Gjendja e ekuilibrit për një reaksion të kthyeshëm mund të zgjasë për një kohë të pacaktuar të gjatë (pa ndërhyrje të jashtme). Por nëse një ndikim i jashtëm zbatohet në një sistem të tillë (për të ndryshuar temperaturën, presionin ose përqendrimin e substancave përfundimtare ose fillestare), atëherë gjendja e ekuilibrit do të prishet. Shpejtësia e njërit prej reaksioneve do të bëhet më e madhe se shpejtësia e tjetrit. Me kalimin e kohës, sistemi do të marrë përsëri një gjendje ekuilibri, por përqendrimet e reja të ekuilibrit të substancave fillestare dhe përfundimtare do të ndryshojnë nga ato fillestare. Në këtë rast, dikush flet për një zhvendosje të ekuilibrit kimik në një drejtim ose në një tjetër.
Nëse, si rezultat i një ndikimi të jashtëm, shpejtësia e reaksionit përpara bëhet më e madhe se shpejtësia e reaksionit të kundërt, atëherë kjo do të thotë se ekuilibri kimik është zhvendosur djathtas. Nëse, përkundrazi, shpejtësia e reaksionit të kundërt bëhet më e madhe, kjo do të thotë se ekuilibri kimik është zhvendosur në të majtë.
Kur ekuilibri zhvendoset djathtas, ka një ulje të përqendrimeve të ekuilibrit të substancave fillestare dhe një rritje të përqendrimeve ekuilibër të substancave përfundimtare në krahasim me përqendrimet e ekuilibrit fillestar. Prandaj, rendimenti i produkteve të reagimit gjithashtu rritet.
Zhvendosja e ekuilibrit kimik në të majtë shkakton një rritje të përqendrimeve të ekuilibrit të substancave fillestare dhe një ulje të përqendrimeve të ekuilibrit. produktet përfundimtare, prodhimi i të cilit më pas do të ulet.
Drejtimi i zhvendosjes së ekuilibrit kimik përcaktohet duke përdorur parimin Le Chatelier: "Nëse një efekt i jashtëm ushtrohet në një sistem që është në gjendje ekuilibri kimik (ndryshoni temperaturën, presionin, përqendrimin e një ose më shumë substancave që marrin pjesë në reaksion ), atëherë kjo do të çojë në një rritje të shpejtësisë së atij reagimi, rrjedha e të cilit do të kompensojë (zvogëlojë) ndikimin.
Për shembull, me një rritje të përqendrimit të substancave fillestare, shpejtësia e reaksionit të drejtpërdrejtë rritet dhe ekuilibri zhvendoset në të djathtë. Me një ulje të përqendrimit të substancave fillestare, përkundrazi, shpejtësia e reagimit të kundërt rritet dhe ekuilibri kimik zhvendoset në të majtë.
Me një rritje të temperaturës (d.m.th., kur sistemi nxehet), ekuilibri zhvendoset drejt shfaqjes së një reaksioni endotermik dhe kur zvogëlohet (d.m.th. kur sistemi ftohet), zhvendoset drejt shfaqjes së një reaksioni ekzotermik. (Nëse reaksioni përpara është ekzotermik, atëherë reagimi i kundërt do të jetë domosdoshmërisht endotermik dhe anasjelltas).
Duhet të theksohet se rritja e temperaturës, si rregull, rrit shpejtësinë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta, por shpejtësia e reaksionit endotermik rritet në një masë më të madhe sesa shpejtësia e reaksionit ekzotermik. Prandaj, kur sistemi ftohet, ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta ulen, por gjithashtu jo në të njëjtën masë: për një reaksion ekzotermik, është shumë më pak se për një endotermik.
Një ndryshim në presion ndikon në ndryshimin e ekuilibrit kimik vetëm nëse plotësohen dy kushte:
është e nevojshme që të paktën një nga substancat që marrin pjesë në reaksion të jetë në gjendje të gaztë, për shembull:
CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - një ndryshim në presion ndikon në zhvendosjen e ekuilibrit.
CH 3 COOH (l.) + C 2 H 5 OH (l.) CH 3 COOS 2 H 5 (l.) + H 2 O (l.) - një ndryshim në presion nuk ndikon në zhvendosjen e ekuilibrit kimik, sepse asnjë nga substancat fillestare ose përfundimtare nuk është në gjendje të gaztë;
nëse disa substanca janë në gjendje të gaztë, është e nevojshme që numri i molekulave të gazit në anën e majtë të ekuacionit për një reaksion të tillë të mos jetë i barabartë me numrin e molekulave të gazit në anën e djathtë të ekuacionit, për shembull:
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - ndryshimi i presionit ndikon në zhvendosjen e ekuilibrit
I 2 (g) + Н 2 (g) 2НI (g) - ndryshimi i presionit nuk ndikon në zhvendosjen e ekuilibrit
Kur plotësohen këto dy kushte, një rritje e presionit çon në një zhvendosje të ekuilibrit drejt reaksionit, rrjedha e të cilit zvogëlon numrin e molekulave të gazit në sistem. Në shembullin tonë (djegia katalitike e SO 2), ky do të jetë një reagim i drejtpërdrejtë.
