Změna chemické rovnováhy. Reverzibilní a nevratné reakce. Chemická bilance. Rovnovážný posun. Vliv tlaku na chemickou rovnováhu

Studium parametrů systému, včetně výchozích látek a reakčních produktů, umožňuje zjistit, které faktory se mění chemická rovnováha a vést k požadovaným změnám. Průmyslové technologie jsou založeny na závěrech Le Chateliera, Browna a dalších vědců o metodách provádění reverzibilních reakcí, které umožňují provádět procesy, které se dříve zdály nemožné, a získat ekonomické výhody.

Různé chemické procesy

Na základě charakteristik tepelného účinku je mnoho reakcí klasifikováno jako exo- nebo endotermické. První přicházejí s tvorbou tepla, například oxidací uhlíku, hydratací koncentrované kyseliny sírové. Druhý typ změny je spojen s absorpcí tepelné energie. Příklady endotermických reakcí: rozklad uhličitanu vápenatého za vzniku hašeného vápna a oxidu uhličitého, tvorba vodíku a uhlíku při tepelném rozkladu metanu. V rovnicích exo- a endotermických dějů je nutné uvádět tepelný efekt. K redistribuci elektronů mezi atomy reagujících látek dochází při redoxních reakcích. Podle vlastností činidel a produktů se rozlišují čtyři typy chemických procesů:

Pro charakterizaci procesů je důležitá úplnost interakce reagujících sloučenin. Tato vlastnost je základem rozdělení reakcí na vratné a nevratné.

Reverzibilita reakcí

Většinu mezi nimi tvoří vratné procesy chemické jevy. Tvorba konečných produktů z reaktantů je přímou reakcí. V opačném případě se výchozí látky získávají z produktů jejich rozkladu nebo syntézy. V reakční směsi vzniká chemická rovnováha, při které se získá stejný počet sloučenin, kolik se rozloží původní molekuly. V reverzibilních procesech se místo znaménka „=“ mezi reaktanty a produkty používají symboly „↔“ nebo „⇌“. Šipky mohou mít nestejnou délku, což je způsobeno dominancí jedné z reakcí. V chemické rovnice Můžete uvést agregované charakteristiky látek (g - plyny, g - kapaliny, t - pevné látky). Velký praktický význam mají vědecky podložené metody ovlivňování vratných procesů. Výroba čpavku se tak stala rentabilní po vytvoření podmínek, které posunuly rovnováhu směrem k tvorbě cílového produktu: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Nevratné jevy vedou ke vzniku nerozpustné nebo mírně rozpustné sloučeniny a vzniku plynu, který opouští reakční sféru. Takové procesy zahrnují výměnu iontů a rozklad látek.

Chemická rovnováha a podmínky jejího vytěsnění

Charakteristiky dopředných a zpětných procesů jsou ovlivněny několika faktory. Jedním z nich je čas. Koncentrace látky použité pro reakci postupně klesá a výsledná sloučenina se zvyšuje. Dopředná reakce je stále pomalejší, zatímco zpětný proces nabírá na rychlosti. V určitém intervalu probíhají synchronně dva protichůdné procesy. Mezi látkami dochází k interakcím, ale koncentrace se nemění. Důvodem je dynamická chemická rovnováha nastolená v systému. Jeho zachování nebo změna závisí na:

• teplotní podmínky;
• koncentrace sloučenin;
• tlak (pro plyny).

Posun chemické rovnováhy

V roce 1884 navrhl vynikající vědec z Francie A.L. Le Chatelier popis způsobů, jak odstranit systém ze stavu dynamické rovnováhy. Metoda je založena na principu vyrovnání akce vnější faktory. Le Chatelier si všiml, že v reakční směsi vznikají procesy, které kompenzují vliv vnějších sil. Princip formulovaný francouzským výzkumníkem říká, že změna podmínek v rovnovážném stavu podporuje vznik reakce, která oslabuje vnější vlivy. Posun rovnováhy se řídí tímto pravidlem, je pozorován při změně složení, teplotních podmínek a tlaku. Technologie založené na poznatcích vědců se využívají v průmyslu. Mnoho chemických procesů, které byly považovány za prakticky nemožné, se provádí pomocí metod posunu rovnováhy.

Vliv koncentrace

K posunu v rovnováze dochází, pokud jsou určité složky odstraněny z interakční zóny nebo jsou zavedeny další části látky. Odstranění produktů z reakční směsi obvykle způsobí zvýšení rychlosti jejich tvorby, naopak dojde k jejich přednostnímu rozkladu. V esterifikačním procesu se kyselina sírová používá k dehydrataci. Když je zaveden do reakční koule, výtěžek methylacetátu se zvyšuje: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOCH 3 + H 2 O. Přidáte-li kyslík, který interaguje s oxidem siřičitým, chemická rovnováha se posune směrem k přímému reakce tvorby oxidu sírového. Kyslík se váže na molekuly SO 3, jeho koncentrace klesá, což je v souladu s Le Chatelierovým pravidlem pro reverzibilní procesy.

