению, сдвинется таким образом, что нейтрализует возмущение и восстановит равновесие. Катализатор увеличивает скорость как прямой, так и обратной реакции обратимого процесса, увеличивая скорость достижения равновесия, но не изменяя состав равновесной смеси ( K не меняется).

Химия Упражнения в конце главы

Следующее уравнение представляет собой обратимое разложение:

При каких условиях разложение в закрытой емкости пройдёт до конца, чтобы не осталось CaCO 3 ?

Количество CaCO 3 должно быть настолько малым, чтобы оно было меньше K P , когда CaCO 3 полностью разложился.Другими словами, начальное количество CaCO 3 не может полностью генерировать необходимое для равновесия количество.

Объясните, как распознать условия, при которых изменение объема повлияет на газофазные системы, находящиеся в равновесии.

Какое свойство реакции можно использовать для предсказания влияния изменения температуры на значение константы равновесия?

Можно использовать изменение энтальпии. Если реакция экзотермическая, то выделяющееся тепло можно рассматривать как продукт.Если реакция эндотермическая, присоединенное тепло можно рассматривать как реагент. Дополнительное тепло сместит экзотермическую реакцию обратно к реагентам, но сдвинет эндотермическую реакцию к продуктам. Охлаждение экзотермической реакции вызывает сдвиг реакции в сторону продукта; охлаждение эндотермической реакции заставит ее сместиться в сторону реагентов.

При зажигании горелки на газовой плите происходит следующая реакция:

Установлено ли в этих условиях равновесие между CH 4 , O 2 , CO 2 , H 2 O ? Поясните свой ответ.

Нет, не в равновесии. Поскольку система не замкнута, продукты постоянно выходят из области пламени; реагенты также непрерывно добавляются из горелки и окружающей атмосферы.

Необходимым этапом производства серной кислоты является образование трехокиси серы SO 3 из двуокиси серы SO 2 и кислорода O 2 , как показано здесь. При высоких температурах скорость образования SO 3 выше, но равновесное количество (концентрация или парциальное давление) SO 3 ниже, чем было бы при более низких температурах.

а) Константа равновесия реакции увеличивается, уменьшается или остается примерно такой же при повышении температуры?

(b) Является ли реакция эндотермической или экзотермической?

Предложите четыре способа увеличения концентрации гидразина N 2 H 4 в равновесии, описываемом следующим уравнением:

Добавить N 2 ; добавить H 2 ; уменьшить объем контейнера; подогреть смесь.

Предложите четыре способа увеличения концентрации PH 3 в равновесии, описываемом следующим уравнением:

Как повышение температуры повлияет на каждое из следующих равновесий? Как скажется на каждом из них уменьшение объема реакционного сосуда?

(а)

(б)

(в)

(г)

(a) T увеличение = сдвиг вправо, V уменьшение = сдвиг влево; (b) T увеличение = сдвиг вправо, V = отсутствие эффекта; (c) T увеличение = сдвиг влево, V уменьшение = сдвиг влево; (d) T увеличение = сдвиг влево, V уменьшение = сдвиг вправо.

Как повышение температуры повлияет на каждое из следующих равновесий? Как скажется на каждом из них уменьшение объема реакционного сосуда?

(а)

(б)

(в)

(г)

Метанол можно получить из монооксида углерода и водорода при высокой температуре и давлении в присутствии подходящего катализатора.

а) Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) обратимой реакции

(b) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH при равновесии, если добавить больше H 2 ?

(c) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH при равновесии, если удалить CO?

(d) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в равновесии, если добавить CH 3 OH?

(e) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH при равновесии, если повысить температуру системы?

(f) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH при равновесии, если добавить больше катализатора?

(а) (б) [H 2 ] увеличивается, [CO] уменьшается, [CH 3 OH] увеличивается; (в) [H 2 ] увеличивается, [CO] уменьшается, [CH 3 OH] уменьшается; (г) [H 2 ] увеличивается, [CO] увеличивается, [CH 3 OH] увеличивается; (д) [H 2 ] увеличивается, [CO] увеличивается, [CH 3 OH] уменьшается; (е) без изменений.

Азот и кислород реагируют при высоких температурах.

а) Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) обратимой реакции

(b) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в равновесии, если добавить больше O 2 ?

(c) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в равновесии, если удалить N 2 ?

(d) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в равновесии, если добавить NO?

(e) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO при равновесии, если уменьшить объем реакционного сосуда?

(f) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO при равновесии, если повысить температуру системы?

(g) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO при равновесии, если добавить катализатор?

Водяной газ, смесь H 2 и CO, является важным промышленным топливом, получаемым в результате реакции пара с раскаленным докрасна коксом, в основном чистым углеродом.

а) Напишите выражение для константы равновесия обратимой реакции

(b) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если добавить больше C?

(c) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если удалить H 2 O?

(d) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если добавить CO?

(e) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если повысить температуру системы?

(a) (b) [H 2 O] без изменений, [CO] без изменений, [H 2 ] без изменений; в) уменьшается [H 2 O], уменьшается [CO], уменьшается [H 2 ]; (г) [H 2 O] увеличивается, [CO] увеличивается, [H 2 ] уменьшается; (д) [H 2 O] уменьшается, [CO] увеличивается, [H 2 ] увеличивается.В (б), (в), (г) и (д) масса углерода изменится, но его концентрация (активность) не изменится.