Një ulje e presionit, përkundrazi, zhvendos ekuilibrin në drejtim të reagimit që vazhdon me formimin më shumë molekulat e gazit. Në shembullin tonë, ky do të jetë reagimi i kundërt.
Rritja e presionit shkakton një ulje të vëllimit të sistemit, dhe rrjedhimisht një rritje të përqendrimeve molare të substancave të gazta. Si rezultat, shkalla e reagimeve përpara dhe të kundërta rritet, por jo në të njëjtën masë. Ulja e të njëjtit presion në një mënyrë të ngjashme çon në një ulje të shkallës së reagimeve përpara dhe të kundërta. Por në të njëjtën kohë, shpejtësia e reagimit, drejt së cilës zhvendoset ekuilibri, zvogëlohet në një masë më të vogël.
Katalizatori nuk ndikon në zhvendosjen e ekuilibrit, sepse ai shpejton (ose ngadalëson) si reagimet e përparme ashtu edhe ato të kundërta në mënyrë të barabartë. Në prani të tij, ekuilibri kimik vendoset vetëm më shpejt (ose më ngadalë).
Nëse sistemi ndikohet nga disa faktorë në të njëjtën kohë, atëherë secili prej tyre vepron në mënyrë të pavarur nga të tjerët. Për shembull, në sintezën e amoniakut
N 2 (gaz) + 3H 2 (gaz) 2NH 3 (gaz)
reaksioni kryhet me ngrohje dhe në prani të një katalizatori për të rritur shpejtësinë e tij.Por në të njëjtën kohë efekti i temperaturës çon në faktin që ekuilibri i reaksionit të zhvendoset majtas, drejt reaksionit endotermik të kundërt. Kjo shkakton një ulje të prodhimit të NH 3. Për të kompensuar këtë efekt të padëshiruar të temperaturës dhe për të rritur rendimentin e amoniakut, në të njëjtën kohë rritet presioni në sistem, i cili zhvendos ekuilibrin e reaksionit në të djathtë, d.m.th. drejt formimit të një numri më të vogël të molekulave të gazit.
Në të njëjtën kohë, në mënyrë empirike zgjidhen kushtet më optimale për reaksionin (temperatura, presioni), në të cilat ai do të vazhdonte me një shpejtësi mjaft të lartë dhe do të jepte një rendiment ekonomikisht të qëndrueshëm të produktit përfundimtar.
Parimi i Le Chatelier përdoret në mënyrë të ngjashme në industrinë kimike në prodhimin e një numri të madh substancash të ndryshme me rëndësi të madhe për ekonominë kombëtare.
Parimi i Le Chatelier është i zbatueshëm jo vetëm për reaksionet kimike të kthyeshme, por edhe për procese të ndryshme të ekuilibrit: fizik, fiziko-kimik, biologjik.
Trupi i një të rrituri karakterizohet nga qëndrueshmëria relative e shumë parametrave, duke përfshirë tregues të ndryshëm biokimikë, duke përfshirë përqendrimin e substancave biologjikisht aktive. Megjithatë, një gjendje e tillë nuk mund të quhet ekuilibër, sepse nuk vlen për sistemet e hapura.
Trupi i njeriut, si çdo sistem i gjallë, vazhdimisht shkëmben substanca të ndryshme me mjedisin: konsumon ushqimin dhe çliron produktet e oksidimit dhe kalbjes së tyre. Prandaj, trupi karakterizohet gjendje të qëndrueshme, i përcaktuar si qëndrueshmëria e parametrave të tij në një normë konstante të shkëmbimit të materies dhe energjisë me mjedisin. Në përafrimin e parë, gjendja stacionare mund të konsiderohet si një seri gjendjesh ekuilibri të ndërlidhura nga proceset e relaksimit. Në një gjendje ekuilibri, përqendrimet e substancave që marrin pjesë në reaksion mbahen duke rimbushur produktet fillestare nga jashtë dhe duke hequr produktet përfundimtare nga jashtë. Ndryshimi i përmbajtjes së tyre në trup nuk çon, ndryshe nga sistemet e mbyllura, në një ekuilibër të ri termodinamik. Sistemi kthehet në gjendjen e tij origjinale. Kështu, ruhet qëndrueshmëria dinamike relative e përbërjes dhe vetive të mjedisit të brendshëm të trupit, gjë që përcakton stabilitetin e funksioneve të tij fiziologjike. Kjo veti e një sistemi të gjallë quhet ndryshe homeostaza.
Gjatë jetës së një organizmi në gjendje të palëvizshme, ndryshe nga një sistem ekuilibri i mbyllur, ka një rritje të entropisë. Megjithatë, së bashku me këtë, procesi i kundërt vazhdon në të njëjtën kohë - një ulje e entropisë për shkak të konsumit të lëndëve ushqyese me një vlerë të ulët entropie nga mjedisi (për shembull, komponimet me molekulare të lartë - proteinat, polisaharidet, karbohidratet, etj.) dhe çlirimi i produkteve të kalbjes në mjedis. Sipas pozicionit të I.R. Prigozhin, prodhimi total i entropisë për një organizëm në një gjendje të palëvizshme tenton në minimum.
