Das Prinzip des Le Chatelier. Prinzip, Gesetz, Lechatelier-Regel Das Lechatelier-Prinzip kurz

Wird ein System im chemischen Gleichgewicht einem äußeren Einfluss ausgesetzt, entstehen in ihm Prozesse, die diesen Einfluss tendenziell abschwächen.

Um das Prinzip von Le Chatelier besser zu verstehen, betrachten Sie eine einfache chemische Reaktion. Zwei Stoffe (Reagenzien) interagieren miteinander; durch die Wechselwirkung entsteht ein dritter Stoff (Produkt), der dazu neigt, in seine ursprünglichen Stoffe aufzuspalten. Dies kann durch die folgende Gleichung dargestellt werden:

Ein Doppelpfeil zeigt eine reversible Reaktion an. Bei einer direkten Reaktion von links nach rechts entsteht Stoff C aus den Stoffen A und B. Bei einer Rückreaktion (von rechts nach links) wird Stoff C in die Stoffe A und B gespalten. Bei diesem System handelt es sich um ein chemisches System Im Gleichgewicht sind die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion gleich – in einem bestimmten System entsteht an einer Stelle ein Molekül der Substanz C, an einer anderen Stelle zerfällt ein anderes Molekül der Substanz C.

Wird dem System ein Überschuss an Stoff A zugesetzt, kommt es vorübergehend zu einer Störung des Gleichgewichts, da die Bildungsrate von Stoff C zunimmt. Je schneller jedoch die Konzentration von Stoff C ansteigt, desto schneller bricht er zusammen – bis sich ein Gleichgewicht einstellt wird wiederum zwischen der Vorwärts- und der Rückwärtsreaktion erreicht. Dann ist die Geschwindigkeit der Bildung von Substanz C aus den Substanzen A und B gleich der Geschwindigkeit der Aufspaltung von Substanz C in die Substanzen A und B.

Die Wirkung des Le Chatelier-Prinzips lässt sich am Beispiel der Veränderung der chemischen Zusammensetzung von Regen oder der Auflösung einer Brausetablette in Wasser nachvollziehen. In beiden Fällen sind an der chemischen Reaktion Kohlendioxid (CO 2), Wasser (H 2 O) und Kohlensäure (H 2 CO 3) beteiligt:

CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Wenn ein Regentropfen auf die Luft trifft, absorbiert er Kohlendioxid und die Konzentration auf der linken Seite der Reaktion steigt. Um das Gleichgewicht aufrechtzuerhalten, wird mehr Kohlensäure gebildet. Dadurch wird der Regen sauer ( cm. Saurer Regen). Durch die Zugabe von Kohlendioxid verschiebt sich das Gleichgewicht der Reaktion nach rechts. Die gegenteilige Reaktion tritt auf, wenn eine Antazid-Tablette (eine Substanz, die Säure neutralisiert) in Wasser gegeben wird. Natriumbicarbonat (Antazida) reagiert mit Wasser unter Bildung von Kohlensäure, wodurch die Konzentration der Substanz auf der rechten Seite der Reaktion erhöht wird. Um das Gleichgewicht wiederherzustellen, zerfällt Kohlensäure in Wasser und Kohlendioxid, was wir in Form von Blasen beobachten.

Henri Louis Le Chatelier, 1850-1936

Französischer Chemiker. Geboren in Miribel-les-Echelles in einer Wissenschaftlerfamilie. Er wurde an der renommierten Pariser Polytechnischen Schule ausgebildet. Er war Professor an der Hochschule für Bergbau und an der Sorbonne und wurde später zum Generalinspektor für Bergbau und Bergbau in Frankreich ernannt (zuvor hatte sein Vater diesen Posten inne). Le Chatelier untersuchte chemische Reaktionen im Zusammenhang mit Unfällen in Bergwerken und in der metallurgischen Produktion und beteiligte sich an der Untersuchung der Schlagwetterdetonation. Er entwickelte ein thermoelektrisches Pyrometer (ein optisches Gerät zur Bestimmung der Temperatur heißer Körper anhand der Farbe) und hydraulische Bremsen für Züge; erfand das Autogenschweißen.

