عادة ما يُفهم التوازن على أنه حالة خاصةالنظام أو الجسم، عندما تعوض جميع المؤثرات التي تمارس عليه بعضها البعض. أو غائبة تماما. في الكيمياء، يتم تطبيق مفهوم التوازن على التفاعلات التي تحدث بين مواد مختلفةأو بالأحرى لظروف حدوثها.
مفهوم التوازن
التفاعلات الكيميائية لها العديد من التصنيفات وفقا ل علامات مختلفةولكن عند الحديث عن التوازن الكيميائي، يجب أن نتذكر التفاعلات العكسية وغير العكسية.
إذا أدى التفاعل إلى تكوين منتجات لا تتفاعل مع بعضها البعض، فإننا نتحدث عن عدم التفاعل. ردود فعل عكسيةأي أنهم يسيرون فقط في الاتجاه الأمامي. عادةً ما يكون أحد المنتجات الموجودة فيها عبارة عن مركب غازي أو منفصل قليلاً أو غير قابل للذوبان. على سبيل المثال:
الرصاص (رقم 3) 2 + 2ΗCl<―>PbCl 2 ↓ + 2HNO 3
نا 2 كو 3 + 2ΗCl<―>2NaCl + CO 2 + Η 2 O
NaOΗ + ΗCl<―>كلوريد الصوديوم + Η2O
تكون منتجات التفاعلات العكسية قادرة على التفاعل مع بعضها البعض، وتشكيل المواد الأولية، أي أن تفاعلين موجهين بشكل معاكس يحدثان في وقت واحد. إذا كان معدل التفاعل الأمامي في وقت ما، وفي ظل ظروف معينة، يساوي معدل التفاعل العكسي، إذن التوازن الكيميائي.
وتجدر الإشارة إلى أن هذا التوازن يتميز بالديناميكية. بمعنى آخر، يستمر كلا التفاعلين، لكن قيم التركيز لجميع المشاركين فيه تظل دون تغيير وتسمى بالتوازن.
يتم التعبير عن هذه الحالة رياضياً باستخدام ثابت التوازن (Kp). يجب أن يكون هناك تفاعل بين المواد الموصوفة بالمعادلة aΑ + bB<―>سس + د. بالنسبة لردود الفعل المعاكسة، يمكننا كتابة صيغ لحساب معدلاتها من خلال قانون عمل الكتلة. وبما أنه في حالة التوازن فإن هذه المعدلات ستكون متساوية، فيمكننا التعبير عن نسبة ثوابت معدل تفاعلين متعاكسين. وهذا ما سيكون مساويا عدديا لثابت التوازن.
تساعد قيمة K p في تحديد مدى اكتمال التفاعلات التي تحدث. إذا ك ر<1, то реакция в прямом направлении почти не протекает. Если К р >1، ثم ينتقل التوازن نحو المنتجات.
أنواع التوازن
يمكن أن يكون التوازن الكيميائي صحيحًا أو ظاهريًا أو كاذبًا. ل التوازن الحقيقييتم ملاحظة العلامات:
- إذا لم يكن هناك تأثير خارجي، فهو ثابت مع مرور الوقت.
- إذا تغيرت التأثيرات الخارجية (وهذا يتعلق بدرجة الحرارة والضغط وما إلى ذلك)، فإن حالة النظام تتغير أيضًا. ولكن بمجرد إرجاع القيم الأولية للشروط، يتم استعادة التوازن على الفور.
- يمكن تحقيق حالة التوازن الحقيقي من جانب المنتجات تفاعل كيميائي، ومن المواد الأولية.
إذا لم يتم استيفاء واحد على الأقل من هذه الشروط، يقال أن هذا التوازن موجود واضح (مستقر).إذا بدأت حالة النظام تتغير بشكل لا رجعة فيه عندما تتغير الظروف الخارجية، فإن هذا التوازن يسمى كاذبة (أو محظورة).مثال على هذا الأخير هو تفاعل الحديد مع الأكسجين.
يختلف مفهوم التوازن إلى حد ما عن وجهات نظر الديناميكا الحرارية والحركية. تحت التوازن الديناميكي الحراريمفهوم الحد الأدنى للقيمةطاقة جيبس لنظام معين يتميز التوازن الحقيقي بـ ΔG = 0. وحول الحالة التي تكون فيها معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية، أي v 1 = v 2، يقولون أن هذا التوازن هو - الحركية.
مبدأ لو شاتيليه
درس هنري لو شاتيليه أنماط التوازن المتحرك في القرن التاسع عشر، لكن كارل براون لخص كل هذه الأعمال وصاغ فيما بعد مبدأ التوازن المتحرك:
إذا تأثر نظام التوازن من الخارج، فإن التوازن سوف يتحول في اتجاه تقليل التأثير الناتج
بمعنى آخر، إذا تعرض نظام التوازن لأي تأثير، فإنه يميل إلى التغيير بحيث يكون هذا التأثير في حده الأدنى.
تحول التوازن
دعونا نفكر في عواقب مبدأ لو شاتيليه باستخدام معادلة التفاعل كمثال:
ن 2 + 3Η 2<―>2NΗ 3 + س.
إذا قمت بزيادة درجة الحرارة، فإن التوازن سوف يتحول نحو التفاعل الماص للحرارة. في في هذا المثاليتم إطلاق الحرارة، مما يعني أن التفاعل المباشر طارد للحرارة، وسوف يتحول التوازن إلى المواد الأولية.
إذا قمت بزيادة الضغط، سيؤدي ذلك إلى تحول في التوازن إلى أحجام أصغر المواد الغازية. في المثال الموضح، يوجد 4 مولات من المواد البادئة الغازية و2 مول المنتجات الغازيةمما يعني أن التوازن سوف يتحول نحو منتجات التفاعل.
إذا زاد تركيز المادة البادئة فإن التوازن سينزاح في اتجاه التفاعل الأمامي والعكس. وبالتالي، إذا قمت بزيادة تركيزات N 2 أو Η 2، فسوف يتحول التوازن في الاتجاه الأمامي، وإذا كانت الأمونيا، ثم في الاتجاه المعاكس.
التوازن الكيميائي ومبادئ إزاحته (مبدأ لو شاتيليه)
في التفاعلات العكسية، في ظل ظروف معينة، قد تحدث حالة من التوازن الكيميائي. وهذه هي الحالة التي يصبح فيها معدل التفاعل العكسي سرعة متساويةرد فعل مباشر. ولكن من أجل تحويل التوازن في اتجاه واحد أو آخر، من الضروري تغيير شروط التفاعل. مبدأ تحويل التوازن هو مبدأ لو شاتيليه.
النقاط الرئيسية:
1. تأثير خارجيعلى نظام في حالة توازن يؤدي إلى تحول في هذا التوازن في الاتجاه الذي يضعف فيه تأثير التأثير الناتج.