Změna teploty

Procesy, které zahrnují absorpci nebo uvolňování tepla, jsou endotermické a exotermické. K posunutí rovnováhy se používá ohřev nebo odvod tepla z reakční směsi. Zvýšení teploty je doprovázeno zvýšením rychlosti endotermických jevů, při kterých je absorbována další energie. Chlazení vede k výhodě exotermických procesů, ke kterým dochází při uvolňování tepla. Při interakci oxidu uhličitého s uhlím je zahřívání doprovázeno zvýšením koncentrace monoxidu a chlazení vede k převládající tvorbě sazí: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Vliv tlaku

Změny tlaku jsou důležitým faktorem pro reakční směsi obsahující plynné sloučeniny. Pozor si dejte také na rozdíl v objemech výchozích a výsledných látek. Pokles tlaku vede k přednostnímu výskytu jevů, při kterých se zvyšuje celkový objem všech složek. Zvýšení tlaku směřuje proces ke snížení objemu celého systému. Tento vzor je pozorován při reakci tvorby amoniaku: 0,5N2 (g) + 1,5 N2 (g) ⇌NH3 (g). Změna tlaku neovlivní chemickou rovnováhu v těch reakcích, které probíhají při konstantním objemu.

Optimální podmínky pro chemický proces

Vytváření podmínek pro posun rovnováhy do značné míry určuje rozvoj moderních chemických technologií. Praktické použití vědecká teorie přispívá k získání optimálních produkčních výsledků. Nejvýraznějším příkladem je výroba amoniaku: 0,5N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Zvýšení obsahu molekul N 2 a H 2 v systému je příznivé pro syntézu komplexních látek z jednoduchých. Reakce je doprovázena uvolňováním tepla, takže pokles teploty způsobí zvýšení koncentrace NH 3. Objem výchozích složek je větší než cílový produkt. Zvýšení tlaku zajistí zvýšení výtěžnosti NH 3.

Za podmínek výroby je zvolen optimální poměr všech parametrů (teplota, koncentrace, tlak). Kromě toho je velmi důležitá kontaktní plocha mezi činidly. V pevných heterogenních systémech vede zvětšení plochy ke zvýšení reakční rychlosti. Katalyzátory zvyšují rychlost dopředných a zpětných reakcí. Použití látek s takovými vlastnostmi nevede k posunu chemické rovnováhy, ale urychluje její nástup.

Rovnovážný stav pro vratnou reakci může trvat neomezeně dlouho (bez vnějšího zásahu). Ale pokud je na takový systém vyvíjen vnější vliv (změna teploty, tlaku nebo koncentrace konečných nebo výchozích látek), pak dojde k narušení rovnovážného stavu. Rychlost jedné z reakcí bude větší než rychlost druhé. Postupem času systém opět zaujme rovnovážný stav, ale nové rovnovážné koncentrace výchozí a koncové látky se budou lišit od původních. V tomto případě hovoří o posunu chemické rovnováhy jedním nebo druhým směrem.

Pokud se v důsledku vnějšího vlivu rychlost dopředné reakce stane větší než rychlost zpětné reakce, znamená to, že se chemická rovnováha posunula doprava. Pokud se naopak rychlost zpětné reakce zvýší, znamená to, že se chemická rovnováha posunula doleva.

Při posunu rovnováhy doprava se rovnovážné koncentrace výchozích látek snižují a rovnovážné koncentrace konečných látek se zvyšují oproti výchozím rovnovážným koncentracím. V souladu s tím se také zvyšuje výtěžek reakčních produktů.

Posun chemické rovnováhy doleva způsobuje zvýšení rovnovážných koncentrací výchozích látek a snížení rovnovážných koncentrací konečných produktů, jejichž výtěžek se bude snižovat.

Směr posunu chemické rovnováhy se určuje podle Le Chatelierova principu: „Pokud na systém ve stavu chemické rovnováhy působí vnější vliv (změna teploty, tlaku, koncentrace jedné nebo více látek účastnících se reakce), povede ke zvýšení rychlosti té reakce, jejíž výskyt bude kompenzovat (snižovat) dopad.“

Například s rostoucí koncentrací výchozích látek se zvyšuje rychlost dopředné reakce a rovnováha se posouvá doprava. Při poklesu koncentrace výchozích látek se naopak rychlost zpětné reakce zvyšuje a chemická rovnováha se posouvá doleva.