Eine Änderung der äußeren Bedingungen kann zu einer Änderung der das System charakterisierenden thermodynamischen Parameter und Funktionen führen und der Gleichgewichtszustand wird gestört. Im System beginnen Prozesse, die zu einem neuen Gleichgewichtszustand mit anderen Gleichgewichtsparametern führen. Lassen Sie uns dies anhand eines Beispiels zeigen. Der Reaktor enthält ein Gemisch aus den Gasen N 2, H 2 und NH 3 im Gleichgewichtszustand:

Lassen Sie uns unter isothermen Bedingungen, d. h., eine zusätzliche Menge N 2 in den Reaktor einleiten. Erhöhen wir seine Konzentration. Die Konstante ist gleich 2

Vesia ZU=---^ bleibt unverändert, da es nicht davon abhängt

[M 2 PN 2 ] 3

auf Konzentration. Dies ist nur durch eine Änderung der Werte der Gleichgewichtskonzentrationen möglich: Eine Erhöhung führt aufgrund der zusätzlichen Wechselwirkung eines Teils des eingebrachten Wasserstoffs mit Stickstoff zu einer Abnahme von [H 2 ] und steigt entsprechend an. Man spricht von einer Änderung der Parameter eines Systems, die es durch das bevorzugte Auftreten direkter oder umgekehrter Prozesse in einen neuen Gleichgewichtszustand führt Verschiebung des chemischen Gleichgewichts jeweils in Vorwärts- oder Rückwärtsrichtung. Im betrachteten Beispiel verschob sich das Gleichgewicht nach vorne.

Qualitative Probleme der Verschiebung des chemischen Gleichgewichts können ohne thermodynamische oder kinetische Berechnungen mithilfe der 1884 von Le Chatelier formulierten Regel gelöst werden.

Es wurde Le Chatelier-Prinzip genannt (unabhängig von Le Chatelier wurde dieses Prinzip 1887 von Brown formuliert): Wird auf ein im Gleichgewichtszustand befindliches System ein äußerer Einfluss ausgeübt, so verschiebt sich das Gleichgewicht durch die im System ablaufenden Prozesse in die Richtung, die zu einer Verringerung der Wirkung führt.

Bei zunehmend Konzentration einer Substanz, die sich im Gleichgewicht befindet (z. B. NH 3 im oben diskutierten System), verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung Verbrauch dieser Substanz (in die entgegengesetzte Richtung). Bei verringern Konzentration eines Stoffes (zum Beispiel H 2) verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung Ausbildung dieses Stoffes (d. h. in diesem Fall auch in die entgegengesetzte Richtung).

Betrachten wir den Einfluss des Drucks auf den Prozess der Ammoniaksynthese (4.51). Lassen Sie den Druck im Reaktor durch Kompression um das Zweifache erhöhen. Unter isothermen Bedingungen verringert sich das Volumen um die Hälfte, daher verdoppeln sich die Konzentrationen aller Komponenten. Vor der Druckänderung betrug die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion

Nach der Komprimierung wurde es

diese. um das 16-fache erhöht. Auch die Geschwindigkeit der Rückreaktion nahm zu:

aber nur 4 mal. Folglich hat sich das Gleichgewicht nach vorne verschoben.

Gemäß dem Prinzip von Le Chatelier verschiebt sich das Gleichgewicht bei Druckerhöhung durch Komprimierung des Systems in Richtung einer Abnahme der Anzahl der Gasmoleküle, d.h. in Richtung abnehmenden Drucks (im Beispiel in Vorwärtsrichtung); sinkt der Druck, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung einer Zunahme der Anzahl der Gasmoleküle, d.h. in Richtung zunehmenden Drucks (im Beispiel in die entgegengesetzte Richtung). Wenn die Reaktion ohne Änderung der Anzahl der Gasmoleküle abläuft, wird das Gleichgewicht nicht durch Kompression oder Expansion des Systems gestört. So zum Beispiel im System

H 2 (g) + 1 2 (g) 2H1 (g) bei Druckänderungen wird das Gleichgewicht nicht gestört; Der HI-Ausgang ist druckunabhängig.