2. عند زيادة تركيز إحدى المواد المتفاعلة ينتقل التوازن نحو استهلاك هذه المادة، وعندما يقل التركيز يتحول التوازن نحو تكوين هذه المادة.
3. مع زيادة الضغط، يتحول التوازن نحو انخفاض كمية المواد الغازية، أي نحو انخفاض الضغط؛ فعندما ينخفض الضغط يتحول التوازن نحو كميات متزايدة من المواد الغازية، أي نحو زيادة الضغط. إذا استمر التفاعل دون تغيير عدد جزيئات المواد الغازية، فإن الضغط لا يؤثر على موضع التوازن في هذا النظام.
4. عندما ترتفع درجة الحرارة، ينزاح التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة، وعندما تنخفض درجة الحرارة، نحو التفاعل الطارد للحرارة.
بالنسبة للمبادئ، نشكر دليل "بدايات الكيمياء" Kuzmenko N.E.، Eremin V.V.، Popkov V.A.
مهام فحص الدولة الموحدة حول التوازن الكيميائي (A21 سابقًا)
المهمة رقم 1.
H2S(ز) ↔ H2(ز) + S(ز) - س
1. زيادة الضغط
2. ارتفاع درجة الحرارة
3. انخفاض الضغط
توضيح:أولاً، دعونا نفكر في التفاعل: جميع المواد عبارة عن غازات، وعلى الجانب الأيمن يوجد جزيئين من المنتجات، وعلى اليسار يوجد جزيء واحد فقط، ويكون التفاعل أيضًا ماصًا للحرارة (-Q). لذلك، دعونا نفكر في التغير في الضغط ودرجة الحرارة. نحن بحاجة إلى تحول التوازن نحو منتجات التفاعل. إذا قمنا بزيادة الضغط، فسوف يتحول التوازن نحو تقليل الحجم، أي نحو المواد المتفاعلة - وهذا لا يناسبنا. إذا قمنا بزيادة درجة الحرارة، فإن التوازن سوف يتحول نحو التفاعل الماص للحرارة، في حالتنا تجاه المنتجات، وهو ما هو مطلوب. الإجابة الصحيحة هي 2.
المهمة رقم 2.
التوازن الكيميائي في النظام
SO3(ز) + NO(ز) ↔ SO2(ز) + NO2(ز) - س
سوف يتحول نحو تكوين الكواشف عندما:
1. زيادة تركيز NO
2. زيادة تركيز ثاني أكسيد الكبريت
3. ارتفاع درجة الحرارة
4. زيادة الضغط
توضيح:جميع المواد غازات، ولكن الحجم على الجانبين الأيمن والأيسر من المعادلة هو نفسه، وبالتالي فإن الضغط لن يؤثر على التوازن في النظام. خذ بعين الاعتبار التغير في درجة الحرارة: مع زيادة درجة الحرارة، يتحول التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة، وتحديدًا نحو المواد المتفاعلة. الجواب الصحيح هو 3.
المهمة رقم 3.
في النظام
2NO2(ز) ↔ N2O4(ز) + س
سوف يساهم تحول التوازن إلى اليسار
1. زيادة الضغط
2. زيادة تركيز N2O4
3. انخفاض درجة الحرارة
4. إدخال المحفز
توضيح:ولننتبه إلى أن حجمي المواد الغازية على الجانبين الأيمن والأيسر من المعادلة غير متساويين، وبالتالي فإن التغير في الضغط سيؤثر على التوازن في هذا النظام. وهي، مع زيادة الضغط، يتحول التوازن نحو انخفاض في كمية المواد الغازية، أي إلى اليمين. هذا لا يناسبنا. التفاعل طارد للحرارة، وبالتالي فإن التغير في درجة الحرارة سيؤثر على توازن النظام. مع انخفاض درجة الحرارة، سوف يتحول التوازن نحو التفاعل الطارد للحرارة، أي أيضًا إلى اليمين. ومع زيادة تركيز N2O4، ينتقل التوازن نحو استهلاك هذه المادة، أي إلى اليسار. الإجابة الصحيحة هي 2.
المهمة رقم 4.
في رد الفعل
2Fe(s) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(s) + 3H2(g) - س
سوف يتحول التوازن نحو منتجات التفاعل عندما
1. زيادة الضغط
2. إضافة محفز
3. إضافة الحديد
4. إضافة الماء
توضيح:عدد الجزيئات في الأجزاء اليمنى واليسرى هو نفسه، وبالتالي فإن التغير في الضغط لن يؤثر على التوازن في هذا النظام. لنفكر في زيادة تركيز الحديد - يجب أن يتحول التوازن نحو استهلاك هذه المادة، أي إلى اليمين (نحو منتجات التفاعل). الجواب الصحيح هو 3.
المهمة رقم 5.
التوازن الكيميائي
H2O(l) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - س
سوف يتحول نحو تشكيل المنتجات في هذه الحالة
1. زيادة الضغط
2. ارتفاع درجة الحرارة
3. زيادة وقت العملية
4. تطبيقات المحفز
توضيح:لن يؤثر التغير في الضغط على التوازن في نظام معين، حيث ليست كل المواد غازية. مع ارتفاع درجة الحرارة، يتحول التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة، أي إلى اليمين (نحو تكوين المنتجات). الإجابة الصحيحة هي 2.
المهمة رقم 6.
مع زيادة الضغط، سيتحول التوازن الكيميائي نحو المنتجات الموجودة في النظام:
1. CH4(g) + 3S(s) ↔ CS2(g) + 2H2S(g) - س
2. C(t) + CO2(g) ↔ 2CO(g) - س
3. N2(ز) + 3H2(ز) ↔ 2NH3(ز) + س
4. Ca(HCO3)2(t) ↔ CaCO3(t) + CO2(g) + H2O(g) - Q
توضيح:التفاعلان 1 و4 لا يتأثران بالتغيرات في الضغط، لأنه ليست كل المواد المشاركة غازية؛ في المعادلة 2، عدد الجزيئات الموجودة على الجانبين الأيمن والأيسر هو نفسه، لذلك لن يؤثر الضغط. تبقى المعادلة 3: مع زيادة الضغط، يجب أن يتحول التوازن نحو كميات متناقصة من المواد الغازية (4 جزيئات على اليمين، وجزيئين على اليسار)، أي نحو منتجات التفاعل. الجواب الصحيح هو 3.
المهمة رقم 7.
لا يؤثر على تحول التوازن
H2(ز) + I2(ز) ↔ 2HI(ز) - س
1. زيادة الضغط وإضافة المحفز
2. رفع درجة الحرارة وإضافة الهيدروجين
3. خفض درجة الحرارة وإضافة يوديد الهيدروجين
4. إضافة اليود وإضافة الهيدروجين
توضيح:في الجزء الأيمن والأيسر تكون كميات المواد الغازية هي نفسها، وبالتالي فإن تغير الضغط لن يؤثر على التوازن في النظام، كما أن إضافة محفز لن يؤثر عليه أيضًا، لأنه بمجرد إضافة محفز، فإن التأثير المباشر سوف يتسارع رد الفعل، وعلى الفور سيتم استعادة العكس والتوازن في النظام. الاجابه الصحيحه هي 1.