Když se teplota zvýší (tj. když je systém zahřátý), rovnováha se posouvá směrem k endotermické reakci a když klesá (tj. když se systém ochladí) - k exotermické reakci. (Pokud je dopředná reakce exotermická, pak zpětná reakce bude nutně endotermická a naopak).

Je třeba zdůraznit, že zvýšení teploty zpravidla zvyšuje rychlost dopředných i zpětných reakcí, ale rychlost endotermické reakce se zvyšuje ve větší míře než rychlost exotermické reakce. V souladu s tím, když je systém ochlazen, rychlost dopředných a zpětných reakcí klesá, ale také ne ve stejném rozsahu: u exotermické reakce je výrazně nižší než u endotermické reakce.

Změna tlaku ovlivňuje posun v chemické rovnováze pouze tehdy, jsou-li splněny dvě podmínky:

je nutné, aby alespoň jedna z látek účastnících se reakce byla v plynném stavu, např.

CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - změna tlaku ovlivňuje posunutí rovnováhy.

CH 3 COOH (kapalina) + C 2 H 5 OH (kapalina) CH 3 COOC 2 H 5 (kapalina) + H 2 O (kapalina) – změna tlaku nemá vliv na posun chemické rovnováhy, protože žádná z výchozích nebo konečných látek není v plynném stavu;

je-li více látek v plynném stavu, je nutné, aby počet molekul plynu na levé straně rovnice pro takovou reakci nebyl roven počtu molekul plynu na pravé straně rovnice, například:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – změny tlaku ovlivňují posun rovnováhy

I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – změna tlaku neovlivňuje posun rovnováhy

Při splnění těchto dvou podmínek vede zvýšení tlaku k posunu rovnováhy směrem k reakci, jejíž výskyt snižuje počet molekul plynu v systému. V našem příkladu (katalytické spalování SO 2) se bude jednat o přímou reakci.

Pokles tlaku naopak posouvá rovnováhu směrem k reakci, ke které dochází při tvorbě více molekul plynu. V našem příkladu to bude opačná reakce.

Zvýšení tlaku způsobí zmenšení objemu soustavy, a tedy i zvýšení molárních koncentrací plynných látek. V důsledku toho se zvyšuje rychlost dopředných a zpětných reakcí, ale ne ve stejné míře. Snížení tlaku podle podobného schématu vede ke snížení rychlosti dopředných a zpětných reakcí. Zároveň ale v menší míře klesá rychlost reakce, ke které se rovnováha posouvá.

Katalyzátor neovlivňuje posun rovnováhy, protože stejnou měrou zrychluje (nebo zpomaluje) reakce vpřed i vzad. V jeho přítomnosti se chemická rovnováha ustavuje rychleji (nebo pomaleji).

Pokud je systém ovlivněn několika faktory současně, pak každý z nich působí nezávisle na ostatních. Například při syntéze amoniaku

N2(plyn) + 3H2(plyn) 2NH3(plyn)

reakce se provádí zahříváním a v přítomnosti katalyzátoru pro zvýšení její rychlosti, ale vliv teploty vede k tomu, že se rovnováha reakce posouvá doleva, směrem k reverzní endotermické reakci. To způsobí pokles produkce NH3. Pro kompenzaci tohoto nežádoucího vlivu teploty a zvýšení výtěžku čpavku se současně zvýší tlak v systému, čímž se rovnováha reakce posune doprava, tzn. směrem k tvorbě menšího počtu molekul plynu.

V tomto případě jsou experimentálně vybrány nejoptimálnější podmínky pro reakci (teplota, tlak), za kterých by probíhala dostatečně vysokou rychlostí a poskytovala by ekonomicky životaschopný výtěžek konečného produktu.

Le Chatelierův princip se podobně využívá v chemickém průmyslu při výrobě velkého množství různých látek, které mají velký význam pro národní hospodářství.

Le Chatelierův princip je aplikovatelný nejen na reverzibilní chemické reakce, ale také na různé další rovnovážné procesy: fyzikální, fyzikálně-chemické, biologické.

Tělo dospělého člověka se vyznačuje relativní stálostí mnoha parametrů, včetně různých biochemických ukazatelů, včetně koncentrací biologicky aktivních látek. Takový stav však nelze nazvat rovnovážným, protože to neplatí pro otevřené systémy.

Lidské tělo si jako každý živý systém neustále vyměňuje různé látky s prostředím: spotřebovává potravu a uvolňuje produkty jejich oxidace a rozkladu. Proto je pro organismus typický ustálený stav, definovaný jako stálost jeho parametrů při konstantní rychlosti výměny hmoty a energie s prostředím. K první aproximaci lze stacionární stav považovat za řadu rovnovážných stavů propojených relaxačními procesy. V rovnovážném stavu se koncentrace látek účastnících se reakce udržují díky doplňování výchozích produktů zvenčí a odvádění konečných produktů ven. Změna jejich obsahu v těle nevede, na rozdíl od uzavřených systémů, k nové termodynamické rovnováze. Systém se vrátí do původního stavu. Je tak zachována relativní dynamická stálost složení a vlastností vnitřního prostředí těla, která určuje stabilitu jeho fyziologických funkcí. Tato vlastnost živého systému se nazývá jinak homeostáze.

