Der Zustand des chemischen Gleichgewichts hängt von einer Reihe von Faktoren ab: Temperatur, Druck, Konzentration der reagierenden Stoffe. Schauen wir uns den Einfluss dieser Faktoren genauer an.
Eine Änderung der Konzentration der Komponenten eines Gleichgewichtssystems bei konstanter Temperatur verschiebt das Gleichgewicht, der Wert der Gleichgewichtskonstante ändert sich jedoch nicht. Wenn die Konzentration der Substanz A (oder B) für eine Reaktion erhöht wird, erhöht sich die Geschwindigkeit der Hinreaktion, die Geschwindigkeit der Rückreaktion zum Anfangszeitpunkt ändert sich jedoch nicht. Das Gleichgewicht wird gestört. Dann beginnt die Konzentration der Ausgangsstoffe zu sinken und die Konzentration der Reaktionsprodukte zuzunehmen, und zwar so lange, bis sich ein neues Gleichgewicht einstellt. In solchen Fällen verschiebt sich das Gleichgewicht entweder in Richtung der Bildung von Reaktionsprodukten oder nach rechts.
Bestimmen Sie auf die gleiche Weise selbst, wohin sich das Gleichgewicht verschiebt, wenn die Konzentration der Substanz C erhöht wird; Reduzieren Sie die Konzentration der Substanz D.
Durch Ändern der Konzentrationen der Komponenten können Sie das Gleichgewicht in die gewünschte Richtung verschieben und so die Ausbeute an Reaktionsprodukten erhöhen oder verringern; eine vollständigere Nutzung der Ausgangsstoffe erreichen oder umgekehrt
Um die zweite Aufgabe abzuschließen, denken Sie daran, dass die direkte Reaktion so lange fortgesetzt wird, bis eine der Komponenten A oder B abgeschlossen ist. Aus der Reaktionsgleichung geht hervor, dass die Reagenzien in äquimolaren* Mengen reagieren und ihre Konzentrationen entsprechend den Bedingungen gleich sind das Problem. Folglich enden die Stoffe A und B, die eine Reaktion eingehen, gleichzeitig. Aus der Reaktionsgleichung geht auch klar hervor, dass bei der Umsetzung von einem Mol Stoff A zwei Mol Stoff C und ein Mol Stoff D entstehen. Also zu der bereits im System vorhandenen Menge der Stoffe C und D noch etwas mehr wird hinzugefügt werden. Nach einer einfachen Rechnung erhalten wir das gewünschte Ergebnis:
[A] = [B] = 0 mol/l; [C] = 2 +2 = 4 mol/l; [D] = 2 +1 = 3 mol/l.
Führen Sie eine ähnliche Argumentation für die dritte Aufgabe durch und denken Sie daran, dass die Stoffe C und D im Verhältnis 2:1 reagieren und die Berechnung entsprechend der Menge des Stoffes erfolgen muss, der knapp ist (identifizieren Sie diesen Stoff). Führen Sie die Berechnungen durch und erhalten Sie das Ergebnis:
[A] = [B] = 1+2/2 = 2 mol/l; [C] = 0 mol/l; [D] = 2-2/2 = 1 mol/l.
Die Gleichgewichtskonstante der Reaktion A + B C + D ist gleich eins. Anfangskonzentration [A]o = 0,02 mol/l. Wie viel Prozent der Substanz A werden umgewandelt, wenn die Anfangskonzentrationen von [B]o 0,02 betragen; 0,1; 0,2?
Bezeichnen wir mit x die Gleichgewichtskonzentration der Substanz A und schreiben wir den Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante auf. Die Gleichgewichtskonzentration der Substanz B wird ebenfalls gleich x sein. Die Konzentrationen der Reaktionsprodukte (C und D) sind einander gleich und betragen 0,02. (Zeigen Sie dies anhand der Reaktionsgleichung.)
Schreiben wir den Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante auf.
Kravn. = (0,02 - x)(0,02 - x)/x2 = 1
Nachdem wir die Gleichung nach x gelöst haben, erhalten wir das Ergebnis: x = 0,01. Folglich wurde im ersten Fall die Hälfte der Substanz A (oder 50 %) einer Umwandlung unterzogen.
Im zweiten Fall ist die Gleichgewichtskonstante gleich
Kravn. = (0,02 - x)(0,02 - x)/(0,1- (0,02 - x)) = 1
Holen Sie sich diesen Ausdruck selbst und überprüfen Sie nach dem Lösen der Gleichung das erhaltene Ergebnis (x = 0,003). Folglich gingen (0,02 – 0,003) Mol der Substanz A in die Reaktion ein, was 83,5 % entspricht.
Lösen Sie das Problem für den dritten Fall selbst und lösen Sie dasselbe Problem, indem Sie mit x die Menge der Substanz angeben, die reagiert hat.
Aus den erzielten Ergebnissen lässt sich eine wichtige Schlussfolgerung ziehen. Um den Anteil einer Substanz zu erhöhen, die bei konstanter Gleichgewichtskonstante reagiert, ist es notwendig, die Menge des zweiten Reagens im System zu erhöhen. Ein ähnliches Problem entsteht beispielsweise bei der chemischen Verwertung von Abfällen.
Wenn die Temperatur steigt, erhöht sich die Geschwindigkeit sowohl der Vorwärts- als auch der Rückreaktion. Wenn die Vorwärtsreaktion jedoch endotherm ist (?H > 0), erhöht sich die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion stärker als die Geschwindigkeit der Rückreaktion, und das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung Produktbildung, also nach rechts. Bei einem negativen thermischen Effekt der Hinreaktion (exotherme Reaktion) erhöht sich die Geschwindigkeit der Rückreaktion stärker und das Gleichgewicht verschiebt sich nach links.