المهمة رقم 8.
لتحويل التوازن في رد فعل إلى اليمين
2NO(ز) + O2(ز) ↔ 2NO2(ز); ΔH°<0
مطلوب
1. مقدمة للمحفز
2. خفض درجة الحرارة
3. انخفاض الضغط
4. انخفاض تركيز الأكسجين
توضيح:سيؤدي انخفاض تركيز الأكسجين إلى تحول في التوازن نحو المواد المتفاعلة (إلى اليسار). سيؤدي انخفاض الضغط إلى تحويل التوازن نحو انخفاض كمية المواد الغازية، أي إلى اليمين. الجواب الصحيح هو 3.
المهمة رقم 9.
العائد المنتج في رد فعل طارد للحرارة
2NO(ز) + O2(ز) ↔ 2NO2(ز)
مع زيادة متزامنة في درجة الحرارة وانخفاض الضغط
1. زيادة
2. سوف تنخفض
3. لن يتغير
4. في البداية سوف يزيد، ثم سوف ينقص
توضيح:فعندما ترتفع درجة الحرارة يتحول التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة أي نحو النواتج، وعندما ينخفض الضغط يتحول التوازن نحو زيادة كميات المواد الغازية أي إلى اليسار أيضًا. وبالتالي فإن إنتاجية المنتج سوف تنخفض. الإجابة الصحيحة هي 2.
المهمة رقم 10.
زيادة إنتاج الميثانول في التفاعل
CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q
يروج
1. ارتفاع درجة الحرارة
2. مقدمة للمحفز
3. إدخال المانع
4. زيادة الضغط
توضيح:مع زيادة الضغط، يتحول التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة، أي نحو المواد المتفاعلة. تؤدي الزيادة في الضغط إلى تحويل التوازن نحو انخفاض كميات المواد الغازية، أي نحو تكوين الميثانول. الجواب الصحيح هو 4.
مهام الحل المستقل (الإجابات أدناه)
1. في النظام
CO(ز) + H2O(ز) ↔ CO2(ز) + H2(ز) + س
سيتم تسهيل التحول في التوازن الكيميائي نحو منتجات التفاعل
1. خفض الضغط
2. ارتفاع درجة الحرارة
3. زيادة تركيز أول أكسيد الكربون
4. زيادة تركيز الهيدروجين
2. في أي نظام، عندما يزداد الضغط، يتحول التوازن نحو منتجات التفاعل؟
1. 2СО2(ز) ↔ 2СО2(ز) + O2(ز)
2. C2H4(ز) ↔ C2H2(ز) + H2(ز)
3. PCl3(g) + Cl2(g) ↔ PCl5(g)
4. H2(ز) + Cl2(ز) ↔ 2HCl(ز)
3. التوازن الكيميائي في النظام
2HBr(ز) ↔ H2(ز) + Br2(ز) - س
سوف يتحول نحو منتجات التفاعل عندما
1. زيادة الضغط
2. ارتفاع درجة الحرارة
3. انخفاض الضغط
4. استخدام المحفز
4. التوازن الكيميائي في النظام
C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + س
يتحول نحو منتجات التفاعل عندما
1. إضافة الماء
2. تقليل تركيز حمض الخليك
3. زيادة تركيز الأثير
4. عند إزالة الإستر
5. التوازن الكيميائي في النظام
2NO(ز) + O2(ز) ↔ 2NO2(ز) + س
يتحول نحو تكوين منتج التفاعل عندما
1. زيادة الضغط
2. ارتفاع درجة الحرارة
3. انخفاض الضغط
4. تطبيق المحفز
6. التوازن الكيميائي في النظام
CO2(ز) + C(s) ↔ 2СО(ز) - س
سوف يتحول نحو منتجات التفاعل عندما
1. زيادة الضغط
2. خفض درجة الحرارة
3. زيادة تركيز ثاني أكسيد الكربون
4. ارتفاع درجة الحرارة
7. لن تؤثر التغيرات في الضغط على حالة التوازن الكيميائي في النظام
1. 2NO(ز) + O2(ز) ↔ 2NO2(ز)
2. N2(ز) + 3H2(ز) ↔ 2NH3(ز)
3. 2CO(ز) + O2(ز) ↔ 2CO2(ز)
4. N2(ز) + O2(ز) ↔ 2NO(ز)
8. في أي نظام، مع زيادة الضغط، سوف يتحول التوازن الكيميائي نحو المواد الأولية؟
1. N2(ز) + 3H2(ز) ↔ 2NH3(ز) + س
2. N2O4(ز) ↔ 2NO2(ز) - س
3. CO2(ز) + H2(ز) ↔ CO(ز) + H2O(ز) - س
4. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q
9. التوازن الكيميائي في النظام
С4Н10(ز) ↔ С4Н6(ز) + 2Н2(ز) - س
سوف يتحول نحو منتجات التفاعل عندما
1. ارتفاع درجة الحرارة
2. خفض درجة الحرارة
3. استخدام المحفز
4. تقليل تركيز البيوتان
10. عن حالة التوازن الكيميائي في النظام
H2(ز) + I2(ز) ↔ 2HI(ز) -Q
لا يؤثر
1. زيادة الضغط
2. زيادة تركيز اليود
3. ارتفاع درجة الحرارة
4. خفض درجة الحرارة
مهام 2016
1. إنشاء تطابق بين معادلة التفاعل الكيميائي والتحول في التوازن الكيميائي مع زيادة الضغط في النظام.
معادلة التفاعل تحول التوازن الكيميائي
أ) N2(ز) + O2(ز) ↔ 2NO(ز) - س 1. التحولات نحو رد الفعل المباشر
ب) N2O4(ز) ↔ 2NO2(ز) - س 2. التحولات نحو رد الفعل العكسي
ب) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) - س 3. لا يوجد تحول في التوازن
د) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q
2. إنشاء مراسلات بين المؤثرات الخارجية على النظام:
CO2(ز) + C(s) ↔ 2СО(ز) - س
والتحول في التوازن الكيميائي.
أ. زيادة تركيز ثاني أكسيد الكربون 1. يتحول نحو التفاعل المباشر
ب. انخفاض الضغط 3. لا يحدث أي تحول في التوازن
3. إنشاء مراسلات بين المؤثرات الخارجية على النظام
HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q
التأثير الخارجي التحول في التوازن الكيميائي
A. إضافة HCOOH 1. التحولات نحو رد الفعل المباشر
ب. التخفيف بالماء 3. لا يحدث أي تحول في التوازن
د- ارتفاع درجة الحرارة
4. إنشاء مراسلات بين المؤثرات الخارجية على النظام
2NO(ز) + O2(ز) ↔ 2NO2(ز) + س
وتحول في التوازن الكيميائي.
