Chemia Liceum Gimnazjum Testy Matura

Powrót

(R) Procesy równowagowe

Ta sama reakcja w zależności od warunków może być reakcją odwracalną lub nieodwracalną.

Przykład
Rozkład wody pod wpływem prądu elektrycznego − proces nieodwracalny − w tych samych warunkach wodór nie reaguje z tlenem.
2H2O → 2H2 + O2
Spalanie wodoru w tlenie − reakcja nieodwracalna − w tych warunkach woda nie ulegnie rozkładowi.
2H2 + O2 → 2H2O

Jednak teoretycznie można by uznać tą reakcję za odwracalną, gdyż przebiega ona w obu kierunkach, tylko pod innymi warunkami.
2H2 + O2 ⇌ 2H2O

Reakcje nieodwracalne

− następuje reakcja substratów i powstają produkty
− z otrzymanych produktów nie powstają substancje wyjściowe w tych samych warunkach. Reakcja przebiega w jednym kierunku.

Przykłady
2Mg + O2 → 2MgO
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2

Reakcje odwracalne − reakcja substratów prowadzi do powstania produktów, które mogą reagować ze sobą i ponownie tworzyć substraty, z których powstały, w tych samych warunkach.

Przykład
CH4(g) + H2O(g) ⇌ CO(g) + 3H2(g)
Oznacza to, że mogą zachodzić dwie reakcje:
CH4(g) + H2O(g)  → CO(g) + 3H2(g)
 CO(g) + 3H2(g) → CH4(g) + H2O(g)

W reakcjach odwracalnych w określonych warunkach (ciśnienia, temperatury, stężenia) ustala się stan równowagi dynamicznej, czyli

− stężenia reagentów nie zmieniają się
− procesy w obu kierunkach zachodzą z taką samą szybkością
− w określonym czasie z produktów powstaje taka sama ilość substancji wyjściowej, jaka utworzyła te produkty
− katalizator nie wpływa na położenie stanu równowagi, jedynie przyspiesza reakcję

Ten stan równowagi mogą zaburzyć czynniki zewnętrzne np. zmiana temperatury, ciśnienia. 
 

   Wykres zmiany stężeń reagentów w czasie

Przykładowa reakcja

Reakcja zachodzi wg równania
2 NO2(g) → 2 NO(g) + O2(g) 

Z wykresu można odczytać, że stan równowagi dynamicznej powstał po upływie 5s.

równowaga chemiczna

Prawo działania mas (prawo Guldberga i Waagego)
dla reakcji wg schematu ogólnego:    aA + bB ⇌ cC + dD

stała równowagi chemia

Kc − stężeniowa stała równowagi chemicznej
a,b,c,d − współczynniki reakcji

− opisuje zależność między stężeniami substratów i produktów w stanie równowagi 
− stosunek iloczynów stężeń molowych produktów do iloczynu stężeń molowych substratów jest wielkością stałą w danej temperaturze
− stężenia podnosimy do odpowiednich potęg równych współczynnikom reakcji

Przyklad.
Jeśli reagentami są substancje gazowe w miejsce stężeń stosuje się ciśnienia.

3H2(g) + N2(g) ⇌ 2NH3(g)  Stała ciśnieniowa amoniak

Przykład
Jeśli reagentem jest ciało stałe, to przyjmuje się, że jego stężenie są równe 1 i jest ono pomijane.

C(s) + O2(g) ⇌ CO2(g) Stała równowagi CO2

K − stała równowagi
− bez jednostki
− nie zależy od stężeń i ciśnienia
− zależy od temperatury

− im większa wartość stałej równowagi tym  większa wydajność reakcji, czyli równowaga reakcji przesunięta jest w prawą stronę − w stronę produktów.

K >> 1    reakcja zachodzi praktycznie tylko w jedną stronę (produktów)
K<< 1     reakcja praktycznie nie zachodzi (w bardzo małym stopniu)


   Reguła przekory  (reguła Le Chateliera−Brauna)

Jeśli na układ znajdujący się w stanie równowagi działa jakiś bodziec, to zachodzą takie przemiany, które zapobiegają skutkom działania tego bodźca.
Działania zewnętrzne na układ to np. zmiana temperatury, ciśnienia, stężenia.

Wpływ temperatury na przesuwanie sie równowagi reakcji

Przykład
H2 + I2 ⇌ 2HI           ΔH=25 kJ (reakcja endotermiczna)
Reakcja ta "zużywa" ciepło i dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia HI.
Dla reakcji endotermicznej wartość K zwiększa się wraz ze wzrostem temperatury.

Obniżenie temperatury spowoduje przesunięcie równowagi w stronę tworzenia H2 i I2.

Przykład
3H2(g) + N2(g) ⇌ 2NH3(g)     ΔH = −92kJ (reakcja egzotermiczna)
Reakcja ta wyzwala ciepło. Obniżenie temperatury powoduje przesunięcie równowagi w stronę tworzenia produktu (NH3).
Dla reakcji egzotermicznej wartość K zwiększa się podczas obniżania temperatury.


Podsumowanie

typ reakcji efekt cieplny działanie na układzie kierunek reakcji
egzotermiczna ΔH<0 chłodzenie S → P
ogrzewanie S ← P
endotermiczna ΔH>0 ogrzewanie S → P
chłodzenie S ← P

 Wpływ stężenia na przesuwanie się równowagi reakcji

równowaga przesuwa się w prawo (w stronę produktów), gdy
− nastąpi wzrost stężenia substratów (dodanie substratu)
− zmniejszenie stężenia produktów (usunięcie produktu)

równowaga przesuwa się w lewo (w stronę substratów)  , gdy
− nastąpi zmniejszenie stężenia substratów
− wzrost stężenia produktów

Wpływ ciśnienia na przesuwanie się równowagi reakcji (jeśli reakcja przebiega ze zmianą objętości)

Przykład 1
N2 + 3H2 ⇌ 2NH3
Zmniejsza się objętość układu: z 4 moli substratów powstaje 2 mole produktu.

Równowaga przesuwa się w prawo, w stronę produktów (NH3), gdy  nastąpi podwyższenie ciśnienia. Zmniejszenie ciśnienia powoduje efekt przeciwny.

Przykład 2
N2O4 ⇌ 2NO2
Zwiększa się objętość układu: z 1 mola substratu powstają 2 mole produktu.

Równowaga przesuwa się w prawo, w stronę produktu (NO2), gdy  nastąpi obniżenie ciśnienia. Zwiększenie ciśnienia powoduje syntezę N2O4.

Przykład 3
H2 + I2 ⇌ 2HI
Objętość układu pozostaje bez zmian: z 2 moli substratów powstaje 2 mole produktu.

Jeśli reakcja nie przebiega ze zmianą objętości, to zmiana ciśnienia nie ma wpływu na stan równowagi

 

Reguła przekory − w praktyce

Przykład
CO(g) + 2H2(g) ⇌ CH3OH(g)       ΔH=−239kJ

Aby przesunąć stan równowagi w prawo można:
− dodać CO lub H2
− usunąć CH3OH
− podwyższyć ciśnienie
− obniżyć temperaturę

Aby przesunąć stan równowagi w lewo można:
− usunąć CO lub H2
− dodać CH3OH
− obniżyć ciśnienie
− podnieść temperaturę

Przekaż darowiznę
Załóż konto | Zaloguj się

Copyright 2011-2019Chem24.pl Ta strona internetowa wykorzystuje pliki cookies. Możesz określić metody zapisywania oraz dostępu do cookies w swojej przeglądarce internetowej lub w konfiguracji usługi.