Betrachten Sie selbst alle möglichen Fälle einer Gleichgewichtsverschiebung bei sinkender Temperatur.
Abbildung 5 zeigt, dass die Differenz E"a - E"a gleich ?H der Reaktion ist, was bedeutet, dass der Wert der Gleichgewichtskonstante von der Größe des thermischen Effekts der Reaktion abhängt, d. h. hängt davon ab, ob die Reaktion endo- oder exotherm ist.
Die Gleichgewichtskonstante einer bestimmten Reaktion beträgt bei 293°K 5·10-3 und bei 1000°K 2·10-6. Was ist das Zeichen für den thermischen Effekt dieser Reaktion?
Aus den Bedingungen des Problems folgt, dass mit steigender Temperatur die Gleichgewichtskonstante abnimmt. Lassen Sie uns den Ausdruck (22) verwenden und sehen, welches Vorzeichen die DH-Reaktion haben muss, damit die Konstante abnimmt.
Kravn. wird durch eine Exponentialfunktion dargestellt, deren Wert mit abnehmendem Argument abnimmt, in unserem Fall der Wert des Ausdrucks DH/RT. Damit der Wert des Arguments sinkt, muss der Wert von DH negativ sein. Daher ist die betreffende Reaktion exotherm.
Druckänderungen beeinflussen den Zustand von Systemen, die gasförmige Bestandteile enthalten, erheblich. In diesem Fall ändert sich gemäß den Gasgesetzen das Volumen des Systems, was zu einer Änderung der Konzentration gasförmiger Stoffe (bzw. deren Partialdrücke) führt. Mit steigendem Druck nimmt also das Volumen ab und die Konzentration gasförmiger Stoffe nimmt zu. Eine Konzentrationserhöhung führt, wie wir bereits wissen, zu einer Gleichgewichtsverschiebung hin zum Verbrauch des Reagens, wodurch dessen Konzentration zunimmt. In diesem Fall kann man dies etwas anders formulieren. „Mit zunehmendem Druck verschiebt sich das Gleichgewicht hin zu einer geringeren Menge an gasförmigen Stoffen oder einfacher gesagt zu einer Abnahme der Molekülzahl gasförmiger Stoffe.“ Die Konzentration fester und flüssiger Stoffe ändert sich nicht mit dem Druck.
Betrachten Sie das klassische Beispiel der Synthese von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff
3H2 + N2 - 2NH3 , (DN< 0).
Da das System nur aus gasförmigen Stoffen besteht und mit der Bildung von Ammoniak die Anzahl der Moleküle abnimmt, verschiebt sich das Gleichgewicht mit zunehmendem Druck nach rechts, hin zu einer höheren Ammoniakausbeute. Daher wird die industrielle Synthese von Ammoniak bei erhöhtem Druck durchgeführt.
Schlagen Sie Ihre eigenen Temperaturbedingungen für die Ammoniaksynthese vor, unter Berücksichtigung der thermischen Wirkung der Reaktion und unter der Voraussetzung einer maximalen Produktausbeute. In welcher Beziehung stehen diese Bedingungen zu den kinetischen Faktoren des Prozesses?
Wie wird das Gleichgewicht der folgenden Reaktionen durch eine Druckerhöhung beeinflusst?
Inhibitor der chemischen Kinetik eines Katalysators
CaCO3(c.) - CaO(c.) + CO2(g.);
4Fe(c.) + 3O2(g.) - 2Fe2O3(c.).
Bei der ersten Reaktion ist nur Kohlendioxid CO2 gasförmig, daher verschiebt sich das Gleichgewicht mit zunehmendem Druck nach links, hin zu einer Abnahme der Menge an gasförmigem Stoff.
Betrachten Sie den zweiten Fall selbst.
Wie sollte der Druck bei diesen Reaktionen verändert werden, um eine höhere Produktausbeute zu erzielen?
Alle Fälle von Zustandsänderungen eines Gleichgewichtssystems unter äußeren Einflüssen können durch die Formulierung des Prinzips von Le Chatelier verallgemeinert werden:
Wird auf ein System im Gleichgewichtszustand ein äußerer Einfluss ausgeübt, verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, die die Wirkung des äußeren Einflusses abschwächt.
Prüfen Sie, ob das Prinzip von Le Chatelier in allen oben diskutierten Fällen gilt.
Nennen Sie Beispiele für sich verschiebende Gleichgewichte, wenn sich äußere Bedingungen ändern, und erklären Sie diese anhand des Prinzips von Le Chatelier.
Daher haben wir die Hauptprobleme im Zusammenhang mit den Mustern chemischer Reaktionen betrachtet. Durch die Kenntnis dieser Muster können Sie die Bedingungen für die Durchführung bestimmter Prozesse sinnvoll beeinflussen, um ein optimales Ergebnis zu erzielen.
Fragen zur Selbstkontrolle
- 1. Welche Reaktionen werden als reversibel bezeichnet?
- 2. Wie und warum ändern sich die Geschwindigkeiten von Vorwärts- und Rückreaktionen im Laufe der Zeit?
- 3. Was nennt man chemisches Gleichgewicht?
- 4. Welche Größe charakterisiert quantitativ das chemische Gleichgewicht?
- 5. Wovon hängt der Wert der Gleichgewichtskonstante ab: von der Konzentration der Reaktanten; die Art der reagierenden Substanzen; allgemeiner Druck; Temperatur; Anwesenheit eines Katalysators?
- 6. Welche Zeichen sind charakteristisch für ein echtes chemisches Gleichgewicht?