التأثير الخارجي التحول في التوازن الكيميائي
أ. انخفاض الضغط 1. التحول نحو رد الفعل الأمامي
ب. زيادة درجة الحرارة 2. التحول نحو رد الفعل العكسي
ب. زيادة درجة حرارة ثاني أكسيد النيتروجين 3. لا يحدث أي تحول في التوازن
د. إضافة O2
5. إنشاء مراسلات بين المؤثرات الخارجية على النظام
4NH3(ز) + 3O2(ز) ↔ 2N2(ز) + 6H2O(ز) + س
وتحول في التوازن الكيميائي.
التأثير الخارجي التحول في التوازن الكيميائي
أ. انخفاض درجة الحرارة 1. التحول نحو التفاعل المباشر
ب. زيادة الضغط 2. التحول نحو رد الفعل العكسي
ب. زيادة تركيز الأمونيا 3. لا يحدث أي تحول في التوازن
د- إزالة بخار الماء
6. إنشاء مراسلات بين المؤثرات الخارجية على النظام
WO3(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) +Q
وتحول في التوازن الكيميائي.
التأثير الخارجي التحول في التوازن الكيميائي
أ. ارتفاع درجة الحرارة 1. التحول نحو رد الفعل المباشر
ب. زيادة الضغط 2. التحول نحو رد الفعل العكسي
ب. استخدام المحفز 3. لا يوجد تحول في التوازن
د- إزالة بخار الماء
7. إنشاء مراسلات بين المؤثرات الخارجية على النظام
С4Н8(ز) + Н2(ز) ↔ С4Н10(ز) + س
وتحول في التوازن الكيميائي.
التأثير الخارجي التحول في التوازن الكيميائي
أ. زيادة تركيز الهيدروجين 1. يتحول نحو التفاعل المباشر
ب. زيادة درجة الحرارة 2. التحول نحو رد الفعل العكسي
ب. زيادة الضغط 3. لا يحدث أي تحول في التوازن
د- استخدام المحفز
8. إنشاء تطابق بين معادلة التفاعل الكيميائي والتغير المتزامن في بارامترات النظام مما يؤدي إلى تحول التوازن الكيميائي نحو التفاعل المباشر.
معادلة التفاعل تغيير معلمات النظام
A. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. زيادة درجة الحرارة وتركيز الهيدروجين
B. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g) -Q 2. انخفاض في درجة الحرارة وتركيز الهيدروجين
ب. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. زيادة درجة الحرارة وانخفاض تركيز الهيدروجين
D. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. انخفاض درجة الحرارة وزيادة تركيز الهيدروجين
9. إنشاء تطابق بين معادلة التفاعل الكيميائي وتحول التوازن الكيميائي مع زيادة الضغط في النظام.
معادلة التفاعل اتجاه تحول التوازن الكيميائي
أ. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(s) 1. التحول نحو التفاعل المباشر
B. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. ينزاح نحو التفاعل العكسي
ب. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. لا يوجد تحول في التوازن
ز. H2(ز) + F2(ز) ↔ 2HF(ز)
10. إنشاء تطابق بين معادلة التفاعل الكيميائي والتغير المتزامن في شروط تنفيذه مما يؤدي إلى تحول التوازن الكيميائي نحو التفاعل المباشر.
معادلة التفاعل الظروف المتغيرة
أ. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. زيادة درجة الحرارة والضغط
ب. N2O4(l) ↔ 2NO2(g) -Q 2. انخفاض درجة الحرارة والضغط
ب. CO2(g) + C(صلب) ↔ 2CO(g) + Q 3. زيادة في درجة الحرارة وانخفاض في الضغط
D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. انخفاض درجة الحرارة وزيادة الضغط
الإجابات: 1 - 3، 2 - 3، 3 - 2، 4 - 4، 5 - 1، 6 - 4، 7 - 4، 8 - 2، 9 - 1، 10 - 1
1. 3223
2. 2111
3. 1322
4. 2221
5. 1211
6. 2312
7. 1211
8. 4133
9. 1113
10. 4322
بالنسبة للواجبات، نشكر مجموعات التمارين لعام 2016، 2015، 2014، 2013، المؤلفون:
كافيرنينا أ.، دوبروتينا دي يو.، سناستينا إم. جي.، سافينكينا إي. في.، زيفينوفا أو. جي.
إذا لم تتغير الظروف الخارجية للعملية الكيميائية، فإن حالة التوازن الكيميائي يمكن أن تظل إلى أجل غير مسمى. عن طريق تغيير ظروف التفاعل (درجة الحرارة، الضغط، التركيز) يمكنك تحقيقه الإزاحة أو التحول في التوازن الكيميائي في الاتجاه المطلوب .
يؤدي تحول التوازن إلى اليمين إلى زيادة تركيز المواد التي توجد صيغها على الجانب الأيمن من المعادلة. سيؤدي تحول التوازن إلى اليسار إلى زيادة تركيز المواد التي توجد صيغها على اليسار. وفي هذه الحالة سينتقل النظام إلى حالة جديدة من التوازن تتميز القيم الأخرى لتركيزات التوازن للمشاركين في التفاعل.
إن التحول في التوازن الكيميائي الناجم عن الظروف المتغيرة يطيع القاعدة التي صاغها الفيزيائي الفرنسي أ. لو شاتيليه عام 1884 (مبدأ لو شاتيليه).
مبدأ لو شاتيليه:إذا تعرض نظام في حالة توازن كيميائي لأي تأثير، على سبيل المثال، عن طريق تغيير درجة الحرارة أو الضغط أو تراكيز الكواشف، فإن التوازن سوف يتحول في اتجاه التفاعل الذي يضعف التأثير .
تأثير التغيرات في التركيز على التحول في التوازن الكيميائي.
وفقا لمبدأ لو شاتيليه تؤدي زيادة تركيز أي من المشاركين في التفاعل إلى تحول التوازن نحو التفاعل مما يؤدي إلى انخفاض تركيز هذه المادة.
يخضع تأثير التركيز على حالة التوازن للقواعد التالية:
مع زيادة تركيز إحدى المواد البادئة، يزداد معدل التفاعل الأمامي وينتقل التوازن نحو تكوين نواتج التفاعل والعكس؛
ومع زيادة تركيز أحد نواتج التفاعل، تزداد سرعة التفاعل العكسي، مما يؤدي إلى تحول التوازن في اتجاه تكوين المواد البادئة والعكس.