Чистое металлическое железо может быть получено восстановлением оксида железа (III) газообразным водородом.

а) Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) обратимой реакции

(b) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если добавить больше Fe?

(c) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если удалить H 2 O?

(d) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если добавить H 2 ?

(e) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если уменьшить объем реакционного сосуда?

(f) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта при равновесии, если повысить температуру системы?

Аммиак — слабое основание, реагирующее с водой по следующему уравнению:

Увеличит ли любое из следующих действий процент аммиака, который превращается в ион аммония в воде?

(а) Добавление NaOH

(b) Добавление HCl

(c) Добавление NH 4 Cl

Уксусная кислота — слабая кислота, реагирующая с водой по следующему уравнению:

Увеличит ли любое из следующих действий процент уксусной кислоты, которая вступает в реакцию и образует ион?

(а) Добавление HCl

(b) Добавление NaOH

(c) Добавление NaCH 3 CO 2

Предложите два способа снижения равновесной концентрации Ag + в растворе Na + , Cl , Ag + и при контакте с твердым AgCl.

Добавьте в раствор NaCl или другую соль, образующую Cl . Охлаждение раствора сдвигает равновесие вправо, осаждая больше AgCl( s ).

Как можно увеличить давление водяного пара в следующем равновесии?

Раствор насыщен сульфатом серебра и содержит избыток твердого сульфата серебра:

К этому раствору добавляют небольшое количество твердого сульфата серебра, содержащего радиоактивный изотоп серебра.В течение нескольких минут берется часть фазы раствора, и ее анализ дает положительный результат на радиоактивные ионы Ag + . Объясните это наблюдение.

Аминокислота аланин имеет два изомера: α-аланин и β-аланин. При растворении равных масс этих двух соединений в равных количествах растворителя раствор а-аланина замерзает при самой низкой температуре. Какая форма, α-аланин или β-аланин, имеет большую константу равновесия для ионизации?

Глоссарий

Принцип Ле Шателье
равновесие, подвергнутое стрессу, сместится таким образом, чтобы противостоять стрессу и восстановить равновесие

13.

3 Сдвигающиеся равновесия: принцип Ле Шателье — химия

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:
  • Описать способы воздействия на равновесную систему
  • Предсказать реакцию равновесия в напряженном состоянии, используя принцип Ле Шателье

Как мы видели в предыдущем разделе, реакции идут в обоих направлениях (реагенты переходят в продукты, а продукты переходят в реагенты). Мы можем сказать, что реакция находится в равновесии, если отношение реакции ( Q ) равно константе равновесия ( K ).Далее мы рассмотрим, что происходит, когда система, находящаяся в равновесии, нарушается так, что Q больше не равно K . Если система, находящаяся в равновесии, подвергается возмущению или стрессу (например, изменению концентрации), положение равновесия изменяется. Поскольку это напряжение влияет на концентрации реагентов и продуктов, значение Q больше не будет равно значению K . Чтобы восстановить равновесие, система будет либо сдвигаться в сторону продуктов (если Q < К), либо реагентов (если Q > К ) до тех пор, пока Q не вернется к тому же значению, что и К .

Этот процесс описывается принципом Ле Шателье: когда химическая система, находящаяся в равновесии, нарушается, она возвращается к равновесию, противодействуя нарушению. Как описано в предыдущем абзаце, возмущение вызывает изменение Q ; реакция сместится, чтобы восстановить Q = K .

Предсказание направления обратимой реакции

Принцип Ле Шателье можно использовать для прогнозирования изменений равновесных концентраций, когда система, находящаяся в равновесии, подвергается воздействию нагрузки.Однако, если у нас есть смесь реагентов и продуктов, которые еще не достигли равновесия, изменения, необходимые для достижения равновесия, могут быть не столь очевидны. В таком случае мы можем сравнить значения Q и K для системы, чтобы предсказать изменения.

Влияние изменения концентрации на равновесие

Химическая система, находящаяся в равновесии, может быть временно выведена из равновесия добавлением или удалением одного или нескольких реагентов или продуктов.Затем концентрации как реагентов, так и продуктов претерпевают дополнительные изменения, чтобы вернуть систему в равновесие.

Нагрузка на систему на рис. 13.8 связана с уменьшением равновесной концентрации SCN (снижение концентрации одного из реагентов приведет к тому, что Q станет больше, чем K ). Как следствие, принцип Ле Шателье позволяет нам предсказать, что концентрация Fe(SCN) 2+ должна уменьшиться, частично увеличив концентрацию SCN до исходной концентрации и увеличив концентрацию Fe 3 + выше его исходной равновесной концентрации.