- 7. Was ist der Unterschied zwischen einem falschen chemischen Gleichgewicht und einem echten Gleichgewicht?
- 8. Formulieren Sie das Prinzip von Le Chatelier.
- 9. Formulieren Sie Konsequenzen aus dem Prinzip von Le Chatelier.
Aufgabe 2 von 15
2 .
Chemisches Gleichgewicht im System
C 4 H 10 (g) ⇄ C 4 H 6 (g) + 2H 2 (g) − Q
wird sich in Richtung der Ausgangsstoffe verschieben, wenn
Rechts
Nach dem Prinzip von Le Chatelier -
Falsch
Nach dem Prinzip von Le Chatelier - Wenn ein Gleichgewichtssystem von außen beeinflusst wird und sich dadurch einer der Faktoren ändert, die die Gleichgewichtslage bestimmen, dann nimmt die Richtung des Prozesses im System zu, der diesen Einfluss abschwächt.
Wenn die Temperatur sinkt (äußerer Einfluss – Abkühlung des Systems), neigt das System dazu, die Temperatur zu erhöhen, was bedeutet, dass sich der exotherme Prozess (Rückreaktion) verstärkt, das Gleichgewicht verschiebt sich nach links, in Richtung der Reagenzien.
Aufgabe 3 von 15
3 .
Gleichgewicht in der Reaktion
CaCO 3 (tv) = CaO (tv) + CO 2 (g) - Q
wird sich in Richtung Produkte verlagern, wenn
Rechts
Nach dem Prinzip von Le Chatelier - e Wenn ein Gleichgewichtssystem von außen beeinflusst wird und sich dadurch einer der Faktoren ändert, die die Gleichgewichtslage bestimmen, dann verstärkt sich die Richtung des Prozesses im System, der diesen Einfluss abschwächt –
Falsch
Nach dem Prinzip von Le Chatelier - e Wenn ein Gleichgewichtssystem von außen beeinflusst wird und sich dadurch einer der Faktoren ändert, die die Gleichgewichtslage bestimmen, dann verstärkt sich die Richtung des Prozesses im System, der diesen Einfluss abschwächt – Wenn die Temperatur steigt (Erwärmung), neigt das System dazu, die Temperatur zu senken, was bedeutet, dass der Prozess der Wärmeaufnahme intensiviert wird und sich das Gleichgewicht in Richtung der endothermen Reaktion verschiebt, d. h. gegenüber den Produkten.
Aufgabe 4 von 15
4 .
Gleichgewicht in der Reaktion
C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) = C 2 H 5 OH (g) + Q
wird sich in Richtung des Produkts verschieben, wenn
Rechts
Nach dem Prinzip von Le Chatelier - e
Falsch
Nach dem Prinzip von Le Chatelier - e Wenn ein Gleichgewichtssystem von außen beeinflusst wird und sich dadurch einer der Faktoren ändert, die die Gleichgewichtslage bestimmen, dann nimmt die Richtung des Prozesses im System zu, der diesen Einfluss abschwächt - Mit steigendem Gesamtdruck tendiert das System dazu, ihn zu senken, das Gleichgewicht verschiebt sich hin zu einer geringeren Menge gasförmiger Stoffe, also hin zu Produkten.
Aufgabe 5 von 15
5 .
O 2 (g) + 2CO (g) ⇄ 2CO 2 (g) + Q
A. Wenn die Temperatur sinkt, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht in diesem System in Richtung der Reaktionsprodukte.
B. Wenn die Kohlenmonoxidkonzentration abnimmt, verschiebt sich das Gleichgewicht des Systems in Richtung der Reaktionsprodukte.
Rechts
Falsch
Nur A ist wahr, nach dem Prinzip von Le Chatelier verschiebt sich das chemische Gleichgewicht mit sinkender Temperatur in Richtung der exothermen Reaktion, also der Reaktionsprodukte. Aussage B ist falsch, denn wenn die Konzentration von Kohlenmonoxid abnimmt, neigt das System dazu, diese zu erhöhen, d.
Aufgabe 6 von 15
6 .
Mit steigendem Druck steigt die Ausbeute an Produkt(en) in einer reversiblen Reaktion
Rechts
Falsch
Nach dem Prinzip von Le Chatelier - e Wenn ein Gleichgewichtssystem von außen beeinflusst wird und sich dadurch einer der Faktoren ändert, die die Gleichgewichtslage bestimmen, dann nimmt die Richtung des Prozesses im System zu, der diesen Einfluss abschwächt - Mit steigendem Druck neigt das System dazu, ihn zu senken, und das Gleichgewicht verschiebt sich hin zu einer geringeren Menge gasförmiger Substanzen. Das heißt, bei Reaktionen, bei denen die Menge an gasförmigen Stoffen auf der rechten Seite der Gleichung (in den Produkten) geringer ist als auf der linken Seite (in den Reaktanten), führt eine Druckerhöhung zu einer Erhöhung der Ausbeute an Produkt(e), d. h. das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Produkte. Diese Bedingung ist nur bei der zweiten Option erfüllt – auf der linken Seite – 2 Mol Gas, auf der rechten Seite – 1 Mol Gas.
In diesem Fall tragen feste und flüssige Stoffe nicht zur Gleichgewichtsverschiebung bei. Wenn die Mengen gasförmiger Stoffe auf der rechten und linken Seite der Gleichung gleich sind, führt eine Druckänderung nicht zu einer Gleichgewichtsverschiebung.
Aufgabe 7 von 15
7 .