على سبيل المثال، إذا كان في نظام التوازن:
SO 2 (ز) + NO 2 (ز) SO 3 (ز) + NO (ز)
زيادة تركيز SO 2 أو NO 2، فإنه وفقًا لقانون عمل الكتلة، سيزداد معدل التفاعل المباشر. سيؤدي ذلك إلى تحول التوازن إلى اليمين، مما سيؤدي إلى استهلاك المواد الأولية وزيادة تركيز منتجات التفاعل. سيتم إنشاء حالة توازن جديدة بتركيزات توازن جديدة للمواد الأولية ومنتجات التفاعل. عندما ينخفض تركيز أحد منتجات التفاعل، على سبيل المثال، فإن النظام سوف يتفاعل بطريقة تؤدي إلى زيادة تركيز المنتج. سيتم إعطاء الميزة للتفاعل المباشر، مما يؤدي إلى زيادة تركيز منتجات التفاعل.
تأثير تغيرات الضغط على تحول التوازن الكيميائي.
وفقا لمبدأ لو شاتيليه تؤدي زيادة الضغط إلى تحول في التوازن نحو تكوين عدد أقل من الجزيئات الغازية، أي. نحو حجم أصغر.
على سبيل المثال، في رد فعل عكسي:
2NO 2 (ز) 2NO (ز) + O 2 (ز)
من 2 مول NO 2 يتم تشكيل 2 مول NO و 1 مول O 2. تشير المعاملات المتكافئة أمام صيغ المواد الغازية إلى أن حدوث تفاعل أمامي يؤدي إلى زيادة عدد مولات الغازات، وحدوث تفاعل عكسي على العكس يقلل من عدد مولات المادة الغازية مادة. إذا تم ممارسة تأثير خارجي على مثل هذا النظام، على سبيل المثال، عن طريق زيادة الضغط، فإن النظام سوف يتفاعل بطريقة تؤدي إلى إضعاف هذا التأثير. يمكن أن ينخفض الضغط إذا تحول توازن تفاعل معين نحو عدد أقل من مولات المادة الغازية، وبالتالي حجم أصغر.
على العكس من ذلك، ترتبط الزيادة في الضغط في هذا النظام بتحول التوازن إلى اليمين - نحو تحلل NO 2، مما يزيد من كمية المادة الغازية.
إذا ظل عدد مولات المواد الغازية قبل وبعد التفاعل ثابتا، أي. لا يتغير حجم النظام أثناء التفاعل، فإن التغير في الضغط يغير بالتساوي معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية ولا يؤثر على حالة التوازن الكيميائي.
على سبيل المثال، في رد الفعل:
H 2 (ز) + Cl 2 (ز) 2HCl (ز)،
يبقى إجمالي عدد مولات المواد الغازية قبل التفاعل وبعده ثابتًا ولا يتغير الضغط في النظام. ولا يتغير التوازن في هذا النظام عندما يتغير الضغط.
تأثير التغيرات في درجات الحرارة على التحول في التوازن الكيميائي.
في كل تفاعل عكسي، يتوافق أحد الاتجاهين مع عملية طاردة للحرارة، والآخر مع عملية ماصة للحرارة. لذا، في تفاعل تخليق الأمونيا، يكون التفاعل الأمامي طاردًا للحرارة، والتفاعل العكسي ماصًا للحرارة.
N 2 (ز) + 3H 2 (ز) 2NH 3 (ز) + س (-ΔH).
عندما تتغير درجة الحرارة، تتغير معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية، إلا أن تغيرات المعدل لا تحدث بنفس القدر. وفقا لمعادلة أرهينيوس، فإن التفاعل الماص للحرارة، الذي يتميز بطاقة تنشيط كبيرة، يستجيب بدرجة أكبر للتغيرات في درجات الحرارة.
ولذلك، لتقييم تأثير درجة الحرارة على اتجاه تحول التوازن الكيميائي، من الضروري معرفة التأثير الحراري لهذه العملية. ويمكن تحديده تجريبيا، على سبيل المثال، باستخدام المسعر، أو حسابه على أساس قانون G. Hess. تجدر الإشارة إلى ذلك يؤدي التغير في درجة الحرارة إلى تغير في قيمة ثابت التوازن الكيميائي (K p).
وفقا لمبدأ لو شاتيليه تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تحويل التوازن نحو تفاعل ماص للحرارة. مع انخفاض درجة الحرارة، يتحول التوازن نحو التفاعل الطارد للحرارة.
هكذا، زيادة درجة الحرارةفي تفاعل تخليق الأمونيا سيؤدي إلى تحول في التوازن نحو ماص للحرارةردود الفعل، أي. إلى اليسار. وتعطى الميزة للتفاعل العكسي الذي يحدث مع امتصاص الحرارة.
يمكن أن تستمر حالة التوازن للتفاعل العكسي إلى أجل غير مسمى (دون تدخل خارجي). ولكن إذا تم ممارسة تأثير خارجي على مثل هذا النظام (تغيير درجة الحرارة أو الضغط أو تركيز المواد النهائية أو الأولية)، فسيتم انتهاك حالة التوازن. ستصبح سرعة أحد التفاعلات أكبر من سرعة الآخر. بمرور الوقت، سيحتل النظام مرة أخرى حالة التوازن، لكن تركيزات التوازن الجديدة للمواد الأولية والنهائية ستختلف عن تلك الأصلية. في هذه الحالة يتحدثون عن تحول في التوازن الكيميائي في اتجاه أو آخر.
إذا أصبحت سرعة التفاعل الأمامي، نتيجة لتأثير خارجي، أكبر من سرعة التفاعل العكسي، فإن هذا يعني أن التوازن الكيميائي قد تحول إلى اليمين. وعلى العكس من ذلك، إذا أصبح معدل التفاعل العكسي أكبر، فهذا يعني أن التوازن الكيميائي قد تحول إلى اليسار.
عندما ينحرف التوازن إلى اليمين، تنخفض تراكيز التوازن للمواد الأولية وتزداد تراكيز التوازن للمواد النهائية مقارنة بتركيزات التوازن الأولي. وفقًا لذلك، يزداد أيضًا إنتاج منتجات التفاعل.
يؤدي تحول التوازن الكيميائي إلى اليسار إلى زيادة في تركيزات التوازن للمواد الأولية وانخفاض في تركيزات التوازن للمنتجات النهائية، مما يؤدي إلى انخفاض العائد.
يتم تحديد اتجاه التحول في التوازن الكيميائي باستخدام مبدأ لو شاتيليه: "إذا حدث تأثير خارجي على نظام في حالة توازن كيميائي (تغير درجة الحرارة، الضغط، تركيز مادة أو أكثر من المواد المشاركة في التفاعل)، فإن هذا سيؤدي إلى زيادة معدل ذلك التفاعل الذي يؤدي حدوثه إلى تعويض (تقليل) التأثير."
على سبيل المثال، مع زيادة تركيز المواد البادئة، يزداد معدل التفاعل الأمامي وينتقل التوازن إلى اليمين. وعندما ينخفض تركيز المواد البادئة، على العكس من ذلك، يزداد معدل التفاعل العكسي، وينتقل التوازن الكيميائي إلى اليسار.