Фигура 13,8 (а) Пробирка содержит 0,1 M Fe 3+ . (b) Ион тиоцианата был добавлен к раствору в (a), образуя красный ион Fe(SCN) 2+ . Fe3+(водн.)+SCN-(водн.)⇌Fe(SCN)2+(водн.).Fe3+(водн.)+SCN-(водн.)⇌Fe(SCN)2+(водн.). (c) Нитрат серебра был добавлен к раствору в (b), что привело к осаждению некоторого количества SCN в виде белого твердого вещества AgSCN. Ag+(водн.)+SCN-(водн.)⇌AgSCN(s).Ag+(водн.)+SCN-(водн.)⇌AgSCN(s). Уменьшение концентрации SCN смещает первое равновесие в растворе влево, уменьшая концентрацию (и осветляя цвет) Fe(SCN) 2+ .(кредит: модификация работы Марка Отта)

Влияние изменения концентрации на систему, находящуюся в равновесии, далее иллюстрируется равновесием этой химической реакции:

h3(г)+I2(г)⇌2HI(г)Kc=50,0при 400°CCh3(г)+I2(г)⇌2HI(г)Kc=50,0при 400°C

Числовые значения для этого примера были определены экспериментально. Смесь газов при 400 °C с [H 2 ] = [I 2 ] = 0,221 M и [HI] = 1,563 M находится в равновесии; для этой смеси Q c = K c = 50. 0. Если H 2 ввести в систему так быстро, что его концентрация удвоится до того, как он начнет реагировать (новое [H 2 ] = 0,442 M ), реакция сместится так, что будет достигнуто новое равновесие, при котором [H 2 ] = 0,374 M , [I 2 ] = 0,153 M и [HI] = 1,692 M . Это дает:

Qc=[HI]2[h3][I2]=(1,692)2(0,374)(0,153)=50,0=KcQc=[HI]2[h3][I2]=(1,692)2(0,374)(0,153)= 50,0=Кс

Мы усилили эту систему, введя дополнительные H 2 .Напряжение снимается, когда реакция смещается вправо, расходуя часть (но не весь) избыток H 2 , уменьшая количество несвязанного I 2 и образуя дополнительный HI.

Влияние изменения давления на равновесие

Иногда мы можем изменить положение равновесия, изменив давление в системе. Однако изменения давления имеют измеримый эффект только в системах, в которых участвуют газы, и то только тогда, когда химическая реакция вызывает изменение общего числа молекул газа в системе. Простой способ распознать такую ​​систему — найти разное количество молей газа на сторонах реагента и продукта равновесия. При оценке давления (а также связанных с ним факторов, таких как объем) важно помнить, что константы равновесия определяются относительно концентрации (для K c ) или парциального давления (для K P ). Некоторые изменения общего давления, такие как добавление инертного газа, который не является частью равновесия, изменят общее давление, но не парциальные давления газов в выражении константы равновесия.Таким образом, добавление газа, не участвующего в равновесии, не нарушит равновесия.

Ссылка на обучение

Перейдите по этой ссылке, чтобы увидеть наглядную демонстрацию того, как равновесие меняется при изменении давления.

По мере того, как мы увеличиваем давление газообразной системы, находящейся в равновесии, либо уменьшая объем системы, либо добавляя больше одного из компонентов равновесной смеси, мы вводим напряжение, увеличивая парциальные давления одного или нескольких компонентов. компоненты.В соответствии с принципом Ле-Шателье сдвиг равновесия, уменьшающий общее число молекул в единице объема, будет предпочтительным, поскольку это снимает напряжение. Обратная реакция будет благоприятствовать понижению давления.

Рассмотрим, что происходит, когда мы увеличиваем давление в системе, в которой NO, O 2 и NO 2 находятся в равновесии:

2NO(г)+O2(г)⇌2NO2(г)2NO(г)+O2(г)⇌2NO2(г)

Образование дополнительных количеств NO 2 снижает общее количество молекул в системе, поскольку каждый раз, когда образуются две молекулы NO 2 , расходуется всего три молекулы NO и O 2 .Это снижает общее давление, создаваемое системой, и уменьшает, но не снимает полностью напряжение повышенного давления. С другой стороны, снижение давления в системе способствует распаду NO 2 на NO и O 2 , что способствует восстановлению давления.

Теперь рассмотрим эту реакцию:

N2(г)+O2(г)⇌2NO(г)N2(г)+O2(г)⇌2NO(г)

Поскольку в ходе реакции общее число молекул в системе не изменяется, изменение давления не способствует ни образованию, ни разложению газообразного монооксида азота.

Влияние изменения температуры на равновесие

Изменение концентрации или давления нарушает равновесие, потому что отношение реакции смещается от равновесного значения. Изменение температуры системы, находящейся в равновесии, имеет другой эффект: изменение температуры фактически изменяет значение константы равновесия. Однако мы можем качественно предсказать влияние изменения температуры, рассматривая его как напряжение в системе и применяя принцип Ле Шателье.

При взаимодействии водорода с газообразным йодом выделяется тепло.

h3(г)+I2(г)⇌2HI(г)ΔH=-9,4 кДж (экзотермический) h3(г)+I2(г)⇌2HI(г)ΔH=-9,4 кДж (экзотермический)

Поскольку эта реакция является экзотермической, мы можем записать ее как произведение тепла.

h3(г)+I2(г)⇌2HI(г)+тепло3(г)+I2(г)⇌2HI(г)+тепло

Повышение температуры реакции увеличивает внутреннюю энергию системы. Таким образом, повышение температуры приводит к увеличению количества одного из продуктов этой реакции. Реакция смещается влево для снятия напряжения, наблюдается увеличение концентрации H 2 и I 2 и снижение концентрации HI. Понижение температуры этой системы снижает количество присутствующей энергии, способствует выработке тепла и способствует образованию йодистого водорода.