Das chemische Gleichgewicht im System verschieben
H 2 (g) + Br 2 (g) ⇄ 2HBr (g) + Q
gegenüber dem Produkt ist notwendig
Rechts
Falsch
Nach dem Prinzip von Le Chatelier reagiert das System auf äußere Einflüsse. Daher kann sich das Gleichgewicht nach rechts, zum Produkt hin, verschieben, wenn die Temperatur gesenkt, die Konzentration der Ausgangsstoffe erhöht oder die Menge der Reaktionsprodukte verringert wird. Da die Mengen gasförmiger Stoffe auf der rechten und linken Seite der Gleichung gleich sind, führt eine Druckänderung nicht zu einer Gleichgewichtsverschiebung. Die Zugabe von Brom führt zu einer Intensivierung der Prozesse, die es verbrauchen, d. h. das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung Produkte.
Aufgabe 8 von 15
8 .
Im System
2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g) + QEine Verschiebung des chemischen Gleichgewichts nach rechts wird auftreten, wenn
Rechts
Falsch
Reduzieren Sie die Temperatur (d. h. die direkte Reaktion ist exotherm), erhöhen Sie die Konzentration der Ausgangsstoffe oder reduzieren Sie die Menge an Reaktionsprodukten oder erhöhen Sie den Druck (da die direkte Reaktion mit einer Verringerung des Gesamtvolumens der gasförmigen Stoffe abläuft).
Aufgabe 9 von 15
9 .
Sind die folgenden Urteile über die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts im System richtig?
CO (g) + Cl 2 (g) ⇄ COCl 2 (g) + Q
A. Wenn der Druck steigt, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht in Richtung des Reaktionsprodukts.
B. Wenn die Temperatur sinkt, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht in diesem System in Richtung des Reaktionsprodukts.
Rechts
Nach dem Prinzip von Le Chatelier reagiert das System auf äußere Einflüsse. Daher ist es möglich, das Gleichgewicht nach rechts in Richtung des Produkts zu verschieben Temperatur reduzieren den Blutdruck erhöhen
Falsch
Nach dem Prinzip von Le Chatelier reagiert das System auf äußere Einflüsse. Daher ist es möglich, das Gleichgewicht nach rechts in Richtung des Produkts zu verschieben Temperatur reduzieren(d. h. die direkte Reaktion ist exotherm), die Konzentration der Ausgangsstoffe erhöhen oder die Menge der Reaktionsprodukte verringern oder den Blutdruck erhöhen(da die direkte Reaktion mit einer Abnahme des Gesamtvolumens gasförmiger Stoffe erfolgt). Somit sind beide Urteile richtig.
Aufgabe 10 von 15
10 .
Im System
SO 2 (g) + Cl 2 (g) ⇄ SO 2 Cl 2 (g) + Q
Die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts nach rechts trägt dazu bei
Rechts
Falsch
Aufgabe 11 von 15
11 .
In welchem System verschiebt eine Erhöhung der Wasserstoffkonzentration das chemische Gleichgewicht nach links?
Rechts
Falsch
Nach dem Prinzip von Le Chatelier neigt das System dazu, die Konzentration einer Komponente zu verringern, d. h. sie zu verbrauchen, wenn die Konzentration zunimmt. Bei einer Reaktion, bei der Wasserstoff das Produkt ist, verschiebt eine Erhöhung seiner Konzentration das chemische Gleichgewicht nach links, in Richtung seines Verbrauchs.
Aufgabe 12 von 15
12 .
Mit zunehmendem Gesamtdruck verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Reaktionsprodukte
Rechts
Nach dem Prinzip von Le Chatelier - e Wenn ein Gleichgewichtssystem von außen beeinflusst wird und sich dadurch einer der Faktoren ändert, die die Gleichgewichtslage bestimmen, dann nimmt die Richtung des Prozesses im System zu, der diesen Einfluss abschwächt -
Falsch
Nach dem Prinzip von Le Chatelier - e Wenn ein Gleichgewichtssystem von außen beeinflusst wird und sich dadurch einer der Faktoren ändert, die die Gleichgewichtslage bestimmen, dann nimmt die Richtung des Prozesses im System zu, der diesen Einfluss abschwächt - Wenn der Gesamtdruck zunimmt, neigt das System dazu, ihn zu senken, und das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung einer geringeren Menge gasförmiger Substanzen. Erst bei der vierten Variante enthalten die Produkte weniger gasförmige Stoffe, d.h. Eine direkte Reaktion läuft mit einer Volumenabnahme ab, sodass eine Erhöhung des Gesamtdrucks das Gleichgewicht in Richtung der Produkte dieser Reaktion verschiebt.
Aufgabe 1 von 15
1 .
Wenn der Gesamtdruck abnimmt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Reaktionsprodukte
Rechts
e
Falsch
Nach dem Prinzip von Le Chatelier - Ein Druckabfall führt zu einer Intensivierung drucksteigernder Prozesse, was bedeutet, dass sich das Gleichgewicht hin zu einer größeren Anzahl gasförmiger Partikel (die Druck erzeugen) verschiebt. Nur im zweiten Fall sind in den Produkten (auf der rechten Seite der Gleichung) mehr gasförmige Stoffe enthalten als in den Reaktanten (auf der linken Seite der Gleichung).