Der Druck hat praktisch keinen Einfluss auf das Gleichgewicht von Reaktionen, die ohne Beteiligung der Gasphase ablaufen, da Flüssigkeiten und Feststoffe nahezu inkompressibel sind. Bei ultrahohen Drücken verschiebt sich das Gleichgewicht jedoch hin zu einer dichteren Teilchenpackung im Kristallgitter. Beispielsweise wandelt sich Graphit, eine der allotropen Modifikationen von Kohlenstoff (Dichte p = 2,22 g/cm3), bei einem Druck in der Größenordnung von 10 10 Pa (10 5 atm) und einer Temperatur von etwa 2000 °C in Diamant um. eine weitere Modifikation von Kohlenstoff mit einer dichteren Atompackung (p = 3,51 g/cm 3).

Bei steigender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der endothermen Reaktion, bei sinkender Temperatur verschiebt es sich in Richtung der exothermen Reaktion. Beispielsweise ist die Synthese von Ammoniak (Gleichung 4.51) eine exotherme Reaktion (DN^98 = -92,4 kJ). Daher verschiebt sich mit steigender Temperatur das Gleichgewicht im System H 2 - N 2 - NH 3 nach links - in Richtung der Zersetzung von Ammoniak, da dieser Prozess unter Wärmeaufnahme abläuft. Umgekehrt ist die Synthese von Stickstoffmonoxid (II) eine endotherme Reaktion:

Daher stellt sich mit steigender Temperatur das Gleichgewicht im N 2 -System ein O 2- NO verschiebt sich nach rechts – in Richtung der Bildung von N0.

Die Art der Verschiebung unter dem Einfluss äußerer Einflüsse lässt sich mit dem Prinzip von Le Chatelier vorhersagen: Wird ein im Gleichgewicht befindliches System von außen beeinflusst, verschiebt sich das Gleichgewicht im System so, dass der äußere Einfluss abgeschwächt wird.

1. Wirkung von Konzentrationen.

Eine Erhöhung der Konzentration eines der Reaktanten verschiebt das Reaktionsgleichgewicht in Richtung Stoffverbrauch.

Eine Konzentrationsabnahme führt zur Bildung einer Substanz.

2. Einfluss der Temperatur.

Ein Temperaturanstieg verschiebt das Gleichgewicht in Richtung einer Reaktion, bei der Wärme absorbiert wird (endotherm), und eine Temperaturabsenkung verschiebt das Gleichgewicht in Richtung einer Reaktion, bei der Wärme freigesetzt wird (exotherm).

3. Wirkung von Druck.

Eine Druckerhöhung verschiebt das Gleichgewicht hin zu einer Reaktion, die bei Volumenverringerung abläuft, und umgekehrt bei Druckabnahme – hin zu einer Reaktion, die bei Volumenzunahme abläuft.

3.1. Beispiele für Problemlösungen.

Beispiel 1. Wie ändert sich die Geschwindigkeit einer Reaktion in einem geschlossenen Gefäß, wenn der Druck um das Vierfache erhöht wird?

2NO (g.) + O 2 (g.) = 2NO 2

Lösung: Eine Erhöhung des Drucks um das Vierfache bedeutet eine Erhöhung der Gaskonzentration um den gleichen Betrag.

Bestimmen Sie die Reaktionsgeschwindigkeit, bevor Sie den Druck erhöhen.

V 1 = K*C 2 NO *CO 2

Bestimmen Sie die Reaktionsgeschwindigkeit nach Druckerhöhung.

V 2 = K*(4C NO) 2 * (4CO 2) = 64 K*C 2 NO *CO 2

Bestimmen Sie, wie oft die Reaktionsgeschwindigkeit zugenommen hat

V2 = 64 *K*C 2 NEIN *CO 2 = 64

V1 K*C 2 NO*CO 2

Antwort: Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöhte sich um das 64-fache.

Beispiel 2. Wie oft erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit, wenn die Temperatur von 20 °C auf 50 °C steigt? Der Temperaturkoeffizient beträgt 3.

Lösung: nach der Van't-Hoff-Regel Vt 2 =Vt 1 *γ T 2 -T 1 /10

Je nach den Bedingungen des Problems ist es notwendig, zu bestimmen VT 2

Ersetzen wir die Daten in der Formel:

VT 2 =γ T 2 - T 1 /10 =3 (50-20)/10 = 3 3 = 27

Antwort: Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöhte sich um das 27-fache.