Когда мы меняем температуру системы, находящейся в равновесии, изменяется константа равновесия реакции. Понижение температуры в системе HI увеличивает константу равновесия: при новом равновесии концентрация HI увеличилась, а концентрация H 2 и I 2 уменьшилась.Повышение температуры уменьшает значение константы равновесия с 67,5 при 357 °С до 50,0 при 400 °С.

Температура влияет на равновесие между NO 2 и N 2 O 4 в этой реакции

N2O4(г)⇌2NO2(г)ΔH=57,20 кДж N2O4(г)⇌2NO2(г)ΔH=57,20 кДж

Положительное значение Δ H говорит нам о том, что реакция является эндотермической и может быть записано как

тепло+N2O4(г)⇌2NO2(г)тепло+N2O4(г)⇌2NO2(г)

При более высоких температурах газовая смесь имеет темно-коричневый цвет, что свидетельствует о значительном количестве коричневых молекул NO 2 . Однако если мы нагружаем систему, охлаждая смесь (забирая энергию), равновесие смещается влево, чтобы компенсировать часть энергии, потерянной при охлаждении. Концентрация бесцветного N 2 O 4 увеличивается, а концентрация коричневого NO 2 уменьшается, что приводит к обесцвечиванию коричневого цвета.

Ссылка на обучение

Эта интерактивная анимация позволяет применить принцип Ле Шателье для прогнозирования влияния изменений концентрации, давления и температуры на концентрации реагентов и продуктов.

Катализаторы не влияют на равновесие

Как мы узнали во время изучения кинетики, катализатор может увеличить скорость реакции. Хотя это увеличение скорости реакции может привести к более быстрому достижению равновесия системы (за счет ускорения прямой и обратной реакций), катализатор не влияет ни на значение константы равновесия, ни на равновесные концентрации.

Взаимодействие изменений концентрации или давления, температуры и отсутствие влияния катализатора на химическое равновесие иллюстрируется промышленным синтезом аммиака из азота и водорода по уравнению

К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)

В результате этой реакции производится большое количество аммиака. Каждый год аммиак входит в десятку крупнейших по массе химических веществ, производимых в мире. Ежегодно в США производится около 2 миллиардов фунтов.

Аммиак играет жизненно важную роль в нашей глобальной экономике. Он используется в производстве удобрений и сам по себе является важным удобрением для выращивания кукурузы, хлопка и других культур. Большие количества аммиака превращаются в азотную кислоту, которая играет важную роль в производстве удобрений, взрывчатых веществ, пластмасс, красителей и волокон, а также используется в сталелитейной промышленности.

Портрет химика

Фриц Хабер

В начале 20 века немецкий химик Фриц Габер (рис. 13.9) разработал практический процесс превращения двухатомного азота, который не может использоваться растениями в качестве питательного вещества, в аммиак, форму азота, которую растения легче всего усваивают.

К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)

Доступность азота является сильным ограничивающим фактором для роста растений. Несмотря на то, что на его долю приходится 78% воздуха, двухатомный азот (N 2 ) недоступен для питания из-за огромной стабильности тройной связи азот-азот.Чтобы растения могли использовать атмосферный азот, азот должен быть преобразован в более биодоступную форму (это преобразование называется фиксацией азота).

Габер родился в Бреслау, Пруссия (ныне Вроцлав, Польша), в декабре 1868 года. Он продолжил изучать химию и, работая в Университете Карлсруэ, разработал то, что позже стало известно как процесс Габера: каталитическое образование аммиака. из водорода и атмосферного азота при высоких температурах и давлениях. За эту работу Габер был удостоен Нобелевской премии по химии 1918 года за синтез аммиака из его элементов.Процесс Габера был благом для сельского хозяйства, поскольку он позволил больше не зависеть от добываемого сырья, такого как нитрат натрия, при производстве удобрений. В настоящее время годовой объем производства синтетических азотных удобрений превышает 100 млн тонн, а производство синтетических удобрений увеличило количество людей, которых пахотные земли могут прокормить, с 1,9 человека на гектар в 1908 году до 4,3 человека на гектар в 2008 году.

Фигура 13,9 Работа лауреата Нобелевской премии Фрица Габера произвела революцию в сельскохозяйственной практике в начале 20 века.Его работа также повлияла на стратегии военного времени, добавив химическое оружие к артиллерии.

Помимо работы в области производства аммиака, Габер также известен в истории как один из отцов химического оружия. Во время Первой мировой войны он сыграл важную роль в разработке отравляющих газов, используемых для позиционной войны. Что касается его роли в этих разработках, Хабер сказал: «В мирное время ученый принадлежит миру, но в военное время он принадлежит своей стране». Хабер защищал использование газовой войны от обвинений в бесчеловечности, говоря, что смерть есть смерть, какими бы средствами она ни была нанесена.Он служит примером этических дилемм, с которыми сталкиваются ученые во время войны, и обоюдоострым характером меча науки.