Aufgabe
Geben Sie an, wie sich dies auf Folgendes auswirkt:
a) Druckanstieg;
b) Temperaturanstieg;
c) eine Erhöhung der Sauerstoffkonzentration, um das System auszugleichen:
2CO (G) + O 2 (G) ↔ 2CO 2 (G) + Q
Lösung:
a) Eine Druckänderung verschiebt das Gleichgewicht von Reaktionen gasförmiger Stoffe (d). Bestimmen wir die Volumina gasförmiger Stoffe vor und nach der Reaktion anhand stöchiometrischer Koeffizienten:
Nach dem Prinzip von Le Chatelier gilt: mit steigendem Druck , das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung BildungI Substanzen besetzen weniger o b b wir essen, daher verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts, d.h. zur Bildung von CO 2, zur direkten Reaktion (→) .
b) Nach dem Prinzip von Le Chatelier gilt: wenn die Temperatur steigt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der endothermen Reaktion (- Q ), d.h. hin zur Rückreaktion – der Zersetzungsreaktion von CO 2 (←) , Weil nach dem Energieerhaltungssatz:
Q - 2 CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g) + Q
V) Mit zunehmender Sauerstoffkonzentration das Gleichgewicht des Systems verschiebt sich zur Produktion von CO 2 beitragen (→) WeilEine Erhöhung der Konzentration der Reaktanten (flüssig oder gasförmig) verschiebt sich in Richtung Produkte, d. h. hin zur direkten Reaktion.
Zusätzlich:
Beispiel 1. Wie oft ändert sich die Geschwindigkeit der Vorwärts- und Rückreaktion im System:
2 ALSO 2 (d) +Ö 2 (g) = 2ALSO 3 (G)
wenn das Volumen des Gasgemisches um das Dreifache reduziert wird? In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht des Systems?
Lösung. Bezeichnen wir die Konzentrationen der Reaktanten: [ALSO 2 ]= A , [UM 2 ] = B , [ ALSO 3 ] = Mit. Nach dem Gesetz der Massengeschwindigkeitv direkte und umgekehrte Reaktionen vor Volumenänderungen:
v usw = Ka 2 B
v arr. = ZU 1 Mit 2 .
Nach einer Verdreifachung des Volumens eines homogenen Systems erhöht sich die Konzentration jedes Reaktanten um das Dreifache: [ALSO 2 ] = 3 A , [UM 2 ] = 3 B ; [ ALSO 3 ] = 3 Mit . In neuen Geschwindigkeitskonzentrationenv ’ Vorwärts- und Rückwärtsreaktion:
v ’ usw = ZU (3 A ) 2 (3 B ) = 27 Ka 2 B
v ’ arr. = ZU 1 (3 Mit ) 2 = 9 ZU 1 Mit 2
Von hier:
Folglich erhöhte sich die Geschwindigkeit der Hinreaktion um das 27-fache und die Geschwindigkeit der Rückreaktion nur um das Neunfache. Das Gleichgewicht des Systems hat sich in Richtung Bildung verschobenALSO 3 .
Beispiel 2. Berechnen Sie, wie oft sich die Geschwindigkeit einer in der Gasphase ablaufenden Reaktion erhöht, wenn die Temperatur von 30 auf 70 °C steigt Ö C, wenn der Temperaturkoeffizient der Reaktion 2 beträgt.
Lösung. Die Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Temperatur wird durch die empirische Van't-Hoff-Regel nach der Formel bestimmt:
Daher die Reaktionsgeschwindigkeitν T 2 bei einer Temperatur von 70 Ö Mit mehr Reaktionsgeschwindigkeitν T 1 bei einer Temperatur von 30 Ö C 16 Mal.
Beispiel 3. Gleichgewichtskonstante eines homogenen Systems:
CO(g) + H 2 O(g) = CO 2 (g) + N 2 (G)
bei 850 Ö C ist gleich 1. Berechnen Sie die Konzentrationen aller Substanzen im Gleichgewicht, wenn die Anfangskonzentrationen sind: [CO] ref =3 mol/l, [H 2 UM] ref = 2 mol/l.
Lösung. Im Gleichgewicht sind die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion gleich, und das Verhältnis der Konstanten dieser Geschwindigkeiten ist konstant und wird als Gleichgewichtskonstante des gegebenen Systems bezeichnet:
v pr = ZU 1 [TRAUM 2 UM]
v arr. = K 2 [CO 2 ][N 2 ]
In der Problemstellung werden die Anfangskonzentrationen angegeben, während im AusdruckZU R umfasst nur die Gleichgewichtskonzentrationen aller Stoffe im System. Nehmen wir an, dass zum Zeitpunkt der Gleichgewichtskonzentration [CO 2 ] R = X mol/l. Gemäß der Systemgleichung beträgt auch die Anzahl der gebildeten WasserstoffmoleX mol/l. Die gleiche Anzahl von Molen (X mol/l) CO und H 2 O wird für Bildung ausgegebenX Mole CO 2 und N 2 . Daher sind die Gleichgewichtskonzentrationen aller vier Stoffe:
[CO 2
]
R = [H 2
]
R =
X
mol/l;
[CO] R = (3 – X ) mol/l;
[N 2 UM] R = (2 – X ) mol/l.
Wenn wir die Gleichgewichtskonstante kennen, ermitteln wir den WertX , und dann die Anfangskonzentrationen aller Stoffe:
Somit sind die gewünschten Gleichgewichtskonzentrationen:
[CO 2 ] R = 1,2 mol/l;
[N 2 ] R = 1,2 mol/l;
[CO] R = 3 – 1,2 = 1,8 mol/l;
[N 2 UM] R = 2 – 1,2 = 0,8 mol/l.
Beispiel 4. Bei einer bestimmten Temperatur herrschen Gleichgewichtskonzentrationen im System
2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g) waren: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Bestimmen Sie die Gleichgewichtskonstante bei dieser Temperatur und die anfänglichen Konzentrationen von CO und O 2, wenn die anfängliche Mischung kein CO 2 enthielt.
Lösung:
1). Da in der Problemstellung Gleichgewichtskonzentrationen angegeben sind, ist die Gleichgewichtskonstante gleich 2:
2). Wenn die anfängliche Mischung kein CO 2 enthielt, wurden im Moment des chemischen Gleichgewichts 0,16 Mol CO 2 im System gebildet.