Během života organismu ve stacionárním stavu dochází na rozdíl od uzavřeného rovnovážného systému ke zvýšení entropie. Současně s tím však probíhá i opačný proces – pokles entropie v důsledku spotřeby z prostředí živin s nízkou hodnotou entropie (například vysokomolekulární sloučeniny - bílkoviny, polysacharidy, sacharidy atd.) a uvolňováním produktů rozkladu do prostředí. Podle postoje I.R. Prigogina má celková produkce entropie pro organismus ve stacionárním stavu tendenci k minimu.

Zásadní příspěvek k rozvoji nerovnovážné termodynamiky přinesl I. R. Prigozhy, laureát Nobelova cena 1977, který tvrdil, že „v každém nerovnovážném systému existují místní oblasti, které jsou v rovnovážném stavu. V klasické termodynamice se rovnováha týká celého systému, ale v nerovnováze pouze jeho jednotlivých částí.

Bylo zjištěno, že entropie v takových systémech se zvyšuje během embryogeneze, během regeneračních procesů a růstu maligních novotvarů.

Chemické reakce mohou být vratné nebo nevratné.

těch. je-li některá reakce A + B = C + D nevratná, znamená to, že k obrácené reakci C + D = A + B nedochází.

tj. pokud je například určitá reakce A + B = C + D vratná, znamená to, že jak reakce A + B → C + D (přímá), tak reakce C + D → A + B (reverzní) probíhají současně. ).

V podstatě proto V případě vratných reakcí dochází k reakcím přímým i zpětným, jak látky na levé straně rovnice, tak látky na pravé straně rovnice lze nazvat činidly (výchozími látkami). Totéž platí pro produkty.

Pro jakoukoli vratnou reakci je možná situace, kdy jsou rychlosti dopředné a zpětné reakce stejné. Tento stav se nazývá stav rovnováhy.

V rovnováze jsou koncentrace všech reaktantů i všech produktů konstantní. Koncentrace produktů a reaktantů v rovnováze se nazývají rovnovážné koncentrace.

Posun chemické rovnováhy pod vlivem různých faktorů

Vlivem vnějších vlivů na systém, jako jsou změny teploty, tlaku nebo koncentrace výchozích látek nebo produktů, může dojít k narušení rovnováhy systému. Po zániku tohoto vnějšího vlivu však systém po nějaké době přejde do nového rovnovážného stavu. Takový přechod systému z jednoho rovnovážného stavu do jiného rovnovážného stavu se nazývá posunutí (posun) chemické rovnováhy .

Aby bylo možné určit, jak se chemická rovnováha posouvá pod určitým typem vlivu, je vhodné použít Le Chatelierův princip:

Pokud na systém ve stavu rovnováhy působí jakýkoli vnější vliv, pak se směr posunu chemické rovnováhy bude shodovat se směrem reakce, která zeslabuje účinek vlivu.

Vliv teploty na rovnovážný stav

Při změně teploty je rovnováha libovolná chemická reakce směny. To je způsobeno skutečností, že jakákoli reakce má tepelný účinek. V čem tepelné efekty dopředné a zpětné reakce jsou vždy přesně opačné. Tito. pokud je dopředná reakce exotermická a probíhá s tepelným účinkem rovným +Q, pak je zpětná reakce vždy endotermická a má tepelný účinek rovný –Q.

Pokud tedy v souladu s Le Chatelierovým principem zvýšíme teplotu některého systému, který je v rovnovážném stavu, pak se rovnováha posune směrem k reakci, během které teplota klesá, tzn. směrem k endotermické reakci. A podobně, pokud snížíme teplotu soustavy v rovnovážném stavu, rovnováha se posune směrem k reakci, v důsledku čehož se teplota zvýší, tzn. směrem k exotermické reakci.

Uvažujme například následující vratnou reakci a naznačte, kam se její rovnováha posune, když teplota klesá:

Jak je vidět z výše uvedené rovnice, dopředná reakce je exotermická, tzn. V důsledku jeho výskytu se uvolňuje teplo. V důsledku toho bude reverzní reakce endotermická, to znamená, že k ní dochází při absorpci tepla. Podle podmínky se teplota snižuje, proto se rovnováha posune doprava, tzn. směrem k přímé reakci.