Një kontribut të madh në zhvillimin e termodinamikës joekuilibrie dha nga I. R. Prigozhy, Laureat Çmimi Nobël 1977, i cili deklaroi se “në çdo sistem jo ekuilibër, ka zona lokale që janë në gjendje ekuilibri. Në termodinamikën klasike, ekuilibri i referohet të gjithë sistemit, dhe në jo-ekuilibër - vetëm pjesëve të tij individuale.
Është vërtetuar se entropia në sisteme të tilla rritet gjatë periudhës së embriogjenezës, gjatë proceseve të rigjenerimit dhe rritjes së neoplazmave malinje.
Ekuilibri kimik ruhet për aq kohë sa kushtet në të cilat ndodhet sistemi mbeten të pandryshuara. Ndryshimi i kushteve (përqendrimi i substancave, temperatura, presioni) shkakton një çekuilibër. Pas disa kohësh, ekuilibri kimik rivendoset, por në kushte të reja, të ndryshme nga kushtet e mëparshme. Një kalim i tillë i një sistemi nga një gjendje ekuilibri në një tjetër quhet zhvendosje(zhvendosja) e ekuilibrit. Drejtimi i zhvendosjes i nënshtrohet parimit të Le Chatelier.
Me një rritje të përqendrimit të njërës prej substancave fillestare, ekuilibri zhvendoset drejt një konsumi më të madh të kësaj substance dhe reaksioni i drejtpërdrejtë rritet. Një rënie në përqendrimin e substancave fillestare zhvendos ekuilibrin në drejtim të formimit të këtyre substancave, pasi reagimi i kundërt është përmirësuar. Një rritje e temperaturës e zhvendos ekuilibrin drejt një reaksioni endotermik, ndërsa një ulje e temperaturës e zhvendos atë drejt një reaksioni ekzotermik. Rritja e presionit e zhvendos ekuilibrin në drejtim të zvogëlimit të sasive substanca të gazta, pra në drejtim të vëllimeve më të vogla të zëna nga këto gaze. Përkundrazi, me uljen e presionit, ekuilibri zhvendoset në drejtim të rritjes së sasive të substancave të gazta, domethënë në drejtim të vëllimeve të mëdha të formuara nga gazrat.
SHEMBULL 1.
Si do të ndikojë një rritje e presionit në gjendjen e ekuilibrit të reaksioneve të mëposhtme të kthyeshme të gazit:
a) SO 2 + C1 2 \u003d SO 2 CI 2;
b) H 2 + Br 2 \u003d 2HBr.
Vendimi:
Ne përdorim parimin e Le Chatelier, sipas të cilit një rritje e presionit në rastin e parë (a) e zhvendos ekuilibrin në të djathtë, drejt një sasie më të vogël të substancave të gazta që zënë një vëllim më të vogël, gjë që dobëson efektin e jashtëm të presionit të rritur. Në reaksionin e dytë (b), sasia e substancave të gazta, si produktet fillestare ashtu edhe ato të reaksionit, janë të barabarta, si dhe vëllimet e zëna prej tyre, kështu që presioni nuk ka efekt dhe ekuilibri nuk prishet.
SHEMBULL 2.
Në reaksionin e sintezës së amoniakut (–Q) 3Н 2 + N 2 = 2NH 3 + Q, reagimi i drejtpërdrejtë është ekzotermik, e kundërta është endotermike. Si duhet të ndryshohet përqendrimi i reaktantëve, temperatura dhe presioni për të rritur rendimentin e amoniakut?
Vendimi:
Për të zhvendosur ekuilibrin në të djathtë, është e nevojshme:
a) rrit përqendrimin e H 2 dhe N 2;
b) të ulë përqendrimin (largimin nga sfera e reaksionit) të NH 3 ;
c) ul temperaturën;
d) rrit presionin.
SHEMBULL 3.
Reagimi homogjen i ndërveprimit të klorurit të hidrogjenit dhe oksigjenit është i kthyeshëm:
4HC1 + O 2 \u003d 2C1 2 + 2H 2 O + 116 kJ.
1. Çfarë efekti do të ketë ekuilibri i sistemit:
a) rritje e presionit;
b) rritja e temperaturës;
c) futja e një katalizatori?
Vendimi:
a) Në përputhje me parimin e Le Chatelier, një rritje e presionit çon në një zhvendosje të ekuilibrit drejt një reaksioni të drejtpërdrejtë.
b) Një rritje në t° çon në një zhvendosje të ekuilibrit në drejtim të reaksionit të kundërt.
c) Futja e një katalizatori nuk e zhvendos ekuilibrin.
2. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri kimik nëse përqendrimi i reaktantëve dyfishohet?