عندما ترتفع درجة الحرارة (أي عندما يسخن النظام)، يتحول التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة، وعندما تنخفض (أي عندما يبرد النظام) - نحو التفاعل الطارد للحرارة. (إذا كان التفاعل الأمامي طاردًا للحرارة، فإن التفاعل العكسي سيكون بالضرورة ماصًا للحرارة، والعكس صحيح).
وينبغي التأكيد على أن الزيادة في درجة الحرارة، كقاعدة عامة، تزيد من معدل التفاعلات الأمامية والعكسية، ولكن معدل التفاعل الماص للحرارة يزيد إلى حد أكبر من معدل التفاعل الطارد للحرارة. وفقًا لذلك، عندما يتم تبريد النظام، تنخفض معدلات التفاعلات الأمامية والخلفية، ولكن أيضًا ليس بالقدر نفسه: بالنسبة للتفاعل الطارد للحرارة يكون أقل بكثير من التفاعل الماص للحرارة.
لا يؤثر التغير في الضغط على تغير التوازن الكيميائي إلا في حالة استيفاء شرطين:
من الضروري أن تكون إحدى المواد المشاركة في التفاعل على الأقل في حالة غازية، على سبيل المثال:
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - يؤثر التغير في الضغط على إزاحة التوازن.
CH 3 COOH (سائل) + C 2 H 5 OH (سائل) CH 3 COOC 2 H 5 (سائل) + H 2 O (سائل) – التغير في الضغط لا يؤثر على التحول في التوازن الكيميائي، لأن لا يوجد أي من المواد الأولية أو النهائية في حالة غازية؛
إذا كانت هناك عدة مواد في الحالة الغازية، فمن الضروري ألا يكون عدد جزيئات الغاز على الجانب الأيسر من المعادلة لمثل هذا التفاعل مساوياً لعدد جزيئات الغاز على الجانب الأيمن من المعادلة، على سبيل المثال:
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - تؤثر تغيرات الضغط على تحول التوازن
I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – تغير الضغط لا يؤثر على تحول التوازن
عند تحقق هذين الشرطين، تؤدي زيادة الضغط إلى تحول التوازن نحو تفاعل يؤدي حدوثه إلى تقليل عدد جزيئات الغاز في النظام. في مثالنا (الاحتراق الحفاز لثاني أكسيد الكبريت) سيكون هذا رد فعل مباشر.
على العكس من ذلك، يؤدي انخفاض الضغط إلى تحويل التوازن نحو التفاعل الذي يحدث مع تكوين عدد أكبر من جزيئات الغاز. في مثالنا، سيكون هذا رد الفعل المعاكس.
تؤدي زيادة الضغط إلى انخفاض حجم النظام، وبالتالي زيادة التركيزات المولية للمواد الغازية. ونتيجة لذلك، يزداد معدل التفاعلات الأمامية والعكسية، ولكن ليس بنفس الدرجة. يؤدي انخفاض الضغط وفقًا لمخطط مماثل إلى انخفاض معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية. ولكن في الوقت نفسه، فإن معدل التفاعل، الذي يتحول التوازن نحوه، يتناقص بدرجة أقل.
المحفز لا يؤثر على تحول التوازن، لأنه فهو يسرع (أو يبطئ) كلاً من ردود الفعل الأمامية والخلفية بنفس الدرجة. في وجوده، يتم إنشاء التوازن الكيميائي بشكل أسرع (أو أبطأ).
إذا تأثر النظام بعدة عوامل في وقت واحد، فإن كل واحد منها يعمل بشكل مستقل عن العوامل الأخرى. على سبيل المثال، في تركيب الأمونيا
N2(غاز) + 3H2(غاز) 2NH3(غاز)
ويتم التفاعل بالتسخين وبوجود عامل محفز لزيادة سرعته، لكن تأثير درجة الحرارة يؤدي إلى تحول توازن التفاعل إلى اليسار، نحو التفاعل الماص للحرارة العكسي. وهذا يؤدي إلى انخفاض في إنتاج NH 3. للتعويض عن هذا التأثير غير المرغوب فيه لدرجة الحرارة وزيادة إنتاج الأمونيا، يتم زيادة الضغط في النظام في وقت واحد، مما يحول توازن التفاعل إلى اليمين، أي. نحو تكوين عدد أقل من جزيئات الغاز.
في هذه الحالة، يتم اختيار الظروف المثلى للتفاعل (درجة الحرارة والضغط) تجريبيًا، والتي بموجبها سيتم التفاعل بسرعة عالية بما فيه الكفاية ويعطي عائدًا مجديًا اقتصاديًا للمنتج النهائي.
ويستخدم مبدأ لو شاتيليه بالمثل في الصناعة الكيميائية في إنتاج عدد كبير من المواد المختلفة ذات الأهمية الكبيرة للاقتصاد الوطني.
لا ينطبق مبدأ لوشاتيلييه على التفاعلات الكيميائية العكسية فحسب، بل ينطبق أيضًا على العديد من عمليات التوازن الأخرى: الفيزيائية والفيزيائية والكيميائية والبيولوجية.
يتميز جسم الإنسان البالغ بالثبات النسبي للعديد من العوامل، بما في ذلك المؤشرات البيوكيميائية المختلفة، بما في ذلك تركيزات المواد النشطة بيولوجيا. ومع ذلك، لا يمكن أن تسمى هذه الحالة التوازن، لأنه ولا ينطبق على الأنظمة المفتوحة.
جسم الإنسان، مثل أي نظام حي، يتبادل باستمرار مواد مختلفة مع البيئة: فهو يستهلك الطعام ويطلق منتجات الأكسدة والتحلل. لذلك، فهو نموذجي للكائن الحي حالة مستقرة، يتم تعريفها على أنها ثبات معلماتها بمعدل ثابت لتبادل المادة والطاقة مع البيئة. بالنسبة للتقريب الأول، يمكن اعتبار الحالة الثابتة بمثابة سلسلة من حالات التوازن المترابطة عن طريق عمليات الاسترخاء. في حالة التوازن، يتم الحفاظ على تركيزات المواد المشاركة في التفاعل بسبب تجديد المنتجات الأولية من الخارج وإزالة المنتجات النهائية إلى الخارج. إن التغيير في محتواها في الجسم لا يؤدي، على عكس الأنظمة المغلقة، إلى توازن ديناميكي حراري جديد. يعود النظام إلى حالته الأصلية. وبالتالي، يتم الحفاظ على الثبات الديناميكي النسبي لتكوين وخصائص البيئة الداخلية للجسم، مما يحدد استقرار وظائفه الفسيولوجية. تسمى هذه الخاصية للنظام الحي بشكل مختلف التوازن.