Vliv koncentrace na chemickou rovnováhu

Zvýšení koncentrace činidel v souladu s Le Chatelierovým principem by mělo vést k posunu rovnováhy směrem k reakci, v jejímž důsledku jsou činidla spotřebována, tzn. směrem k přímé reakci.

A naopak, pokud se sníží koncentrace reaktantů, pak se rovnováha posune směrem k reakci, v jejímž důsledku se reaktanty tvoří, tzn. strana obrácené reakce (←).

Obdobně působí i změna koncentrace reakčních produktů. Pokud se koncentrace produktů zvýší, rovnováha se posune směrem k reakci, v jejímž důsledku jsou produkty spotřebovány, tzn. směrem k obrácené reakci (←). Pokud se naopak koncentrace produktů sníží, pak se rovnováha posune směrem k přímé reakci (→), takže koncentrace produktů vzroste.

Vliv tlaku na chemickou rovnováhu

Na rozdíl od teploty a koncentrace neovlivňují změny tlaku rovnovážný stav každé reakce. Aby změna tlaku vedla k posunu chemické rovnováhy, musí být součty koeficientů pro plynné látky na levé a pravé straně rovnice různé.

Tito. ze dvou reakcí:

změna tlaku může ovlivnit rovnovážný stav pouze v případě druhé reakce. Protože součet koeficientů před vzorci plynných látek v případě první rovnice vlevo a vpravo je stejný (rovný 2), a v případě druhé rovnice je rozdílný (4 na v. vlevo a 2 vpravo).

Z toho zejména vyplývá, že pokud mezi reaktanty a produkty nejsou žádné plynné látky, pak změna tlaku neovlivní Současný stav Zůstatek. Například tlak neovlivní rovnovážný stav reakce:

Pokud se vlevo a vpravo množství plynných látek liší, pak zvýšení tlaku povede k posunu rovnováhy směrem k reakci, během které se objem plynů zmenšuje, a snížení tlaku povede k posunu rovnováha, v důsledku čehož se zvětšuje objem plynů.

Vliv katalyzátoru na chemickou rovnováhu

Protože katalyzátor stejně zrychluje dopředné i zpětné reakce, jeho přítomnost nebo nepřítomnost nemá žádný účinek do stavu rovnováhy.

Jediné, co může katalyzátor ovlivnit, je rychlost přechodu systému z nerovnovážného stavu do rovnovážného.

Vliv všech výše uvedených faktorů na chemickou rovnováhu je shrnut níže v cheat sheetu, na který se můžete zpočátku podívat při provádění úloh rovnováhy. Při zkoušce ji však nebude možné použít, takže po analýze několika příkladů s její pomocí byste se ji měli naučit a procvičovat řešení problémů s rovnováhou, aniž byste se na to dívali:

Označení: T - teplota, p - tlak, S – koncentrace, – zvýšení, ↓ – snížení

Chemická rovnováha a principy jejího vytěsnění (Le Chatelierův princip)

V vratné reakce za určitých podmínek může nastat stav chemické rovnováhy. Toto je stav, kdy se rychlost zpětné reakce rovná rychlosti dopředné reakce. Aby se však rovnováha posunula jedním nebo druhým směrem, je nutné změnit podmínky reakce. Principem posunu rovnováhy je Le Chatelierův princip.

Klíčové body:

1. Vnější vliv na systém, který je v rovnovážném stavu, vede k posunu této rovnováhy směrem, ve kterém je účinek účinku oslaben.

2. Při zvýšení koncentrace některé z reagujících látek se rovnováha posouvá směrem ke spotřebě této látky při poklesu koncentrace se rovnováha posouvá ke vzniku této látky.

3. S nárůstem tlaku se rovnováha posouvá směrem k poklesu množství plynných látek, tedy směrem k poklesu tlaku; při poklesu tlaku se rovnováha posouvá směrem ke zvyšujícímu se množství plynných látek, tedy k rostoucímu tlaku. Pokud reakce probíhá beze změny počtu molekul plynných látek, pak tlak neovlivňuje rovnovážnou polohu v této soustavě.

4. Při zvýšení teploty se rovnováha posouvá směrem k endotermické reakci a při poklesu teploty směrem k exotermické reakci.

Za principy děkujeme manuálu „Začátky chemie“ Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Popkov V.A.

Úkoly jednotné státní zkoušky z chemické rovnováhy (dříve A21)

Úkol č. 1.