Beispiel 3. Berechnung der Reaktionsgleichgewichtskonstante aus den Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktanten und Bestimmung ihrer Anfangskonzentrationen.

Bei der Synthese von Ammoniak N 2 + ZH 2 == 2NH 3 stellte sich das Gleichgewicht bei folgenden Konzentrationen der Reaktanten (mol/l) ein: C N 2 = 2,5; CH2 = 1,8; CNH 3 = 3,6. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion und die Konzentrationen von Stickstoff und Wasserstoff.

Lösung: Bestimmen Sie die Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion:

K*C = C 2 N.H. 3 = (3,6) 2 = 0,89

C N 2 * C 3 H 3 2,5 * (1,8) 3

Die Anfangskonzentrationen von Stickstoff und Wasserstoff ermitteln wir anhand der Reaktionsgleichung. Die Bildung von zwei Mol NH 3 erfordert ein Mol Stickstoff und die Bildung von 3,6 Mol Ammoniak erfordert 3,6/2 = 1,8 Mol Stickstoff. Unter Berücksichtigung der Gleichgewichtsstickstoffkonzentration,

Wir finden seine anfängliche Konzentration:

C refN 2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 mol/l

Um zwei Mol NH3 zu bilden, müssen 3 Mol Wasserstoff verbraucht werden, und der Produktionsanteil beträgt 3,6 Mol Ammoniak

3*3,6/2 = 5,4 Mol.

C refH 2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 mol/l

Antwort: C N 2 = 4,3

Beispiel 4. Gleichgewichtskonstante eines homogenen Systems

CO (g) + H 2 O (g) == CO 2 (g) + H 2 (g)

bei 850 0 C ist gleich 1. Berechnen Sie die Konzentrationen aller Stoffe im Gleichgewicht, wenn die Anfangskonzentrationen sind: out = 3 mol/l, out = 2 mol/l.

Lösung: Im Gleichgewicht sind die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion gleich, und das Verhältnis der Konstanten dieser Geschwindigkeiten ist ebenfalls ein konstanter Wert und wird als Gleichgewichtskonstante des gegebenen Systems bezeichnet:

Vpr = K 1;

V arr = K 2;

K ist gleich = K 1 =

K2

In der Problemstellung werden die Anfangskonzentrationen angegeben, während der Ausdruck K gleich nur die Gleichgewichtskonzentrationen aller Stoffe im System umfasst. Nehmen wir an, dass im Moment des Gleichgewichts die Konzentration = x mol/l beträgt. Nach der Systemgleichung beträgt die Anzahl der gebildeten Wasserstoffmole ebenfalls x mol/l. Für die Bildung von jeweils x Mol CO 2 und H 2 wird die gleiche Anzahl Mol (x mol/l) CO und H 2 O verbraucht. Daher betragen die Gleichgewichtskonzentrationen aller vier Stoffe:

Gleich = [H 2 ] gleich = x mol/l,

Gleich = (3 - x) mol/l,

[H 2 O] entspricht = (2 - x) mol/l.

Wenn wir die Gleichgewichtskonstante kennen, ermitteln wir den Wert von x und dann die Anfangskonzentrationen aller Stoffe:

1 = X 2

x 2 = 6 - 2x – 3x + x 2; 5x = 6, x = 1,2 mol/l

Somit sind die gewünschten Gleichgewichtskonzentrationen:

Gleich = 1,2 mol/l.

[H 2 ] = 1,2 mol/l.

Gleich = 3 – 1,2 = 1,8 mol/l.

[H 2 O] entspricht = 2 - 1,2 = 0,8 mol/l.

Beispiel 5. Die endotherme Reaktion der Phosphorpentachlorid-Zersetzung verläuft nach der Gleichung:

PCl 5 (g) == PCl 3 (g) + Cl 2 (g); ΔH = + 129,7 kJ.

So ändern Sie: a) Temperatur, b) Druck; c) Konzentration, um das Gleichgewicht in Richtung der direkten Reaktion zu verschieben – Zersetzung von PCl 5?