Laut UHR:
2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g)
Die Bildung von 0,16 mol CO 2 erforderte:
υ umgesetzt (CO) = υ (CO 2) = 0,16 mol
υ umgesetzt (O 2) = 1/2υ (CO 2) = 0,08 mol
Somit,
υ initial = υ reagiert + υ Gleichgewicht
υ initial (CO) = 0,16 +0,2 = 0,36 mol
υ initial (O 2) = 0,08 +0,32 = 0,4 mol
|
Substanz |
CO2 |
||
|
Vom Original |
0,36 |
||
|
C reagierte |
0,16 |
0,08 |
0,16 |
|
C-Gleichgewicht |
0,32 |
0,16 |
Beispiel 5.Bestimmen Sie die Gleichgewichtskonzentration von HI im System
H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g) ,
wenn bei einer bestimmten Temperatur die Gleichgewichtskonstante 4 beträgt und die Anfangskonzentrationen von H 2, I 2 und HI jeweils 1, 2 und 0 mol/l betragen.
Lösung. Es seien irgendwann einmal x mol/l entstanden HALLO
|
Substanz |
H 2 |
Ich 2 |
|
|
aus der Quelle , mol/l |
|||
|
mit pro-react. , mol/l |
x/2 |
x/2 |
|
|
c gleich , mol/l |
1-x/2 |
PCl 5 (g) = RS l 3 (d) + MIT l 2(G); Δ N= + 92,59 kJ. So ändern Sie: a) Temperatur; b) Druck; c) Konzentration, um das Gleichgewicht in Richtung einer direkten Reaktion – Zersetzung – zu verschiebenPCl 5 ? Lösung. Eine Verschiebung oder Verschiebung des chemischen Gleichgewichts ist eine Änderung der Gleichgewichtskonzentrationen reagierender Substanzen infolge einer Änderung einer der Reaktionsbedingungen. Die Richtung, in die sich das Gleichgewicht verschoben hat, wird durch das Prinzip von Le Chatelier bestimmt: a) seit der ZersetzungsreaktionPCl 5 endothermisch (Δ N > 0) Um das Gleichgewicht in Richtung der direkten Reaktion zu verschieben, muss die Temperatur erhöht werden. b) da in diesem System die Zersetzung von PCl erfolgt 5 führt zu einer Volumenvergrößerung (aus einem Gasmolekül entstehen zwei Gasmoleküle), dann ist es zur Verschiebung des Gleichgewichts in Richtung einer direkten Reaktion notwendig, den Druck zu senken; c) Eine Gleichgewichtsverschiebung in die angegebene Richtung kann durch Erhöhung der RS-Konzentration erreicht werdenl 5 und eine Abnahme der PCl-Konzentration 3 oder Cl 2 . |
Durch die Untersuchung der Parameter eines Systems, einschließlich Ausgangsstoffen und Reaktionsprodukten, lässt sich herausfinden, welche Faktoren das chemische Gleichgewicht verschieben und zu den gewünschten Veränderungen führen. Industrielle Technologien basieren auf den Schlussfolgerungen von Le Chatelier, Brown und anderen Wissenschaftlern über Methoden zur Durchführung reversibler Reaktionen, die es ermöglichen, Prozesse durchzuführen, die bisher unmöglich erschienen, und wirtschaftliche Vorteile zu erzielen.
Vielzahl chemischer Prozesse
Aufgrund der Eigenschaften des thermischen Effekts werden viele Reaktionen als exo- oder endotherm klassifiziert. Die ersten gehen mit der Entstehung von Wärme einher, beispielsweise der Oxidation von Kohlenstoff, der Hydratisierung konzentrierter Schwefelsäure. Die zweite Art der Veränderung ist mit der Aufnahme von Wärmeenergie verbunden. Beispiele für endotherme Reaktionen: Zersetzung von Calciumcarbonat unter Bildung von gelöschtem Kalk und Kohlendioxid, Bildung von Wasserstoff und Kohlenstoff bei der thermischen Zersetzung von Methan. In den Gleichungen exo- und endothermer Prozesse ist die Angabe des thermischen Effekts erforderlich. Bei Redoxreaktionen kommt es zur Umverteilung von Elektronen zwischen den Atomen der reagierenden Stoffe. Je nach den Eigenschaften der Reagenzien und Produkte werden vier Arten chemischer Prozesse unterschieden:
Zur Charakterisierung der Prozesse ist die Vollständigkeit der Wechselwirkung der reagierenden Verbindungen wichtig. Dieses Merkmal liegt der Einteilung der Reaktionen in reversible und irreversible zugrunde.
Reversibilität von Reaktionen
Reversible Prozesse machen den Großteil der chemischen Phänomene aus. Die Bildung von Endprodukten aus Reaktanten ist eine direkte Reaktion. Im umgekehrten Fall werden die Ausgangsstoffe aus den Produkten ihrer Zersetzung oder Synthese gewonnen. Im reagierenden Gemisch stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein, bei dem so viele Verbindungen entstehen, wie die ursprünglichen Moleküle zerfallen. Bei reversiblen Prozessen werden anstelle des „=“-Zeichens zwischen Reaktanten und Produkten die Symbole „↔“ oder „⇌“ verwendet. Die Pfeile können unterschiedlich lang sein, was auf die Dominanz einer der Reaktionen zurückzuführen ist. In chemischen Gleichungen können Sie die Aggregateigenschaften von Stoffen angeben (g – Gase, g – Flüssigkeiten, t – Feststoffe). Wissenschaftlich fundierte Methoden zur Beeinflussung reversibler Prozesse sind von großer praktischer Bedeutung. Somit wurde die Produktion von Ammoniak rentabel, nachdem Bedingungen geschaffen wurden, die das Gleichgewicht in Richtung der Bildung des Zielprodukts verschiebten: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Irreversible Phänomene führen zum Auftreten einer unlöslichen oder schwerlöslichen Verbindung und zur Bildung eines Gases, das die Reaktionssphäre verlässt. Zu diesen Prozessen gehören der Ionenaustausch und der Abbau von Stoffen.