H2S(g) ↔ H2(g) + S(g) - Q

1. Zvýšený tlak

2. Rostoucí teplota

3. Snížený tlak

Vysvětlení: Nejprve uvažujme reakci: všechny látky jsou plyny a na pravé straně jsou dvě molekuly produktů a na levé je pouze jedna, reakce je také endotermická (-Q). Uvažujme tedy změnu tlaku a teploty. Potřebujeme, aby se rovnováha posunula směrem k reakčním produktům. Pokud zvýšíme tlak, tak se rovnováha posune směrem k zmenšujícímu se objemu, tedy k reaktantům – to nám nevyhovuje. Pokud zvýšíme teplotu, pak se rovnováha posune směrem k endotermické reakci, v našem případě směrem k produktům, což bylo požadováno. Správná odpověď je 2.

Úkol č. 2.

Chemická rovnováha v systému

SO3(g) + NO(g) ↔ SO2(g) + NO2(g) - Q

posune se směrem k tvorbě činidel, když:

1. Zvyšování koncentrace NO

2. Zvyšování koncentrace SO2

3. Teplota stoupá

4. Zvýšený tlak

Vysvětlení: všechny látky jsou plyny, ale objemy na pravé a levé straně rovnice jsou stejné, takže tlak neovlivní rovnováhu v systému. Uvažujme změnu teploty: jak se teplota zvyšuje, rovnováha se posouvá směrem k endotermické reakci, přesně k reaktantům. Správná odpověď je 3.

Úkol č. 3.

V systému

2NO2(g) ↔ N2O4(g) + Q

posun rovnováhy doleva přispěje

1. Zvýšení tlaku

2. Zvýšení koncentrace N2O4

3. Pokles teploty

4. Zavedení katalyzátoru

Vysvětlení: Věnujme pozornost tomu, že objemy plynných látek na pravé a levé straně rovnice nejsou stejné, proto změna tlaku ovlivní rovnováhu v této soustavě. Totiž s rostoucím tlakem se rovnováha posouvá směrem k poklesu množství plynných látek, tedy doprava. Tohle se nám nehodí. Reakce je exotermická, proto změna teploty ovlivní rovnováhu systému. S klesající teplotou se bude rovnováha posouvat směrem k exotermické reakci, tedy také doprava. S rostoucí koncentrací N2O4 se rovnováha posouvá směrem ke spotřebě této látky, tedy doleva. Správná odpověď je 2.

Úkol č. 4.

V reakci

2Fe(s) + 3H2O(g) ↔ 2Fe2O3(s) + 3H2(g) - Q

rovnováha se posune směrem k reakčním produktům, když

1. Zvýšený tlak

2. Přidání katalyzátoru

3. Přidání železa

4. Přidání vody

Vysvětlení: počet molekul v pravé a levé části je stejný, takže změna tlaku neovlivní rovnováhu v tomto systému. Uvažujme zvýšení koncentrace železa - rovnováha by se měla posunout směrem ke spotřebě této látky, tedy doprava (směrem k produktům reakce). Správná odpověď je 3.

Úkol č. 5.

Chemická rovnováha

H2O(l) + C(t) ↔ H2(g) + CO(g) - Q

se posune směrem k tvorbě produktů v pouzdru

1. Zvýšený tlak

2. Zvýšení teploty

3. Prodloužení doby procesu

4. Aplikace katalyzátorů

Vysvětlení: změna tlaku neovlivní rovnováhu v daném systému, protože ne všechny látky jsou plynné. S rostoucí teplotou se rovnováha posouvá směrem k endotermické reakci, tedy doprava (směrem k tvorbě produktů). Správná odpověď je 2.

Úkol č. 6.

Jak se tlak zvyšuje, chemická rovnováha se posune směrem k produktům v systému:

1. CH4(g) + 3S(s) ↔ CS2(g) + 2H2S(g) - Q

2. C(t) + CO2(g) ↔ 2CO(g) - Q

3. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q

4. Ca(HCO3)2(t) ↔ CaCO3(t) + CO2(g) + H2O(g) - Q

Vysvětlení: reakce 1 a 4 nejsou ovlivněny změnami tlaku, protože ne všechny zúčastněné látky jsou v rovnici 2 počet molekul na pravé a levé straně stejný, takže tlak neovlivní. Rovnice 3 zbývá: s rostoucím tlakem by se měla rovnováha posouvat směrem k klesajícímu množství plynných látek (4 molekuly vpravo, 2 molekuly vlevo), tedy směrem k produktům reakce. Správná odpověď je 3.

Úkol č. 7.

Neovlivňuje posun rovnováhy

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) - Q

1. Zvýšení tlaku a přidání katalyzátoru

2. Zvýšení teploty a přidání vodíku

3. Snížení teploty a přidání jodovodíku

4. Přidání jódu a přidání vodíku

Vysvětlení: v pravé a levé části jsou množství plynných látek stejná, takže změna tlaku neovlivní rovnováhu v systému a přidání katalyzátoru ji také neovlivní, protože jakmile přidáme katalyzátor, přímý reakce se zrychlí a poté se okamžitě obnoví zpětný chod a rovnováha v systému. Správná odpověď je 1.