Vendimi:
υ → = k → 0 2 0 2 ; υ 0 ← = k ← 0 2 0 2
Pas rritjes së përqendrimeve, shpejtësia e reagimit përpara u bë:
υ → = k → 4 = 32 k → 0 4 0
pra është rritur me 32 herë në krahasim me shpejtësinë fillestare. Në mënyrë të ngjashme, shpejtësia e reagimit të kundërt rritet 16 herë:
υ ← = k ← 2 2 = 16k ← [Н 2 O] 0 2 [С1 2 ] 0 2 .
Rritja e shpejtësisë së reaksionit përpara është 2 herë më e lartë se rritja e shpejtësisë së reaksionit të kundërt: ekuilibri zhvendoset djathtas.
SHEMBULL 4
AT në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri i një reaksioni homogjen:
PCl 5 \u003d PC1 3 + Cl 2 + 92 KJ,
nëse temperatura rritet me 30 °C, duke ditur që koeficienti i temperaturës së reaksionit të përparmë është 2.5, dhe reagimi i kundërt është 3.2?
Vendimi:
Meqenëse koeficientët e temperaturës së reaksioneve të përparme dhe të kundërta nuk janë të barabartë, një rritje e temperaturës do të ketë një efekt të ndryshëm në ndryshimin e shpejtësisë së këtyre reaksioneve. Duke përdorur rregullin van't Hoff (1.3), gjejmë shpejtësinë e reaksioneve përpara dhe të kundërta kur temperatura rritet me 30 °C:
υ → (t 2) = υ → (t 1)=υ → (t 1)2,5 0,1 30 = 15,6υ → (t 1);
υ ← (t 2) = υ ← (t 1) = υ → (t 1) 3,2 0,1 30 = 32,8υ ← (t 1)
Një rritje e temperaturës rriti shpejtësinë e reagimit përpara me 15.6 herë, dhe reagimin e kundërt me 32.8 herë. Për rrjedhojë, ekuilibri do të zhvendoset në të majtë, drejt formimit të PCl 5 .
SHEMBULL 5.
Si do të ndryshojnë shpejtësitë e reaksioneve përpara dhe të kundërta në një sistem të izoluar C 2 H 4 + H 2 ⇄ C 2 H 6 dhe ku do të zhvendoset ekuilibri kur vëllimi i sistemit rritet me 3 herë?
Vendimi:
Shpejtësia fillestare e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë si më poshtë:
υ 0 = k 0 0; υ 0 = k 0 .
Një rritje në vëllimin e sistemit shkakton një ulje të përqendrimeve të reaktantëve me 3 herë, pra ndryshimi në shpejtësinë e reagimeve të përparme dhe të kundërta do të jetë si më poshtë:
υ 0 = k = 1/9υ 0
υ = k = 1/3υ 0
Ulja e shpejtësisë së reaksionit të kundërt dhe të kundërt nuk është e njëjtë: shpejtësia e reaksionit të kundërt është 3 herë (1/3: 1/9 = 3) më e lartë se shpejtësia e reaksionit të kundërt, kështu që ekuilibri do të zhvendoset në majtas, në anën ku sistemi zë një vëllim më të madh, pra drejt formimit të C 2 H 4 dhe H 2 .
Ekuilibri zakonisht kuptohet si një gjendje e veçantë e një sistemi ose trupi, kur të gjitha ndikimet e ushtruara mbi të kompensojnë njëra-tjetrën. Ose mungon fare. Në kimi, koncepti i ekuilibrit zbatohet për reaksionet që ndodhin midis substancave të ndryshme, ose më saktë, për kushtet e shfaqjes së tyre.
Koncepti i ekuilibrit
Reaksionet kimike kanë shumë klasifikime sipas kritereve të ndryshme, por duke folur për ekuilibrin kimik, duhet mbajtur mend se cilat janë reaksionet e kthyeshme dhe të pakthyeshme.
Nëse, si rezultat i një reagimi, formohen produkte që nuk ndërveprojnë me njëri-tjetrin, ato flasin për reagime të pakthyeshme, domethënë ato shkojnë vetëm në drejtimin përpara. Zakonisht, një nga produktet në to është një përbërje e gaztë, pak disociuese ose e patretshme. Për shembull:
Pb(NO 3) 2 + 2ΗCl<―>PbCl 2 ↓ + 2HNO 3
Na 2 CO 3 + 2ΗCl<―>2NaCl + CO 2 + Η 2 O
NaOΗ + ΗCl<―>NaCl + Η 2 O
Produktet e reaksioneve të kthyeshme janë në gjendje të ndërveprojnë me njëri-tjetrin, duke formuar kështu substancat fillestare, domethënë dy reaksione të drejtuara në të kundërt ndodhin njëkohësisht. Nëse në një moment në kohë, në kushte të caktuara, shpejtësia e reaksionit përpara do të jetë e barabartë me shpejtësinë e kundërt, atëherë vendoset ekuilibri kimik.