Как и Haber, изделия из аммиака могут быть многогранными. В дополнение к их ценности для сельского хозяйства соединения азота также могут быть использованы для достижения разрушительных целей. Нитрат аммония также использовался во взрывчатых веществах, включая самодельные взрывные устройства. Нитрат аммония был одним из компонентов бомбы, использованной при нападении на Альфред П.Федеральное здание Мурра в центре Оклахома-Сити, 19 апреля 1995 года.

.

Давно известно, что азот и водород вступают в реакцию с образованием аммиака. Однако производство аммиака в полезных количествах путем реакции азота и водорода стало возможным только в начале 20 века после того, как были поняты факторы, влияющие на его равновесие.

Чтобы быть практичным, промышленный процесс должен давать большой выход продукта относительно быстро. Одним из способов увеличения выхода аммиака является повышение давления в системе, в которой N 2 , H 2 и NH 3 находятся в равновесии или приближаются к равновесию.

К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)К2(г)+3h3(г)⇌2Кh4(г)

Образование дополнительных количеств аммиака снижает общее давление, создаваемое системой, и несколько уменьшает напряжение повышенного давления.

Хотя увеличение давления смеси N 2 , H 2 и NH 3 увеличит выход аммиака, при низких температурах скорость образования аммиака низкая. Например, при комнатной температуре реакция настолько медленная, что если бы мы приготовили смесь N 2 и H 2 , в течение нашей жизни не образовалось бы заметного количества аммиака.Образование аммиака из водорода и азота — экзотермический процесс:

N2(г)+3h3(г)⟶2Nh4(г)ΔH=-92,2кJN2(г)+3h3(г)⟶2Nh4(г)ΔH=-92,2кДж

Таким образом, повышение температуры для увеличения скорости снижает выход. Если мы понизим температуру, чтобы сместить равновесие в сторону образования большего количества аммиака, равновесие будет достигнуто медленнее из-за значительного снижения скорости реакции при понижении температуры.

Часть скорости образования, потерянной при работе при более низких температурах, может быть восстановлена ​​с помощью катализатора.Чистый эффект катализатора на реакцию заключается в более быстром достижении равновесия.

В коммерческом производстве аммиака условия около 500 °C, 150–900 атм и присутствие катализатора используются для получения наилучшего компромисса между скоростью, выходом и стоимостью оборудования, необходимого для производства и содержания -напорные газы при высоких температурах (рис. 13.10).

Фигура 13.10 Коммерческое производство аммиака требует тяжелого оборудования, способного выдерживать высокие температуры и давление.На этой схеме показана конструкция завода по производству аммиака.

Принцип Ле Шателье

Принцип Ле Шателье


Ле Принцип Шателье

В 1884 году французский химик и инженер Анри-Луи Ле Шателье предложил одну из центральных концепций химической равновесия. Принцип Ле Шателье может быть следующим образом: Изменение одной из переменных, которое описание системы, находящейся в равновесии, приводит к смещению положения равновесия, противодействующего эффекту этого изменения.

Принцип Ле Шателье описывает, что происходит с системой когда что-то на мгновение выводит его из равновесия. Этот раздел посвящен трем способам, которыми мы можем изменить условия химической реакции при равновесии:

(1) изменение концентрации одного из компонентов препарата реакция

(2) изменение давления в системе

(3) изменение температуры, при которой протекает реакция.


Изменения в Концентрация

Чтобы проиллюстрировать, что происходит, когда мы меняем концентрацию один из реагентов или продуктов реакции в равновесии, давайте рассмотрим следующую систему при 500 o С.

    Н 2 ( г ) + 3 H 2 ( г ) 2 NH 3 ( г )   К с = 0,040
Начальный номер:   0. 100 М   0,100 М   0    
Равновесие:   0,100 -С   0,100 — 3 С   2 С    

При решении этой задачи мы получаем следующие результаты.

Тот факт, что C мал по сравнению с начальным концентрация N 2 и H 2 делает это расчет относительно легко сделать. Но это подразумевает, что очень на самом деле в реакции образуется мало аммиака. Согласно с этом расчете, только 1% азота, присутствующего изначально, превращается в аммиак.

Что произойдет, если мы добавим достаточно N 2 , чтобы увеличить исходную концентрацию в 10 раз? реакция не может быть в равновесии, потому что слишком много N 2 в системе. Следовательно, добавление избытка одного из реагентов создает нагрузку на систему. Система реагирует, сводя к минимуму влияние этого напряжения, сдвигая равновесие в сторону продукты. Реакция приходит в равновесие, когда концентрации трех компонентов достигают следующих значения.

Путем сравнения новых равновесных концентраций с до добавления в систему избытка N 2 , мы можно увидеть величину эффекта добавления избытка N 2 .

Увеличение количества N 2 в системе на Коэффициент 10 приводит к увеличению количества NH 3 в равновесии примерно в 3 раза. Добавление избытка одного из продукты будут иметь противоположный эффект; это сместит равновесие по отношению к реагентам.


Изменения в Давление

Влияние изменения давления на газофазную реакцию зависит от стехиометрии реакции.Мы можем продемонстрировать это, посмотрев на результат сжатия следующего реакция в равновесии.