Lösung: Eine Verschiebung oder Verschiebung des chemischen Gleichgewichts ist eine Änderung der Gleichgewichtskonzentrationen reagierender Substanzen infolge einer Änderung einer der Reaktionsbedingungen. Die Richtung, in die sich das Gleichgewicht verschoben hat, wird durch das Prinzip von Le Chatelier bestimmt: a) Da die Zersetzungsreaktion PC1 5 endotherm ist (ΔH > 0), muss die Temperatur erhöht werden, um das Gleichgewicht in Richtung der direkten Reaktion zu verschieben; 6) Da in diesem System die Zersetzung von PCl 5 zu einer Volumenvergrößerung führt (aus einem Gasmolekül entstehen zwei Gasmoleküle), ist es zur Verschiebung des Gleichgewichts in Richtung der direkten Reaktion notwendig, den Druck zu senken; c) Eine Gleichgewichtsverschiebung in die angegebene Richtung kann entweder durch eine Erhöhung der Konzentration von PCl 5 oder durch eine Verringerung der Konzentration von PCl 3 oder Cl 2 erreicht werden.

2.6. Verschiebung des chemischen Gleichgewichts. Das Prinzip von Le Chatelier

Befindet sich das System im Gleichgewichtszustand, dann bleibt es darin, solange die äußeren Bedingungen konstant bleiben.

Am wichtigsten sind Fälle von Ungleichgewichten aufgrund von Konzentrationsänderungen der am Gleichgewicht beteiligten Stoffe, des Drucks oder der Temperatur.

Betrachten wir jeden dieser Fälle.

Wenn die Konzentration eines am Gleichgewicht beteiligten Stoffes zunimmt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung des Verbrauchs dieses Stoffes; Wenn die Konzentration eines Stoffes abnimmt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung dieses Stoffes.

Zum Beispiel für die Reaktion

Lassen Sie uns eine zusätzliche Menge Wasserstoff in das System einbringen. Nach dem Massenwirkungsgesetz führt eine Erhöhung der Wasserstoffkonzentration zu einer Erhöhung der Geschwindigkeit der Hinreaktion – der HI-Synthesereaktion, während sich die Geschwindigkeit der Rückreaktion nicht ändert. In Vorwärtsrichtung läuft die Reaktion nun schneller ab als in Rückwärtsrichtung, d. h. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts, d.h. in Richtung der Vorwärtsreaktion. Wenn sich die Konzentrationen in die entgegengesetzte Richtung ändern, spricht man von Gleichgewichtsverschiebung nach links– in Richtung der Rückreaktion.

2. Wenn der Druck durch Komprimierung des Systems zunimmt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung einer Abnahme der Anzahl der Gasmoleküle, d. h. in Richtung abnehmenden Drucks; sinkt der Druck, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung einer Zunahme der Anzahl der Gasmoleküle, d.h. hin zu zunehmendem Druck.

Zur Reaktion

Ein Druckanstieg sollte das Gleichgewicht nach rechts verschieben (links beträgt die Molzahl des Gases 3, rechts - 2).

Wenn die Reaktion ohne Änderung der Anzahl der Gasmoleküle abläuft, wird das Gleichgewicht bei der Kompression oder Expansion des Systems nicht gestört. Zum Beispiel im System

das Gleichgewicht wird bei Volumenänderungen nicht gestört; Der HI-Ausgang ist druckunabhängig.

3. Mit steigender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der endothermen Reaktion, mit sinkender Temperatur in Richtung der exothermen Reaktion.

Somit ist die Ammoniaksynthese eine exotherme Reaktion ( ΔH)

verschiebt sich nach links - in Richtung der Zersetzung von Ammoniak, da dieser Prozess unter Wärmeaufnahme erfolgt.

Umgekehrt ist die Synthese von Stickstoffmonoxid (II) eine endotherme Reaktion ( ΔН>0)

Daher stellt sich mit steigender Temperatur das Gleichgewicht im System ein
verschiebt sich nach rechts in Richtung der Bildung von NO.

Die Muster, die in den betrachteten Beispielen chemischer Ungleichgewichte auftreten, sind Sonderfälle des Allgemeinen Das Prinzip von Le Chatelier:

Wenn auf ein im Gleichgewicht befindliches System eine Wirkung ausgeübt wird, verschiebt sich das Gleichgewicht aufgrund der darin ablaufenden Prozesse in eine solche Richtung, dass die Wirkung abnimmt.