Duhet përmendur se një ekuilibër i tillë karakterizohet si dinamik. Me fjalë të tjera, të dy reagimet vazhdojnë, por vlerat e përqendrimeve të të gjithë pjesëmarrësve të tij mbeten të pandryshuara dhe quhen ekuilibër.
Matematikisht, kjo gjendje shprehet duke përdorur konstantën e ekuilibrit (Kp). Le të ketë një bashkëveprim të substancave të përshkruara nga ekuacioni aΑ + bB<―>cc + dD. Për reaksionet e kundërta, mund të shkruhet formula për llogaritjen e shpejtësive të tyre përmes ligjit të masave që veprojnë. Meqenëse këto shpejtësi do të jenë të barabarta në gjendjen e ekuilibrit, është e mundur të shprehet raporti i konstanteve të shpejtësisë së dy reaksioneve të kundërta. Këtu do të jetë numerikisht i barabartë me konstantën e ekuilibrit.
Vlera e K p ndihmon për të përcaktuar plotësinë e reaksioneve të vazhdueshme. Nëse K r<1, то реакция в прямом направлении почти не протекает. Если К р >1, atëherë ekuilibri zhvendoset në produkte.
Llojet e bilancit
Ekuilibri kimikështë e vërtetë, e dukshme dhe e rreme. Për ekuilibër i vërtetë ka shenja:
- Nëse nuk ka ndikim të jashtëm, atëherë ai është i pandryshuar në kohë.
- Nëse ndikimet e jashtme ndryshojnë (kjo vlen për temperaturën, presionin, etj.), atëherë ndryshon edhe gjendja e sistemit. Por duhet vetëm të kthehen vlerat fillestare të kushteve, ekuilibri rikthehet menjëherë.
- Gjendja e ekuilibrit të vërtetë mund të arrihet si nga ana e produkteve reaksion kimik, si dhe nga materialet fillestare.
Nëse të paktën një nga këto kushte nuk plotësohet, atëherë thuhet se është një ekuilibër i tillë e dukshme (metastabile). Nëse gjendja e sistemit fillon të ndryshojë në mënyrë të pakthyeshme gjatë ndryshimit kushtet e jashtme, atëherë ky ekuilibër quhet e rreme (ose e frenuar). Një shembull i kësaj të fundit është reagimi i hekurit me oksigjenin.
Koncepti i ekuilibrit është disi i ndryshëm për sa i përket termodinamikës dhe kinetikës. Nën ekuilibri termodinamik kuptohet si vlera minimale e energjisë Gibbs për një sistem të caktuar. Ekuilibri i vërtetë karakterizohet nga ΔG \u003d 0. Dhe në lidhje me gjendjen për të cilën barazohen ritmet e reaksioneve të drejtpërdrejta dhe të kundërta, domethënë v 1 \u003d v 2, ata thonë se një ekuilibër i tillë është - kinetike.
Parimi i Le Chatelier
Henri Le Chatelier studioi modelet e ndryshimit të ekuilibrit në shekullin e 19-të, megjithatë, Karl Brown më vonë përmblodhi të gjitha këto vepra dhe formuloi parimin e ekuilibrit në lëvizje:
nëse një sistem ekuilibri veprohet nga jashtë, atëherë ekuilibri do të zhvendoset në drejtim të zvogëlimit të efektit të prodhuar
Me fjalë të tjera, nëse ka ndonjë ndikim në sistemin e ekuilibrit, ai tenton të ndryshojë në atë mënyrë që ky ndikim të jetë minimal.
Zhvendosja e ekuilibrit
Merrni parasysh pasojat e parimit Le Chatelier duke përdorur ekuacionin e reagimit si shembull:
N 2 + 3H 2<―>2NΗ 3 + Q.
Nëse temperatura rritet, ekuilibri do të zhvendoset drejt një reaksioni endotermik. AT ky shembull lirohet nxehtësia, që do të thotë se reaksioni i drejtpërdrejtë është ekzotermik dhe ekuilibri do të zhvendoset në substancat fillestare.
Nëse presioni rritet, kjo do të çojë në një zhvendosje të ekuilibrit në vëllime më të vogla të substancave të gazta. Në shembullin e mësipërm, ka 4 mol lëndë fillestare të gazta dhe 2 mol produkte të gazta, që do të thotë se ekuilibri do të zhvendoset në produktet e reaksionit.
Nëse përqendrimi i substancës fillestare rritet, atëherë ekuilibri do të zhvendoset në drejtim të reaksionit të drejtpërdrejtë dhe anasjelltas. Kështu, nëse përqendrimi i N 2 ose Η 2 rritet, atëherë ekuilibri do të zhvendoset në drejtimin përpara, dhe nëse amoniaku, atëherë në drejtim të kundërt.
Ekuilibri kimik që korrespondon me barazinë e shpejtësisë së reaksioneve direkte dhe të kundërta ( = ) dhe vlerën minimale të energjisë Gibbs (∆ G р,т = 0) është gjendja më e qëndrueshme e sistemit në kushte të dhëna dhe mbetet e pandryshuar për sa kohë që parametrat mbahen konstante, në të cilin është vendosur ekuilibri.