Н 2 ( г ) + 3 H 2 ( г ) 2 NH 3 ( г )  

Начнем с системы, изначально содержащей 2,5 атм N 2 и 7.5 атм H 2 при 500 o C, где K p равно 1,4 x 10 -5 , дайте реакции прийти к равновесия, а затем сжать систему в 10 раз. это сделано, мы получаем следующие результаты.

До сжатия   После сжатия
П Кh4 = 0.12 атм   П Кh4 = 8,4 атм
P N2 = 2,4 атм   P N2 = 21 атм
P h3 = 7,3 атм   P h3 = 62 атм

Перед сжатием системы парциальное давление NH 3 составляет всего около 1% от общего давления. После того, как система сжатый, парциальное давление NH 3 составляет почти 10% всего.

Эти данные дают еще один пример теории Ле Шателье. принцип. Реакция, находящаяся в равновесии, была подвергнута стрессу. в общем давлении в системе. Затем реакция перешла в направление, минимизирующее влияние этого напряжения. То реакция смещается в сторону продуктов, поскольку это снижает количество частиц в газе, тем самым уменьшая общее давление в системе, как показано на рисунке ниже.

Н 2 ( г ) + 3 H 2 ( г ) 2 NH 3 ( г )


Изменения в Температура

Изменения концентраций реагентов или продуктов реакция смещает положение равновесия, но не изменить константу равновесия реакции.

Аналогично, изменение давления при газофазной реакции смещает положение равновесия, не меняя величина константы равновесия. Изменения температуры системы, однако, влияют на положение равновесия изменение величины константы равновесия для реакция.

Химические реакции либо отдают тепло окружающей среде или поглощать тепло из окружающей среды. Если считать теплотой один из реагентов или продуктов реакции, мы можем понять Влияние изменения температуры на равновесие.Повышение температуры реакции с выделением тепла то же, что добавление большего количества одного из продуктов реакции. Это создает напряжение реакции, которое должно быть смягчено с помощью превращение некоторых продуктов обратно в реагенты.

Реакция, в которой NO 2 димеризуется с образованием N 2 O 4 дает пример влияния изменения температуры на равновесие константа для реакции. Эта реакция экзотермическая.

2 № 2 ( г ) N 2 O 4 ( г )   H o = -57,20 кДж  

Таким образом, повышение температуры этой системы эквивалентно добавление избыточного продукта в систему. Константа равновесия поэтому уменьшается с повышением температуры.

Практическая задача 7:

Прогноз влияние следующих изменений на реакцию в который SO 3 разлагается с образованием SO 2 и О 2 .

2 SO 3 ( г ) 2 SO 2 ( г ) + O 2 ( г ) H o = 197,78 кДж

(а) Повышение температуры реакции.

(б) Повышение давления на реакцию.

(c) Добавление большего количества O 2 , когда реакция равновесие.

(d) Удаление O 2 из системы, когда реакция находится в равновесии.

Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на практическое задание 7

Принцип Ле Шателье: Изменение концентрации | Химия

14.

8. Принцип Ле Шателье: изменение концентрации 90 166

Равновесная система находится в состоянии динамического равновесия, при этом прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью. Если в равновесной системе изменить условия, которые по-разному влияют на скорость этих реакций (напряжение ), то скорости перестанут быть равными, и система не будет находиться в равновесии. Впоследствии в системе произойдет результирующая реакция в направлении большей скорости (сдвиг на ), которая восстановит равновесие.Это явление резюмируется принципом Ле Шателье: 90 075, если равновесная система подвергается стрессу, система будет испытывать сдвиг в ответ на стресс, который восстанавливает равновесие 90 076.

На скорость реакции в первую очередь влияют концентрации, как описано в законе скорости реакции, и температура, как описано в уравнении Аррениуса. Следовательно, изменения концентрации и температуры являются двумя стрессами, которые могут сместить равновесие.

Влияние изменения концентрации

Если в равновесной системе изменить концентрацию реагента или продукта, скорость прямой или обратной реакции изменится.В качестве примера рассмотрим равновесную реакцию:

Когда эта система находится в равновесии, скорости прямой и обратной реакции равны.

Если система подвергается стрессу путем добавления реагента N 2 или O 2 , результирующее увеличение концентрации приводит к увеличению скорости прямой реакции, превышающей скорость обратной реакции:

В системе произойдет временная результирующая реакция в прямом направлении для восстановления равновесия ( равновесие сместится вправо ).Такой же сдвиг произойдет, если из системы будет удален некоторый продукт NO, что уменьшит скорость обратной реакции, что опять же приведет к тому же дисбалансу скоростей.

Та же самая логика может быть использована для объяснения сдвига влево, который является результатом либо удаления реагента, либо добавления продукта в равновесную систему. Оба эти напряжения приводят к увеличению скорости обратной реакции

и временная результирующая реакция в обратном направлении для восстановления равновесия.