خلال حياة الكائن الحي في حالة ثابتة، على عكس نظام التوازن المغلق، تحدث زيادة في الإنتروبيا. ومع ذلك، إلى جانب ذلك، تحدث العملية العكسية أيضًا في وقت واحد - انخفاض في الإنتروبيا بسبب استهلاك العناصر الغذائية ذات قيمة الإنتروبيا المنخفضة من البيئة (على سبيل المثال، المركبات الجزيئية العالية - البروتينات والسكريات والكربوهيدرات وما إلى ذلك) و إطلاق منتجات التحلل في البيئة. وفقًا لموقف آي آر بريجوجين، فإن إجمالي إنتاج الإنتروبيا لكائن حي في حالة ثابتة يميل إلى الحد الأدنى.
تم تقديم مساهمة كبيرة في تطوير الديناميكا الحرارية غير المتوازنة بواسطة آي آر بريجوزيالحائز على جائزة نوبل عام 1977، والذي جادل بأنه "في أي نظام غير متوازن هناك مناطق محلية تكون في حالة توازن. في الديناميكا الحرارية الكلاسيكية، يشير التوازن إلى النظام بأكمله، ولكن في عدم التوازن، يشير فقط إلى أجزائه الفردية.
لقد ثبت أن الإنتروبيا في مثل هذه الأنظمة تزداد أثناء التطور الجنيني وأثناء عمليات التجديد ونمو الأورام الخبيثة.
9. معدل التفاعل الكيميائي. التوازن الكيميائي
9.2. التوازن الكيميائي وإزاحته
معظم التفاعلات الكيميائية قابلة للعكس، أي. يتدفق في نفس الوقت في اتجاه تكوين المنتجات وفي اتجاه تحللها (من اليسار إلى اليمين ومن اليمين إلى اليسار).
أمثلة على معادلات التفاعل للعمليات العكسية:
N 2 + 3H 2 ⇄ t °، p، cat 2NH 3
2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , cat 2SO 3
ح 2 + أنا 2 ⇄ ر ° 2HI
تتميز التفاعلات العكسية بحالة خاصة تسمى حالة التوازن الكيميائي.
التوازن الكيميائي- هذه حالة من النظام تكون فيها معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية. عند التحرك نحو التوازن الكيميائي، ينخفض معدل التفاعل الأمامي وتركيز المواد المتفاعلة، بينما يزداد التفاعل العكسي وتركيز النواتج.
في حالة التوازن الكيميائي، يتكون مقدار من الناتج في وحدة الزمن بقدر ما يتحلل. ونتيجة لذلك، فإن تركيزات المواد في حالة التوازن الكيميائي لا تتغير مع مرور الوقت. ومع ذلك، هذا لا يعني على الإطلاق أن تركيزات أو كتل (أحجام) التوازن لجميع المواد متساوية بالضرورة مع بعضها البعض (انظر الشكل 9.8 و9.9). التوازن الكيميائي هو توازن ديناميكي (متنقل) يمكنه الاستجابة للمؤثرات الخارجية.
يسمى انتقال نظام التوازن من حالة توازن إلى أخرى بالإزاحة أو التحول في التوازن. من الناحية العملية، يتحدثون عن تحول في التوازن نحو منتجات التفاعل (إلى اليمين) أو نحو المواد الأولية (إلى اليسار)؛ التفاعل الأمامي هو الذي يحدث من اليسار إلى اليمين، والتفاعل العكسي يحدث من اليمين إلى اليسار. تظهر حالة التوازن بواسطة سهمين موجهين بشكل متعاكس: ⇄.
مبدأ تحول التوازنصاغها العالم الفرنسي لو شاتيليه (1884): التأثير الخارجي على نظام في حالة توازن يؤدي إلى تحول هذا التوازن في اتجاه يضعف تأثير التأثير الخارجي
دعونا صياغة القواعد الأساسية لتحويل التوازن.
تأثير التركيز: عندما يزيد تركيز المادة ينتقل التوازن نحو استهلاكها، وعندما ينخفض إلى تكوينها.
على سبيل المثال، مع زيادة في تركيز H 2 في تفاعل عكسي
ح 2 (ز) + أنا 2 (ز) ⇄ 2HI (ز)
سيزداد معدل التفاعل الأمامي، اعتمادًا على تركيز الهيدروجين. ونتيجة لذلك، سوف يتحول التوازن إلى اليمين. ومع انخفاض تركيز H 2، سينخفض معدل التفاعل الأمامي، ونتيجة لذلك، سينزاح توازن العملية إلى اليسار.
تأثير درجة الحرارة: عندما ترتفع درجة الحرارة يتحول التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة، وعندما تنخفض درجة الحرارة يتحول نحو التفاعل الطارد للحرارة.
من المهم أن نتذكر أنه مع زيادة درجة الحرارة، يزداد معدل التفاعلات الخارجية والماصة للحرارة، ولكن عدد أكبرمرات - رد فعل ماص للحرارة، حيث تكون E a أكبر دائمًا. مع انخفاض درجة الحرارة، ينخفض معدل كلا التفاعلين، ولكن مرة أخرى بعدد أكبر من المرات - ماص للحرارة. ومن الملائم توضيح ذلك من خلال رسم تخطيطي تتناسب فيه قيمة السرعة مع طول الأسهم، ويتحول التوازن في اتجاه السهم الأطول.
تأثير الضغط: إن التغير في الضغط يؤثر على حالة التوازن فقط عندما تدخل الغازات في التفاعل، وحتى عندما تكون المادة الغازية في طرف واحد فقط من المعادلة الكيميائية. أمثلة على معادلات التفاعل:
- يؤثر الضغط على تحول التوازن:
3H 2 (ز) + N 2 (ز) ⇄ 2NH 3 (ز)،
CaO (تلفزيون) + CO 2 (جم) ⇄ CaCO 3 (تلفزيون)؛
- الضغط لا يؤثر على تحول التوازن:
Cu (تلفزيون) + S (تلفزيون) = CuS (تلفزيون)،
NaOH (محلول) + HCl (محلول) = NaCl (محلول) + H2O (l).
عندما ينخفض الضغط يتحول التوازن نحو تكوين كمية كيميائية أكبر من المواد الغازية، وعندما يزيد الضغط يتحول التوازن نحو تكوين كمية كيميائية أقل من المواد الغازية. إذا كانت الكميات الكيميائية للغازات في طرفي المعادلة متساوية فإن الضغط لا يؤثر على حالة التوازن الكيميائي:
H 2 (جم) + Cl 2 (جم) = 2HCl (جم).
من السهل أن نفهم ذلك، نظرًا لأن تأثير التغير في الضغط يشبه تأثير التغير في التركيز: مع زيادة الضغط n مرات، يزداد تركيز جميع المواد في التوازن بنفس المقدار (والعكس صحيح). ).