Úkol č. 8.

K posunutí rovnováhy v reakci doprava

2NO(g) + 02(g) ↔ 2N02(g); ΔH°<0

Požadované

1. Zavedení katalyzátoru

2. Snížení teploty

3. Nižší tlak

4. Snížená koncentrace kyslíku

Vysvětlení: snížení koncentrace kyslíku povede k posunu rovnováhy směrem k reaktantům (doleva). Pokles tlaku posune rovnováhu směrem k poklesu množství plynných látek, tedy doprava. Správná odpověď je 3.

Úkol č. 9.

Výtěžek produktu při exotermické reakci

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

se současným zvýšením teploty a snížením tlaku

1. Zvyšte

2. Sníží se

3. Nezmění se

4. Nejprve se zvýší, pak se sníží

Vysvětlení: při zvýšení teploty se rovnováha posouvá směrem k endotermické reakci, tedy k produktům, a při poklesu tlaku se rovnováha posouvá směrem k nárůstu množství plynných látek, tedy také doleva. Proto se výtěžnost produktu sníží. Správná odpověď je 2.

Úkol č. 10.

Zvýšení výtěžku methanolu v reakci

CO + 2H2 ↔ CH3OH + Q

propaguje

1. Zvýšení teploty

2. Zavedení katalyzátoru

3. Zavedení inhibitoru

4. Zvýšený tlak

Vysvětlení: se zvyšujícím se tlakem se rovnováha posouvá směrem k endotermické reakci, tedy k reaktantům. Nárůst tlaku posouvá rovnováhu směrem k klesajícímu množství plynných látek, tedy ke vzniku metanolu. Správná odpověď je 4.

Úkoly pro nezávislé řešení (odpovědi níže)

1. V systému

CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g)+ Q

posun v chemické rovnováze směrem k reakčním produktům bude usnadněn

1. Snížení tlaku

2. Zvýšení teploty

3. Zvýšení koncentrace oxidu uhelnatého

4. Zvýšení koncentrace vodíku

2. Ve kterém systému se při zvýšení tlaku posune rovnováha směrem k produktům reakce?

1. 2СО2(g) ↔ 2СО2(g) + O2(g)

2. C2H4(g) ↔ C2H2(g) + H2(g)

3. PCl3(g) + Cl2(g) ↔ PCl5(g)

4. H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl(g)

3. Chemická rovnováha v systému

2HBr(g) ↔ H2(g) + Br2(g) - Q

se posune směrem k reakčním produktům, když

1. Zvýšený tlak

2. Rostoucí teplota

3. Snížený tlak

4. Použití katalyzátoru

4. Chemická rovnováha v systému

C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O + Q

posune směrem k reakčním produktům, když

1. Přidání vody

2. Snížení koncentrace kyseliny octové

3. Zvyšování koncentrace etheru

4. Při odstraňování esteru

5. Chemická rovnováha v systému

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q

posune směrem k tvorbě reakčního produktu, když

1. Zvýšený tlak

2. Rostoucí teplota

3. Snížený tlak

4. Aplikace katalyzátoru

6. Chemická rovnováha v systému

CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q

se posune směrem k reakčním produktům, když

1. Zvýšený tlak

2. Snížení teploty

3. Zvyšování koncentrace CO

4. Teplota stoupá

7. Změny tlaku neovlivní stav chemické rovnováhy v systému

1. 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

2. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)

3. 2CO(g) + O2(g) ↔ 2CO2(g)

4. N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g)

8. Ve kterém systému se se zvyšujícím se tlakem posouvá chemická rovnováha směrem k výchozím látkám?

1. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q

2. N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q

3. CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(g) - Q

4. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q

9. Chemická rovnováha v systému

С4Н10(g) ↔ С4Н6(g) + 2Н2(g) - Q

se posune směrem k reakčním produktům, když

1. Zvýšení teploty

2. Snížení teploty

3. Použití katalyzátoru

4. Snížení koncentrace butanu

10. O stavu chemické rovnováhy v soustavě

H2(g) + 12(g) ↔ 2HI(g) -Q

neovlivňuje

1. Zvýšení tlaku

2. Zvyšování koncentrace jódu

3. Zvýšení teploty

4. Snižte teplotu

Úkoly 2016

1. Stanovte soulad mezi rovnicí chemické reakce a posunem chemické rovnováhy se zvyšujícím se tlakem v systému.

Reakční rovnice Posun chemické rovnováhy

A) N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) - Q 1. Posun směrem k přímé reakci

B) N2O4(g) ↔ 2NO2(g) - Q 2. Posun směrem k reverzní reakci

B) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) - Q 3. Nedochází k posunu rovnováhy

D) Fe3O4(s) + 4CO(g) ↔ 3Fe(s) + 4CO2(g) + Q

2. Vytvořte soulad mezi vnějšími vlivy na systém:

CO2(g) + C(s) ↔ 2СО(g) - Q

a posun v chemické rovnováze.