В качестве альтернативы этой кинетической интерпретации влияние изменений концентрации на равновесие можно рационализировать с точки зрения коэффициентов реакции. Когда система находится в равновесии,

Если добавить реагент (увеличив знаменатель реакции) или удалить продукт (уменьшив числитель), то Q c < K c и равновесие сместится вправо. Обратите внимание, что три различных способа создания этого напряжения приводят к трем различным изменениям в составе равновесной смеси.Если добавить N 2 , правый сдвиг будет потреблять O 2 и производить NO по мере восстановления равновесия, давая смесь с большей концентрацией N 2 и NO и меньшей концентрацией O 2 . чем присутствовал раньше. Если добавить O 2 , новая равновесная смесь будет иметь более высокие концентрации O 2 и NO и меньшую концентрацию N 2 . Наконец, если NO удалить, новая равновесная смесь будет иметь более высокие концентрации N 2 и O 2 и меньшую концентрацию NO.Несмотря на эти различия в составе, значение константы равновесия после напряжения будет таким же, как и до (согласно закону действующих масс). Та же логика может быть применена к напряжениям, связанным с удалением реагентов или добавлением продукта, и в этом случае Q c > K c и равновесие сдвинется влево.

Этот текст был адаптирован из Openstax, Chemistry 2e, Section 13.3 Сдвигающиеся равновесия: принцип Ле-Шателье .

Сдвигающиеся равновесия: принцип Ле Шателье

13.3 Смещение равновесия: принцип Ле Шателье

Цели обучения

  1. Дайте определение Принцип Ле Шателье .
  2. Предсказать направление смещения равновесия под нагрузкой.

Как только установится равновесие, реакция закончится, верно? Не совсем. Экспериментатор имеет некоторую возможность влиять на равновесие.

Химическое равновесие можно сдвинуть, изменив условия, в которых находится система. Мы говорим, что «напрягаем» равновесие. Когда мы подчеркиваем равновесие, химическая реакция больше не находится в равновесии, и реакция начинает двигаться обратно к равновесию таким образом, чтобы уменьшить напряжение. Формальное утверждение называется принципом Ле Шателье. Если равновесие нарушено, то реакция смещается, чтобы уменьшить напряжение. Если равновесие нарушено, то реакция смещается, чтобы уменьшить напряжение.

Существует несколько способов подчеркнуть равновесие. Один из способов заключается в добавлении или удалении продукта или реагента в равновесной химической реакции. Когда добавляется дополнительный реагент, равновесие смещается, чтобы уменьшить это напряжение: получается больше продукта. Когда добавляется дополнительный продукт, равновесие смещается в сторону реагентов, чтобы уменьшить напряжение. Если реагент или продукт удаляются, равновесие смещается в сторону образования большего количества реагента или продукта, соответственно, чтобы компенсировать потери.

Пример 6

Учитывая эту реакцию в равновесии:

К2+ 3h3⇄2Кh4

В каком направлении — к реагентам или к продуктам — смещается реакция, если равновесие нарушается каждым изменением?

  1. H 2 добавлен.
  2. NH 3 добавлен.
  3. NH 3 удален.

Раствор

  1. Если добавить H 2 , реагента будет больше, поэтому реакция сместится в сторону продуктов, чтобы уменьшить добавленный H 2 .
  2. Если добавить NH 3 , то теперь будет больше продукта, поэтому реакция сместится в сторону реагентов, чтобы уменьшить добавленный NH 3 .
  3. Если удалить NH 3 , продукта будет меньше, поэтому реакция сместится в сторону продуктов, которые заменят удаленный продукт.

Проверь себя

Учитывая эту реакцию в равновесии:

CO(г) + Br2(г)⇄COBr2(г)

В каком направлении — к реагентам или к продуктам — смещается реакция, если равновесие нарушается каждым изменением?

  1. Br 2 удален.
  2. COBr 2 добавлен.

Ответы

  1. по отношению к реагентам
  2. по отношению к реагентам

Стоит отметить, что при добавлении или удалении реагентов или продуктов значение K экв не меняется .Химическая реакция просто смещается предсказуемым образом, чтобы восстановить концентрации, так что выражение K eq возвращается к правильному значению.

Как равновесие реагирует на изменение давления? Изменения давления не оказывают заметного влияния на твердую или жидкую фазы. Однако давление сильно влияет на газовую фазу. Согласно принципу Ле Шателье, при повышении давления равновесие смещается в сторону реакции с меньшим количеством молей газа, а при понижении давления равновесие смещается в сторону реакции с большим количеством молей газа.Если количество молей газа одинаково на обеих сторонах реакции, давление не имеет значения.

Пример 7

Как изменится это равновесие, если увеличить давление?

N2(г) + 3h3(г)⇄2Nh4(г)

Решение

Согласно принципу Ле Шателье, если давление увеличить, то равновесие сместится в сторону с меньшим числом молей газа. Эта конкретная реакция показывает в общей сложности 4 моля газа в качестве реагентов и 2 моля газа в качестве продуктов, поэтому реакция смещается в сторону продуктов.

Проверь себя

Как изменится это равновесие, если давление уменьшится?

3O2(г)⇄2O3(г)

Ответить

Реакция смещается в сторону реагентов.