Kur kushtet ndryshojnë, ekuilibri prishet dhe zhvendoset në drejtim të një reaksioni të drejtpërdrejtë ose të kundërt. Zhvendosja në ekuilibër është për shkak të faktit se ndikimi i jashtëm ndryshon në një masë të ndryshme shpejtësinë e dy proceseve reciprokisht të kundërta. Pas njëfarë kohe, sistemi përsëri bëhet në ekuilibër, d.m.th. ai lëviz nga një gjendje ekuilibri në një tjetër. Ekuilibri i ri karakterizohet nga një barazi e re e shpejtësive të reaksioneve të përparme dhe të kundërta dhe përqendrimeve të reja ekuilibër të të gjitha substancave në sistem.
Drejtimi i zhvendosjes së ekuilibrit në rastin e përgjithshëm përcaktohet nga parimi Le Chatelier: nëse një ndikim i jashtëm ushtrohet në një sistem në një gjendje ekuilibri të qëndrueshëm, atëherë zhvendosja e ekuilibrit ndodh në drejtimin e një procesi që dobëson efektin e jashtëm. ndikim.
Një ndryshim në ekuilibër mund të shkaktohet nga një ndryshim në temperaturë, përqendrim (presion) të njërit prej reagentëve.
Temperatura është parametri nga i cili varet vlera e konstantës së ekuilibrit të një reaksioni kimik. Çështja e zhvendosjes së ekuilibrit me ndryshimin e temperaturës, në varësi të kushteve për përdorimin e reaksionit, zgjidhet duke përdorur ekuacionin izobar (1.90) - =
1. Për një proces izotermik ∆ r H 0 (t)< 0, в правой части выражения (1.90) R >0, T > 0, prandaj derivati i parë i logaritmit të konstantës së ekuilibrit në lidhje me temperaturën është negativ< 0, т.е. ln Kp (и сама константа Кр) являются убывающими функциями температуры. При увеличении температуры константа химического равновесия (Кр) уменьшается и что согласно закону действующих масс (2.27), (2.28)соответствует смещению химического равновесия в сторону обратной (эндотермической) реакции. Именно в этом проявляется противодействие системы оказанному воздействию.
2. Për një proces endotermik ∆ r H 0 (t) > 0, derivati i logaritmit të konstantës së ekuilibrit në lidhje me temperaturën është pozitiv (> 0), tema është ln Kp dhe Kp janë funksione në rritje të temperaturës, d.m.th. në përputhje me ligjin e veprimit të masës, me rritjen e temperaturës, ekuilibri zhvendoset drejt një vije të drejtë (reaksioni endotermik). Sidoqoftë, duhet mbajtur mend se shkalla e proceseve izotermike dhe endotermike rritet me rritjen e temperaturës dhe zvogëlohet me uljen, por ndryshimi i ritmeve nuk është i njëjtë me ndryshimin e temperaturës, prandaj, duke ndryshuar temperaturën, është e mundur. për të zhvendosur ekuilibrin në një drejtim të caktuar. Një ndryshim në ekuilibër mund të shkaktohet nga një ndryshim në përqendrimin e njërit prej përbërësve: shtimi i një substance në sistemin e ekuilibrit ose largimi nga sistemi.
Sipas parimit Le Chatelier, kur përqendrimi i njërit prej pjesëmarrësve në reaksion ndryshon, ekuilibri zhvendoset drejt ndryshimit kompensues, d.m.th. me një rritje të përqendrimit të njërës prej substancave fillestare - në anën e djathtë, dhe me rritjen e përqendrimit, një nga produktet e reaksionit lëviz në të majtë. Nëse substancat e gazta marrin pjesë në një reaksion të kthyeshëm, atëherë kur presioni ndryshon, të gjitha përqendrimet e tyre ndryshojnë në mënyrë të barabartë dhe njëkohësisht. Shpejtësia e proceseve gjithashtu ndryshojnë, dhe, për rrjedhojë, mund të ndodhë edhe një zhvendosje në ekuilibrin kimik. Kështu, për shembull, me një rritje të presionit (krahasuar me atë të ekuilibrit) në sistemin CaCO 3 (K) CO (c) + CO 2 (g), shkalla e reaksionit të kundërt rritet \u003d gjë që do të çojë në një ndryshimi i ekuilibrit në ana e majte. Kur presioni në të njëjtin sistem zvogëlohet, shpejtësia e reaksionit të kundërt zvogëlohet dhe ekuilibri zhvendoset në anën e djathtë. Me një rritje të presionit në sistemin 2HCl H 2 + Cl 2, i cili është në ekuilibër, ekuilibri nuk do të zhvendoset, sepse të dyja shpejtësitë dhe do të rriten në mënyrë të barabartë.
Për sistemin 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O (g), një rritje në presion do të rrisë shpejtësinë e reaksionit të drejtpërdrejtë dhe do të zhvendosë ekuilibrin në të djathtë.