Chemisches Gleichgewicht und Bedingungen für seine Verschiebung
Die Eigenschaften der Vorwärts- und Rückwärtsprozesse werden von mehreren Faktoren beeinflusst. Einer davon ist die Zeit. Die Konzentration der für die Reaktion verwendeten Substanz nimmt allmählich ab und die Endverbindung nimmt zu. Die Vorwärtsreaktion wird immer langsamer, während der Rückwärtsvorgang an Geschwindigkeit gewinnt. In einem bestimmten Abstand laufen zwei gegensätzliche Prozesse synchron ab. Es kommt zu Wechselwirkungen zwischen Stoffen, die Konzentrationen ändern sich jedoch nicht. Der Grund liegt im sich im System einstellenden dynamischen chemischen Gleichgewicht. Seine Erhaltung oder Veränderung hängt ab von:
- Temperaturbedingungen;
- Konzentrationen von Verbindungen;
- Druck (für Gase).
Verschiebung des chemischen Gleichgewichts
Im Jahr 1884 schlug der herausragende Wissenschaftler aus Frankreich A.L. Le Chatelier eine Beschreibung von Möglichkeiten vor, ein System aus einem dynamischen Gleichgewichtszustand zu entfernen. Die Methode basiert auf dem Prinzip der Nivellierung der Auswirkungen externer Faktoren. Le Chatelier bemerkte, dass im reagierenden Gemisch Prozesse entstehen, die den Einfluss von Fremdkräften kompensieren. Das vom französischen Forscher formulierte Prinzip besagt, dass eine Änderung der Bedingungen im Gleichgewichtszustand das Auftreten einer Reaktion begünstigt, die äußere Einflüsse abschwächt. Die Gleichgewichtsverschiebung gehorcht dieser Regel; sie wird beobachtet, wenn sich Zusammensetzung, Temperaturbedingungen und Druck ändern. Technologien, die auf Erkenntnissen von Wissenschaftlern basieren, werden in der Industrie eingesetzt. Viele chemische Prozesse, die als praktisch unmöglich galten, werden mit Methoden der Gleichgewichtsverschiebung durchgeführt.
Wirkung der Konzentration
Zu einer Gleichgewichtsverschiebung kommt es, wenn bestimmte Komponenten aus der Wechselwirkungszone entfernt oder zusätzliche Anteile eines Stoffes zugeführt werden. Die Entfernung von Produkten aus dem Reaktionsgemisch führt in der Regel zu einer Erhöhung ihrer Bildungsgeschwindigkeit, die Zugabe von Stoffen hingegen führt zu deren bevorzugter Zersetzung. Beim Veresterungsprozess wird Schwefelsäure zur Dehydratisierung eingesetzt. Wenn es in die Reaktionssphäre eingeführt wird, erhöht sich die Ausbeute an Methylacetat: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOCH 3 + H 2 O. Wenn man Sauerstoff hinzufügt, der mit Schwefeldioxid wechselwirkt, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht in Richtung der Geraden Reaktion der Bildung von Schwefeltrioxid. Sauerstoff bindet sich an SO 3 -Moleküle, seine Konzentration nimmt ab, was mit der Regel von Le Chatelier für reversible Prozesse übereinstimmt.
Temperaturänderung
Prozesse, bei denen Wärme aufgenommen oder abgegeben wird, sind endotherm und exotherm. Um das Gleichgewicht zu verschieben, wird Erhitzen oder Wärmeentzug aus dem Reaktionsgemisch eingesetzt. Ein Temperaturanstieg geht mit einer Zunahme endothermer Phänomene einher, bei denen zusätzliche Energie absorbiert wird. Die Kühlung führt zum Vorteil exothermer Prozesse, die unter Freisetzung von Wärme ablaufen. Wenn Kohlendioxid mit Kohle interagiert, geht beim Erhitzen ein Anstieg der Monoxidkonzentration einher und beim Abkühlen kommt es zur überwiegenden Rußbildung: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).
Wirkung von Druck
Druckänderungen sind ein wichtiger Faktor für die Reaktion von Gemischen gasförmiger Verbindungen. Beachten Sie auch den Volumenunterschied zwischen Ausgangs- und Folgestoff. Ein Druckabfall führt dazu, dass bevorzugt Phänomene auftreten, bei denen das Gesamtvolumen aller Komponenten zunimmt. Eine Druckerhöhung führt zu einer Volumenverringerung des gesamten Systems. Dieses Muster wird bei der Reaktion der Ammoniakbildung beobachtet: 0,5 N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Eine Druckänderung hat keinen Einfluss auf das chemische Gleichgewicht bei Reaktionen, die bei konstantem Volumen ablaufen.
Optimale Bedingungen für den chemischen Prozess
Die Schaffung von Bedingungen für eine Gleichgewichtsverschiebung bestimmt maßgeblich die Entwicklung moderner chemischer Technologien. Die praktische Anwendung wissenschaftlicher Theorie trägt dazu bei, optimale Produktionsergebnisse zu erzielen. Das auffälligste Beispiel ist die Produktion von Ammoniak: 0,5 N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Eine Erhöhung des Gehalts an N 2- und H 2-Molekülen im System ist günstig für die Synthese komplexer Stoffe aus einfachen. Die Reaktion geht mit der Freisetzung von Wärme einher, sodass eine Temperaturabnahme zu einem Anstieg der NH 3-Konzentration führt. Das Volumen der Ausgangskomponenten ist größer als das Zielprodukt. Eine Druckerhöhung sorgt für eine Erhöhung der NH 3 -Ausbeute.