Das heterogene chemische Gleichgewicht gehorcht ebenfalls dem Prinzip von Le Chatelier, aber Feste Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte haben keinen Einfluss auf die Verschiebung des heterogenen chemischen Gleichgewichts.

2.7. Typische Probleme lösen

Beispiel 1. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonzentrationen von Wasserstoff und Jod, wenn bekannt ist, dass ihre Anfangskonzentrationen 0,02 mol/l betrugen und die Gleichgewichtskonzentration von НI 0,03 mol/l betrug. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante.

Lösung. Aus der Reaktionsgleichung

H 2 +I 2 ↔ 2HI

Es ist ersichtlich, dass zur Bildung von 0,03 Mol HI 0,015 Mol Wasserstoff und die gleiche Menge Jod erforderlich sind, daher sind ihre Gleichgewichtskonzentrationen gleich und betragen 0,02 - 0,015 = 0,005 Mol/l und die Gleichgewichtskonstante

.

Beispiel 2. Im System
Gleichgewichtskonzentrationen von Stoffen
=0,3 mol/l,
=0,2 mol/l und
=1,2 mol/l. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante des Systems und die Anfangskonzentrationen von Chlor und Kohlenmonoxid.

Lösung. Aus der Reaktionsgleichung geht hervor, dass für die Bildung von 1,2 mol
Es werden 1,2 Mol verbraucht
Und
. Daher beträgt die Anfangskonzentration von Chlor 0,3 + 1,2 = 1,5 mol/l, Kohlenmonoxid 0,2 + 1,2 = 1,4 mol/l. Gleichgewichtskonstante

Beispiel 3. Wie oft erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit der Wechselwirkung von Kohlenmonoxid mit Sauerstoff, wenn die Konzentrationen der Ausgangsstoffe verdreifacht werden?

Lösung. 1) Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf:

Nach dem Massenwirkungsgesetz

2) Bezeichnen wir
, Dann:

3) Wenn die Konzentration der Ausgangsstoffe um das Dreifache erhöht wird, erhalten wir:

, A

4) Berechnen Sie die Reaktionsgeschwindigkeit :

, d.h. Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht sich um das 27-fache.

Beispiel 4. Wie oft erhöht sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion, wenn die Temperatur um 40 °C steigt, wenn der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit 3 ​​beträgt?

Lösung. Nach der Van't-Hoff-Regel gilt:

, d.h. Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht sich um das 81-fache.

Beispiel 5. Die Reaktion dauert bei einer Temperatur von 30˚C 2 Minuten. Wie lange dauert es, bis diese Reaktion bei einer Temperatur von 60 °C abgeschlossen ist, wenn der Temperaturkoeffizient der Geschwindigkeit 2 beträgt?

Lösung. 1) Gemäß der Van’t-Hoff-Regel:

2) Die Reaktionsgeschwindigkeit ist umgekehrt proportional zur Reaktionszeit, daher:

Beispiel 6. Die Reaktion zur Bildung von Stickoxid (IV) wird durch die Gleichung ausgedrückt

Wie ändert sich die Geschwindigkeit der Vorwärts- und Rückreaktionen, wenn der Druck um das Dreifache erhöht wird und die Temperatur konstant bleibt? Wird diese Geschwindigkeitsänderung zu einer Gleichgewichtsverschiebung führen?

Lösung. Vor dem Druckanstieg seien die Gleichgewichtskonzentrationen von Stickoxid (II), Sauerstoff und Stickoxid (IV) wie folgt: = a, = b,

C, dann die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion

,

Rückwärtsreaktionsgeschwindigkeit

.

Wenn der Druck um das Dreifache ansteigt, erhöhen sich die Konzentrationen aller Reagenzien um den gleichen Betrag: = 3a, = 3b, = 3c.

Die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion beträgt:

Die Geschwindigkeit der Rückreaktion beträgt:

.

Die Geschwindigkeit der Hinreaktion erhöhte sich um das 27-fache und die der Rückreaktion um das 9-fache. Das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Vorwärtsreaktion, was im Einklang mit dem Prinzip von Le Chatelier steht.