Dhe kështu, në përputhje me parimin e Le Chatelier, me rritjen e presionit, ekuilibri zhvendoset drejt formimit të një numri më të vogël mole substancash të gazta në përzierjen e gazit dhe, në përputhje me rrethanat, drejt një ulje të presionit në sistem.
Dhe anasjelltas, nën një ndikim të jashtëm që shkakton ulje të presionit, ekuilibri zhvendoset drejt formimit më shumë mole substancash të gazta, të cilat do të shkaktojnë një rritje të presionit në sistem dhe do të kundërshtojnë efektin e prodhuar.
Parimi i Le Chatelier ka një të madhe vlerë praktike. Mbi bazën e tij, është e mundur të zgjidhen kushte të tilla për zbatimin e ndërveprimit kimik që do të sigurojnë rendimentin maksimal të produkteve të reaksionit.
Studimi i parametrave të sistemit, duke përfshirë substancat fillestare dhe produktet e reagimit, na lejon të zbulojmë se cilët faktorë ndryshojnë ekuilibrin kimik dhe çojnë në ndryshimet e dëshiruara. Bazuar në përfundimet e Le Chatelier, Brown dhe shkencëtarë të tjerë në lidhje me metodat e kryerjes së reaksioneve të kthyeshme, teknologjive industriale, duke lejuar kryerjen e proceseve që më parë dukeshin të pamundura, për të marrë përfitime ekonomike.
Shumëllojshmëri procesesh kimike
Sipas karakteristikave të efektit termik, shumë reagime klasifikohen si ekzotermike ose endotermike. Të parët shkojnë me formimin e nxehtësisë, për shembull, oksidimi i karbonit, hidratimi i acidit sulfurik të koncentruar. Lloji i dytë i ndryshimeve shoqërohet me thithjen e energjisë termike. Shembuj të reaksioneve endotermike: dekompozimi i karbonatit të kalciumit me formimin e gëlqeres së shuar dhe dioksidit të karbonit, formimi i hidrogjenit dhe karbonit gjatë dekompozimit termik të metanit. Në ekuacionet e proceseve ekzo- dhe endotermike, është e nevojshme të tregohet efekti termik. Rishpërndarja e elektroneve ndërmjet atomeve të substancave reaguese ndodh në reaksionet redoks. Katër lloje të proceseve kimike dallohen sipas karakteristikave të reaktantëve dhe produkteve:
Për të karakterizuar proceset, është e rëndësishme plotësia e ndërveprimit të përbërjeve reaguese. Kjo veçori qëndron në bazë të ndarjes së reaksioneve në të kthyeshme dhe të pakthyeshme.
Kthyeshmëria e reaksioneve
Proceset e kthyeshme përbëjnë shumicën e fenomeneve kimike. Formimi i produkteve përfundimtare nga reaktantët është një reagim i drejtpërdrejtë. Në të kundërt, substancat fillestare merren nga produktet e dekompozimit ose sintezës së tyre. Në përzierjen reaguese, lind një ekuilibër kimik, në të cilin fitohen aq përbërës sa zbërthehen molekulat fillestare. Në proceset e kthyeshme, në vend të shenjës "=" midis reaktantëve dhe produkteve, përdoren simbolet "↔" ose "⇌". Shigjetat mund të jenë të pabarabarta në gjatësi, gjë që shoqërohet me dominimin e një prej reagimeve. Në ekuacionet kimike, karakteristikat agregate të substancave mund të tregohen (g - gaze, w - lëngje, m - lëndë të ngurta). Metodat e vërtetuara shkencërisht për të ndikuar në proceset e kthyeshme kanë një rëndësi të madhe praktike. Kështu, prodhimi i amoniakut u bë fitimprurës pas krijimit të kushteve që zhvendosin ekuilibrin drejt formimit të produktit të synuar: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g) . Dukuritë e pakthyeshme çojnë në shfaqjen e një përbërjeje të patretshme ose pak të tretshme, në formimin e një gazi që largohet nga sfera e reaksionit. Këto procese përfshijnë shkëmbimin e joneve, dekompozimin e substancave.
Ekuilibri kimik dhe kushtet për zhvendosjen e tij
Disa faktorë ndikojnë në karakteristikat e proceseve të përparme dhe të kundërta. Një prej tyre është koha. Përqendrimi i substancës së marrë për reaksion zvogëlohet gradualisht, dhe përbërja përfundimtare rritet. Reagimi i drejtimit përpara është gjithnjë e më i ngadalshëm, procesi i kundërt po fiton shpejtësi. Në një interval të caktuar, dy procese të kundërta shkojnë në mënyrë sinkrone. Ndërveprimi ndërmjet substancave ndodh, por përqendrimet nuk ndryshojnë. Arsyeja është ekuilibri kimik dinamik i vendosur në sistem. Ruajtja ose modifikimi i tij varet nga:
- kushtet e temperaturës;
- përqendrimet e përbërjes;
- presioni (për gazrat).