Unter Produktionsbedingungen wird das optimale Verhältnis aller Parameter (Temperatur, Konzentration, Druck) gewählt. Darüber hinaus ist die Kontaktfläche zwischen den Reagenzien von großer Bedeutung. In festen heterogenen Systemen führt eine Vergrößerung der Oberfläche zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit. Katalysatoren erhöhen die Geschwindigkeit von Vorwärts- und Rückwärtsreaktionen. Der Einsatz von Stoffen mit solchen Eigenschaften führt nicht zu einer Verschiebung des chemischen Gleichgewichts, sondern beschleunigt dessen Entstehung.
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Das chemische Gleichgewicht in der Reaktion verschiebt sich in Richtung der Bildung des Reaktionsprodukts, wenn
1) Druckabfall
2) steigende Temperatur
3) Zugabe eines Katalysators
4) Zugabe von Wasserstoff
Lösung.
Eine Druckabnahme (äußerer Einfluss) führt zu einer Intensivierung der druckerhöhenden Prozesse, was bedeutet, dass sich das Gleichgewicht hin zu einer größeren Anzahl gasförmiger Teilchen (die Druck erzeugen) verschiebt, d.h. in Richtung der Reagenzien.
Wenn die Temperatur steigt (äußerer Einfluss), neigt das System dazu, die Temperatur zu senken, was bedeutet, dass der Prozess der Wärmeaufnahme intensiviert wird. das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der endothermen Reaktion, d.h. in Richtung der Reagenzien.
Durch die Zugabe von Wasserstoff (äußerer Einfluss) kommt es zu einer Intensivierung wasserstoffverbrauchender Prozesse, d. h. Das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung des Reaktionsprodukts
Antwort: 4
Quelle: Yandex: Unified State Exam-Ausbildungsarbeit in Chemie. Variante 1.
Das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Ausgangsstoffe
1) abnehmender Druck
2) Heizung
3) Einführung eines Katalysators
4) Zugabe von Wasserstoff
Lösung.
Das Prinzip von Le Chatelier: Wenn ein im Gleichgewicht befindliches System von außen durch eine Änderung der Gleichgewichtsbedingungen (Temperatur, Druck, Konzentration) beeinflusst wird, werden Prozesse im System verstärkt, die darauf abzielen, den äußeren Einfluss zu kompensieren.
Eine Druckabnahme (äußerer Einfluss) führt zu einer Intensivierung der druckerhöhenden Prozesse, was bedeutet, dass sich das Gleichgewicht hin zu einer größeren Anzahl gasförmiger Teilchen (die Druck erzeugen) verschiebt, d.h. gegenüber den Reaktionsprodukten.
Wenn die Temperatur steigt (äußerer Einfluss), neigt das System dazu, die Temperatur zu senken, was bedeutet, dass der Prozess der Wärmeaufnahme intensiviert wird. das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der endothermen Reaktion, d.h. gegenüber den Reaktionsprodukten.
Der Katalysator hat keinen Einfluss auf die Gleichgewichtsverschiebung
Durch die Zugabe von Wasserstoff (äußerer Einfluss) kommt es zu einer Intensivierung wasserstoffverbrauchender Prozesse, d. h. das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Ausgangsstoffe
Antwort: 4
Quelle: Yandex: Unified State Exam-Ausbildungsarbeit in Chemie. Option 2.
Dmitry Kolomiets 11.12.2016 17:35
4 kann nicht richtig sein, weil Bei der Zugabe von Wasserstoff verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung seines Verbrauchs – hin zu den Reaktionsprodukten
Alexander Iwanow
Es bleibt herauszufinden, zu welchem Teil der Gleichung PRODUKTE gehören
Im System
Eine Verschiebung des chemischen Gleichgewichts nach rechts trägt dazu bei
1) Reduzierung der Temperatur
2) Anstieg der Konzentration von Kohlendioxid (II)-oxid
3) Druckanstieg
4) Reduzierung der Chlorkonzentration
Lösung.
Es ist notwendig, die Reaktion zu analysieren und herauszufinden, welche Faktoren zu einer Verschiebung des Gleichgewichts nach rechts beitragen. Die Reaktion ist en-do-ter-mi-che-skaya, erfolgt mit einer Zunahme des Volumens gasförmiger Produkte, homogen, die in der Gasphase ablaufen. Nach dem Prinzip von Le Chatelier übt das System eine Reaktion auf eine äußere Aktion aus. Daher kann man das Gleichgewicht nach rechts verschieben, indem man die Temperatur erhöht, den Druck verringert, die Konzentration der Ausgangsstoffe erhöht oder die Anzahl der Produktreaktionen verringert. Nachdem wir diese Parameter mit den Optionen von ve-tov verglichen haben, wählen wir Antwort Nr. 4.
Antwort: 4
Verschiebung des chemischen Gleichgewichts nach links in einer Reaktion
wird dazu beitragen
1) Reduzierung der Chlorkonzentration
2) Verringerung der Chlorwasserstoffkonzentration
3) Druckanstieg
4) Temperaturabfall
Lösung.
Die Einwirkung auf ein im Gleichgewicht befindliches System geht mit einem Widerstand seinerseits einher. Wenn die Konzentration der Ausgangsstoffe abnimmt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung dieser Stoffe, d.h. Nach links.