تأثير حجم نظام التفاعل: يرتبط التغير في حجم نظام التفاعل بتغير الضغط ويؤثر فقط على حالة توازن التفاعلات التي تتضمن مواد غازية. ويعني الانخفاض في الحجم زيادة في الضغط ويؤدي إلى تحول التوازن نحو تكوين غازات كيميائية أقل. تؤدي الزيادة في حجم النظام إلى انخفاض الضغط وتحول التوازن نحو تكوين كمية كيميائية أكبر من المواد الغازية.
إدخال محفز في نظام التوازن أو تغيير في طبيعته لا يغير التوازن (لا يزيد من إنتاجية المنتج)، حيث أن المحفز يسرع التفاعلات الأمامية والعكسية بنفس الدرجة. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن المحفز يقلل بالتساوي من طاقة التنشيط للعمليات الأمامية والخلفية. إذن لماذا يستخدمون المحفز في العمليات القابلة للعكس؟ والحقيقة هي أن استخدام المحفز في العمليات العكسية يعزز البداية السريعة للتوازن، وهذا يزيد من كفاءة الإنتاج الصناعي.
ترد في الجدول أمثلة محددة لتأثير العوامل المختلفة على تحول التوازن. 9.1 لتفاعل تخليق الأمونيا الذي يحدث مع إطلاق الحرارة. بمعنى آخر، التفاعل الأمامي طارد للحرارة، والتفاعل العكسي ماص للحرارة.
الجدول 9.1
تأثير العوامل المختلفة على التحول في توازن تفاعل تخليق الأمونيا
| العوامل المؤثرة على نظام التوازن | اتجاه إزاحة تفاعل التوازن 3 H 2 + N 2 ⇄ t, p, cat 2 NH 3 + Q |
|---|---|
| زيادة في تركيز الهيدروجين، ق (H 2) | ينزاح التوازن إلى اليمين، ويستجيب النظام بتقليل c (H 2) |
| انخفاض في تركيز الأمونيا، s (NH 3)↓ | ينزاح التوازن إلى اليمين، ويستجيب النظام بزيادة في c (NH 3) |
| زيادة تركيز الأمونيا s (NH3) | ينزاح التوازن إلى اليسار، ويستجيب النظام بتقليل c (NH 3) |
| انخفاض في تركيز النيتروجين، ق (ن 2)↓ | ينزاح التوازن إلى اليسار، ويستجيب النظام بزيادة c (N 2) |
| الضغط (انخفاض الحجم، زيادة الضغط) | ينزاح التوازن إلى اليمين، باتجاه انخفاض حجم الغازات |
| التمدد (زيادة الحجم، انخفاض الضغط) | ينزاح التوازن إلى اليسار باتجاه زيادة حجم الغاز |
| زيادة الضغط | ينزاح التوازن نحو اليمين نحو حجم أصغر من الغاز |
| انخفاض الضغط | ينزاح التوازن إلى اليسار باتجاه حجم أكبر من الغازات |
| زيادة درجة الحرارة | ينزاح التوازن إلى اليسار باتجاه التفاعل الماص للحرارة |
| انخفاض درجة الحرارة | ينزاح التوازن نحو اليمين نحو التفاعل الطارد للحرارة |
| إضافة محفز | التوازن لا يتغير |
مثال 9.3. في حالة توازن العملية
2SO 2 (ز) + O 2 (ز) ⇄ 2SO 3 (ز)
تركيزات المواد (mol / dm 3) SO 2 و O 2 و SO 3 هي على التوالي 0.6 و 0.4 و 0.2. أوجد التركيزات الأولية لـ SO 2 وO 2 (التركيز الأولي لـ SO 3 يساوي صفرًا).
حل. أثناء التفاعل، يتم استهلاك SO 2 وO 2
ج خارج (SO 2) = ج يساوي (SO 2) + ج خارج (SO 2)،
ج خارج (O 2) = ج يساوي (O 2) + ج خارج (O 2).
تم العثور على قيمة c المنفقة باستخدام c (SO 3):
س = 0.2 مول/دم3.
ج (SO 2) = 0.6 + 0.2 = 0.8 (مول/دم3).
ص = 0.1 مول/دم3.
ج خارج (O 2) = 0.4 + 0.1 = 0.5 (مول / دسم 3).
الجواب: 0.8 مول/دم3SO2؛ 0.5 مول/دم3O2.
عند أداء مهام الامتحان، غالبا ما يتم الخلط بين تأثير العوامل المختلفة، من ناحية، على معدل التفاعل، ومن ناحية أخرى، على التحول في التوازن الكيميائي.
لعملية عكسها
ومع زيادة درجة الحرارة، يزداد معدل التفاعلات الأمامية والعكسية؛ ومع انخفاض درجة الحرارة، ينخفض معدل التفاعلات الأمامية والعكسية؛
مع زيادة الضغط، تزداد معدلات جميع التفاعلات التي تحدث بمشاركة الغازات، المباشرة والعكسية. مع انخفاض الضغط، ينخفض \u200b\u200bمعدل جميع التفاعلات التي تحدث بمشاركة الغازات، المباشرة والعكسية؛
إن إدخال محفز في النظام أو استبداله بمحفز آخر لا يغير التوازن.
مثال 9.4. تحدث عملية عكسية، موصوفة بالمعادلة
N 2 (جم) + 3H2 (جم) ⇄ 2NH 3 (جم) + Q
خذ بعين الاعتبار العوامل التالية: 1) زيادة معدل تخليق تفاعل الأمونيا؛ 2) تحويل الرصيد إلى اليمين:
أ) انخفاض في درجة الحرارة.
ب) زيادة الضغط.
ج) انخفاض في تركيز NH 3؛
د) استخدام المحفز.
ه) زيادة في تركيز N 2.
حل. العوامل ب)، د) وه) زيادة معدل تفاعل تخليق الأمونيا (وكذلك زيادة درجة الحرارة، وزيادة تركيز H 2)؛ انقل التوازن إلى اليمين - أ)، ب)، ج)، ه).
الجواب: 1) ب، د، د؛ 2) أ، ب، ج، د.
مثال 9.5. يوجد أدناه مخطط الطاقة للتفاعل العكسي
اذكر جميع العبارات الصحيحة:
أ) التفاعل العكسي يحدث بشكل أسرع من التفاعل الأمامي؛
ب) مع زيادة درجة الحرارة، يزيد معدل التفاعل العكسي مرات أكثر من التفاعل الأمامي؛
ج) يحدث رد فعل مباشر مع امتصاص الحرارة.
د) معامل درجة الحرارة γ أكبر بالنسبة للتفاعل العكسي.
حل.
أ) العبارة صحيحة، حيث أن E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) أقل من E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).
ب) العبارة غير صحيحة؛ معدل التفاعل المباشر الذي تكون فيه E a أكبر يزداد بعدد أكبر من المرات.
ج) العبارة صحيحة، Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).
د) العبارة غير صحيحة، γ أكبر بالنسبة للتفاعل المباشر، وفي هذه الحالة يكون E a أكبر.
الجواب: أ)، ج).