Как влияет изменение температуры на равновесие? Это зависит от того, является ли реакция эндотермической или экзотермической. Напомним, что эндотермический означает, что энергия поглощается химической реакцией, а экзотермический означает, что энергия выделяется реакцией.Таким образом, энергию можно рассматривать как реагент или продукт, соответственно, реакции:

эндотермический: энергия + реагенты → продукты экзотермический: реагенты → продукты + энергия

Поскольку температура является мерой энергии системы, повышение температуры можно рассматривать как добавление энергии. Реакция будет протекать так, как будто добавляется реагент или продукт, и будет действовать соответственно, смещаясь в другую сторону. Например, если температура повышается для эндотермической реакции, по существу добавляется реагент, поэтому равновесие смещается в сторону продуктов.Снижение температуры эквивалентно уменьшению количества реагента (для эндотермических реакций) или продукта (для экзотермических реакций), и соответственно смещается равновесие.

Пример 8

Предскажите влияние повышения температуры на это равновесие.

PCl3 + Cl2⇄PCl5 + 60 кДж

Решение

Поскольку энергия указана как продукт, она производится, поэтому реакция является экзотермической. Если температура повышается, продукт добавляется к равновесию, поэтому равновесие смещается, чтобы свести к минимуму добавление дополнительного продукта: оно смещается обратно в сторону реагентов.

Проверь себя

Предскажите влияние понижения температуры на это равновесие.

N2O4 + 57 кДж⇄2NO2

Ответить

Равновесие смещается в сторону реагентов.

В случае температуры значение равновесия изменилось, потому что K экв. зависит от температуры. Вот почему равновесия смещаются при изменении температуры.

КатализаторВещество, увеличивающее скорость реакции.это вещество, которое увеличивает скорость реакции. В целом катализатор не является реагентом и не расходуется, но все же влияет на скорость протекания реакции. Однако катализатор не влияет на степень или положение реакции в равновесии. Это помогает реакции быстрее достичь равновесия.

Химия повсюду: равновесие в саду

Гортензии – распространенные цветковые растения по всему миру. Хотя многие гортензии белые, есть один распространенный вид ( Hydrangea macrophylla ), цветы которого могут быть красными или синими, как показано на прилагаемом рисунке.Как получается, что у растения могут быть такие разноцветные цветы?

Интересно, что цвет цветов обусловлен кислотностью почвы, в которой посажена гортензия. Проницательный садовник может отрегулировать pH почвы и фактически изменить цвет цветов. Однако не ионы H + или OH влияют на окраску цветков. Скорее, именно присутствие алюминия вызывает изменение цвета.

Растворимость алюминия в почве и, следовательно, способность растений поглощать его зависят от кислотности почвы. Если почва относительно кислая, алюминий лучше растворяется, и растения легче его усваивают. В этих условиях цветки гортензии голубые, так как ионы Al взаимодействуют с антоциановыми пигментами в растении. В более основных почвах алюминий растворяется хуже, и в этих условиях цветки гортензии красные. Садоводы, которые меняют pH почвы, чтобы изменить цвет цветков гортензии, таким образом, используют принцип Ле Шателье: количество кислоты в почве изменяет равновесие растворимости алюминия, что, в свою очередь, влияет на цвет цветов.

Ключевые выводы

  • Принцип Ле Шателье описывает, как смещается равновесие при изменении условий равновесия.
  • Направление сдвига можно предсказать по изменениям концентрации, температуры или давления.
  • Катализаторы не влияют на положение равновесия; они помогают реакциям быстрее прийти к равновесию.

Упражнения

  1. Дайте определение Принцип Ле Шателье .

  2. Что понимается под стрессом? Какими способами может быть нарушено равновесие?

  3. Учитывая это равновесие, предскажите направление смещения для каждого напряжения.

    h3(g) + I2(s) + 53 кДж⇄2HI(g)
    1. пониженная температура
    2. повышенное давление
    3. удаление HI
  4. Учитывая это равновесие, предскажите направление смещения для каждого напряжения.

    h3(г) + F2(г)⇄2HF(г) + 546 кДж
    1. повышенная температура
    2. дополнение H 2
    3. пониженное давление
  5. Учитывая это равновесие, предскажите направление смещения для каждого напряжения.

    2SO2(г) + O2(г)⇄2SO3(г) + 196 кДж
    1. удаление SO 3
    2. дополнение O 2
    3. пониженная температура
  6. Учитывая это равновесие, предскажите направление смещения для каждого из перечисленных напряжений.

    CO2(г) + C(т) + 171 кДж⇄2CO(г)
    1. добавление CO
    2. повышенное давление
    3. добавление катализатора
  7. Синтез NH 3 использует эту химическую реакцию.

    N2(г) + 3h3(г)⇄2Nh4(г) + 92 кДж

    Определите три напряжения, которые можно приложить к равновесию, чтобы максимизировать количество NH 3 .

  8. Синтез CaCO 3 использует эту химическую реакцию.

    CaO(т) + CO2(г)⇄CaCO3(т) + 180 кДж

    Определите три напряжения, которые можно приложить к равновесию, чтобы максимизировать количество CaCO 3 .

ответы

  1. Когда равновесие нарушается, равновесие смещается, чтобы минимизировать это напряжение.

    1. по отношению к реагентам
    2. по отношению к реагентам
    3. к продуктам
    1. к продуктам
    2. к продуктам
    3. к продуктам
  2. повышенное давление, пониженная температура, удаление NH 3

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.