A. Zvýšení koncentrace CO 1. Posun směrem k přímé reakci

B. Pokles tlaku 3. Nedochází k posunu rovnováhy

3. Vytvořte soulad mezi vnějšími vlivy na systém

HCOOH(l) + C5H5OH(l) ↔ HCOOC2H5(l) + H2O(l) + Q

Vnější vliv Posun chemické rovnováhy

A. Přidání HCOOH 1. Posun směrem k přímé reakci

B. Ředění vodou 3. Nedochází k posunu rovnováhy

D. Zvýšení teploty

4. Vytvořte soulad mezi vnějšími vlivy na systém

2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) + Q

a posun v chemické rovnováze.

Vnější vliv Posun chemické rovnováhy

A. Snížení tlaku 1. Posun směrem k dopředné reakci

B. Zvýšení teploty 2. Posun směrem k opačné reakci

B. Zvýšení teploty NO2 3. Nedochází k posunu rovnováhy

D. Přidání O2

5. Vytvořte soulad mezi vnějšími vlivy na systém

4NH3(g) + 3O2(g) ↔ 2N2(g) + 6H2O(g) + Q

a posun v chemické rovnováze.

Vnější vliv Posun chemické rovnováhy

A. Snížení teploty 1. Posun směrem k přímé reakci

B. Zvýšení tlaku 2. Posun směrem k opačné reakci

B. Zvýšení koncentrace v amoniaku 3. Nedochází k posunu rovnováhy

D. Odstranění vodní páry

6. Vytvořte soulad mezi vnějšími vlivy na systém

W03(s) + 3H2(g) ↔ W(s) + 3H2O(g) +Q

a posun v chemické rovnováze.

Vnější vliv Posun chemické rovnováhy

A. Zvýšení teploty 1. Posun směrem k přímé reakci

B. Zvýšení tlaku 2. Posun směrem k opačné reakci

B. Použití katalyzátoru 3. Nedochází k posunu v rovnováze

D. Odstranění vodní páry

7. Vytvořte soulad mezi vnějšími vlivy na systém

С4Н8(g) + Н2(g) ↔ С4Н10(g) + Q

a posun v chemické rovnováze.

Vnější vliv Posun chemické rovnováhy

A. Zvýšení koncentrace vodíku 1. Posun směrem k přímé reakci

B. Zvýšení teploty 2. Posun směrem k opačné reakci

B. Zvýšení tlaku 3. Nedochází k posunu rovnováhy

D. Použití katalyzátoru

8. Stanovte soulad mezi rovnicí chemické reakce a současnou změnou parametrů systému, vedoucí k posunu chemické rovnováhy směrem k přímé reakci.

Reakční rovnice Změna parametrů systému

A. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g) + Q 1. Zvyšování teploty a koncentrace vodíku

B. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g) -Q 2. Pokles teploty a koncentrace vodíku

B. CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) + Q 3. Zvyšování teploty a klesající koncentrace vodíku

D. C4H10(g) ↔ C4H6(g) + 2H2(g) -Q 4. Snížení teploty a zvýšení koncentrace vodíku

9. Stanovte soulad mezi rovnicí chemické reakce a posunem chemické rovnováhy se zvyšujícím se tlakem v systému.

Reakční rovnice Směr posunu chemické rovnováhy

A. 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(s) 1. Posun směrem k přímé reakci

B. C(g) + 2S(g) ↔ CS2(g) 2. Posun směrem k opačné reakci

B. C3H6(g) + H2(g) ↔ C3H8(g) 3. Nedochází k posunu v rovnováze

G. H2(g) + F2(g) ↔ 2HF(g)

10. Stanovte soulad mezi rovnicí chemické reakce a současnou změnou podmínek pro její provedení, vedoucí k posunu chemické rovnováhy směrem k přímé reakci.

Reakční rovnice Měnící se podmínky

A. N2(g) + H2(g) ↔ 2NH3(g) + Q 1. Zvýšení teploty a tlaku

B. N2O4(l) ↔ 2NO2(g) -Q 2. Pokles teploty a tlaku

B. CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g) + Q 3. Zvýšení teploty a snížení tlaku

D. 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + Q 4. Snížení teploty a zvýšení tlaku

Odpovědi: 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

Za zadání děkujeme sbírkám cvičení za rok 2016, 2015, 2014, 2013, autoři:

Kavernina A.A., Dobrotina D.Yu., Snastina M.G., Savinkina E.V., Zhiveinova O.G.