Zhvendosja në ekuilibrin kimik
Në 1884, A. L. Le Chatelier, një shkencëtar i shquar nga Franca, propozoi një përshkrim të mënyrave për të nxjerrë një sistem nga një gjendje ekuilibri dinamik. Metoda bazohet në parimin e veprimit të nivelimit faktorët e jashtëm. Le Chatelier tërhoqi vëmendjen për faktin se proceset lindin në përzierjen reaguese që kompensojnë ndikimin e forcave të jashtme. Parimi i formuluar nga studiuesi francez thotë se një ndryshim i kushteve në një gjendje ekuilibri favorizon rrjedhën e një reaksioni që dobëson një ndikim të jashtëm. Zhvendosja e ekuilibrit i bindet këtij rregulli, vërehet kur ndryshon përbërja, kushtet e temperaturës dhe presioni. Teknologjitë e bazuara në gjetjet e shkencëtarëve përdoren në industri. Shumë proceset kimike, të cilat konsideroheshin praktikisht të pazbatueshme, kryhen falë metodave të zhvendosjes së ekuilibrit.
Ndikimi i përqendrimit
Një ndryshim në ekuilibër ndodh nëse disa komponentë hiqen nga zona e ndërveprimit ose futen pjesë shtesë të një substance. Heqja e produkteve nga përzierja e reaksionit zakonisht shkakton një rritje të shkallës së formimit të tyre, ndërsa shtimi i substancave, përkundrazi, çon në zbërthimin e tyre mbizotërues. Në procesin e esterifikimit, acidi sulfurik përdoret për dehidrim. Kur futet në sferën e reaksionit, rendimenti i metilacetatit rritet: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOSH 3 + H 2 O. Nëse shtoni oksigjen që ndërvepron me dioksidin e squfurit, atëherë ekuilibri kimik zhvendoset drejt reagimi i drejtpërdrejtë i formimit të trioksidit të squfurit. Oksigjeni lidhet me molekulat e SO 3, përqendrimi i tij zvogëlohet, gjë që është në përputhje me rregullin e Le Chatelier për proceset e kthyeshme.
Ndryshimi i temperaturës
Proceset që shkojnë me thithjen ose çlirimin e nxehtësisë janë endo- dhe ekzotermike. Për të zhvendosur ekuilibrin, përdoret ngrohja ose heqja e nxehtësisë nga përzierja reaguese. Një rritje e temperaturës shoqërohet me një rritje të shkallës së fenomeneve endotermike në të cilat thithet energji shtesë. Ftohja çon në avantazhin e proceseve ekzotermike që çlirojnë nxehtësinë. Gjatë ndërveprimit të dioksidit të karbonit me qymyrin, ngrohja shoqërohet me një rritje të përqendrimit të monoksidit, dhe ftohja çon në formimin mbizotërues të blozës: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).
Ndikimi i presionit
Ndryshimi i presionit - faktor i rëndësishëm për përzierjet reaguese, duke përfshirë përbërjet e gazta. Ju gjithashtu duhet t'i kushtoni vëmendje ndryshimit në vëllimet e substancave fillestare dhe rezultuese. Një ulje e presionit çon në një shfaqje mbizotëruese të fenomeneve në të cilat vëllimi i përgjithshëm i të gjithë përbërësve rritet. Rritja e presionit e drejton procesin në drejtim të zvogëlimit të vëllimit të të gjithë sistemit. Ky model vërehet në reagimin e formimit të amoniakut: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Një ndryshim në presion nuk do të ndikojë në ekuilibrin kimik në ato reaksione që zhvillohen në një vëllim konstant.
Kushtet optimale për zbatimin e procesit kimik
Krijimi i kushteve për zhvendosjen e ekuilibrit përcakton kryesisht zhvillimin e modernes teknologjitë kimike. Përdorimi praktik teori shkencore kontribuon në rezultate optimale të prodhimit. Shembulli më i mrekullueshëm është prodhimi i amoniakut: 0,5N 2 (g) + 1,5H 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Një rritje në përmbajtjen e molekulave N 2 dhe H 2 në sistem është e favorshme për sintezën e një substance komplekse nga ato të thjeshta. Reagimi shoqërohet me lëshimin e nxehtësisë, kështu që një ulje e temperaturës do të shkaktojë një rritje të përqendrimit të NH 3. Vëllimi i përbërësve fillestarë është më i madh se vëllimi i produktit të synuar. Një rritje e presionit do të sigurojë një rritje të rendimentit të NH 3.
Në kushtet e prodhimit, zgjidhet raporti optimal i të gjithë parametrave (temperatura, përqendrimi, presioni). Për më tepër, zona e kontaktit midis reaktantëve ka një rëndësi të madhe. Në sistemet e ngurta heterogjene, një rritje e sipërfaqes çon në një rritje të shpejtësisë së reagimit. Katalizatorët rrisin shpejtësinë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta. Përdorimi i substancave me veti të tilla nuk çon në një ndryshim të ekuilibrit kimik, por përshpejton fillimin e tij.