Beispiel 7. Wie beeinflussen sie das Gleichgewicht im System?

, (ΔН

a) Druckabfall;

b) Temperaturanstieg;

c) Erhöhung der Konzentration der Ausgangsstoffe?

Lösung. Nach dem Prinzip von Le Chatelier führt eine Druckabnahme zu einer Gleichgewichtsverschiebung in Richtung der Reaktion, was zu einer Vergrößerung ihres Volumens führt, d.h. zur gegenteiligen Reaktion. Eine Erhöhung der Temperatur führt zu einer Gleichgewichtsverschiebung hin zur endothermen Reaktion, d. h. zur gegenteiligen Reaktion. Und schließlich führt eine Erhöhung der Konzentration der Ausgangsstoffe zu einer Gleichgewichtsverschiebung hin zur Bildung von Reaktionsprodukten, d.h. hin zur direkten Reaktion.

Beispiel 8. Betrachten Sie das chemische Gleichgewicht

Bestimmen wir die Gleichgewichtskonzentrationen von NH 3 für zwei Gleichgewichtsmischungen:

1. = 0,1 M und = 0,1 M.

2. =1,0 M und = 0,1 M.

Gleichgewichtskonstante K = 6,0 ∙ 10 -2 bei 525 ˚С

Lösung. Lassen Sie uns einen Ausdruck für die chemische Gleichgewichtskonstante erstellen, bekannte Größen darin einsetzen und Berechnungen durchführen.

Erste Version des chemischen Gleichgewichts:

Wo

Zweite Version des chemischen Gleichgewichts

Wo

Abschluss. Wenn die Konzentration von N2 (Reagens) in der Gleichgewichtsmischung zunimmt, steigt die Konzentration von NH3 (Reaktionsprodukt).

2.8. Probleme, die selbstständig gelöst werden müssen

1. Wie oft sollte die Wasserstoffkonzentration im System erhöht werden?

damit sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das 125-fache erhöht?

2. Wie wird sich die Reaktionsgeschwindigkeit ändern?

Was passiert, wenn sich der Druck im System verdoppelt?

3. Die Reaktion zwischen Stickstoffmonoxid (II) und Chlor verläuft gemäß der Gleichung

Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit mit zunehmender:

a) die Stickoxidkonzentration verdoppelte sich;

b) Chlorkonzentration verdoppelt;

c) die Konzentrationen beider Stoffe verdoppelt werden?

4. Bei 150 °C ist ein Teil der Reaktion in 16 Minuten abgeschlossen. Berechnen Sie unter Annahme eines Temperaturkoeffizienten von 2,5 die Zeitspanne, nach der diese Reaktion bei 80 °C endet.

5. Bei einer Temperatur von 40 °C dauert die Reaktion 36 Minuten und bei 60 °C – 4 Minuten. Berechnen Sie den Temperaturkoeffizienten der Reaktionsgeschwindigkeit.

6. Die Geschwindigkeit einer Reaktion bei 100 0 C ist gleich 1. Wie oft langsamer wird dieselbe Reaktion bei 10 0 C ablaufen (der Temperaturkoeffizient der Geschwindigkeit wird mit 2 angenommen)?

7. Beim Abkühlen der Reaktionsmischung von 50 0 auf 20 0 C verringerte sich die Geschwindigkeit der chemischen Reaktion um das 27-fache. Berechnen Sie den Temperaturkoeffizienten dieser Reaktion.

8. Schreiben Sie einen mathematischen Ausdruck für die chemische Gleichgewichtskonstante für jede der folgenden Reaktionen:

Achten Sie bei dieser Aufgabe besonders darauf, dass sich einige Stoffe – die an den Reaktionen beteiligt sind – in einem festen Zustand befinden.

9. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante der Reaktion

wenn die Gleichgewichtskonzentrationen gleich sind

10. Wenden Sie das Prinzip von Le Chatelier an, um Bedingungen vorherzusagen, die die Ausbeute der folgenden Reaktionen durch Verschiebung des Gleichgewichts erhöhen:

, (ΔН

11. Geben Sie unter den angegebenen Reaktionen diejenigen an, bei denen eine Druckerhöhung das chemische Gleichgewicht nach rechts verschiebt:

A)
;

B)
;

V)
;

G)
;

D)
;

12. Bei einer bestimmten Temperatur liegt die Gleichgewichtskonstante des Prozesses vor

Die anfänglichen Konzentrationen von Н2 und НСО betrugen 4 mol/l bzw. 3 mol/l. Wie hoch ist die Gleichgewichtskonzentration von CH 3 OH?

13. Die Reaktion verläuft nach der Gleichung 2A ↔ B. Die Ausgangskonzentration der Substanz A beträgt 0,2 mol/l. Die Gleichgewichtskonstante der Reaktion beträgt 0,5. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktanten.

14. Bei einer bestimmten Temperatur liegt die Gleichgewichtskonzentration des durch die Reaktion gebildeten Schwefelsäureanhydrids vor

,

betrug 0,02 mol/l. Die Ausgangskonzentrationen an Schwefeldioxid und Sauerstoff betrugen 0,06 bzw. 0,07 mol/l. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante der Reaktion.

THEMA 3. ATOMSTRUKTUR UND PERIODENSYSTEM DER ELEMENTE D.I. MENDELEEW

3.1. Die ersten Modelle der Atomstruktur

1897 entdeckte J. Thomson (England) das Elektron und 1909 bestimmte R. Mulliken seine Ladung, die 1,6 · 10 -19 C beträgt. Die Masse eines Elektrons beträgt 9,11 ∙ 10 -28 g. Im Jahr 1904 schlug J. Thomson ein Modell der Struktur des Atoms vor, nach dem das Atom als positive Kugel mit eingestreuten Elektronen dargestellt werden kann.

Im Jahr 1910 wurde im Labor von E. Rutherford (England) bei Experimenten zum Beschuss von Metallfolie mit α-Partikeln festgestellt, dass einige α-Partikel von der Folie gestreut wurden. Daraus schloss Rutherford, dass sich im Zentrum des Atoms ein positiv geladener kleiner Kern befindet, der von Elektronen umgeben ist. Die Radien der Kerne liegen im Bereich von 10 -14 – 10 -15 m, d.h. 10 4 – 10 5 mal kleiner als die Größe eines Atoms. Rutherford sagte die Existenz des Protons und seiner Masse voraus, die 1800-mal so groß ist wie die Masse des Elektrons.

Im Jahr 1910 schlug Rutherford ein nukleares Planetenmodell des Atoms vor, das aus einem schweren Kern besteht, um den sich Elektronen wie die Planeten des Sonnensystems auf einer Umlaufbahn bewegen. Wie die Theorie des elektromagnetischen Feldes zeigt, sollten sich die Elektronen in diesem Fall jedoch spiralförmig bewegen, kontinuierlich Energie abgeben und auf den Kern fallen.

Atomspektren. Beim Erhitzen sendet ein Stoff Strahlen (Strahlung) aus. Wenn Strahlung eine Wellenlänge hat, spricht man von monochromatischer Strahlung. In den meisten Fällen zeichnet sich Strahlung durch mehrere Wellenlängen aus. Wenn die Strahlung in monochromatische Komponenten zerlegt wird, erhält man ein Strahlungsspektrum, dessen einzelne Komponenten als Spektrallinien ausgedrückt werden. In Abb. 3.1. Dargestellt ist das Atomspektrum von Wasserstoff. Die dem Atomspektrum von Wasserstoff entsprechenden Wellenlängen werden durch die Balmer-Gleichung bestimmt

. (3.1)

wo λ – Wellenlänge; R – Rydberg-Konstante (109678 cm -1); n und m sind ganze Zahlen (n = 1 für die Lyman-Reihe, n = 2 für die Balmer-Reihe, n = 3 für die Paschen-Reihe; m = 2, 3, 4 für die Lyman-Reihe, m = 3, 4, 5 für der Balmer, m = 4, 5, 6 – für die Paschen-Reihe).

Quanten und das Bohr-Modell. Im Jahr 1900 schlug M. Planck (Deutschland) vor, dass Substanzen Energie in diskreten Anteilen absorbieren und abgeben, die er Quanten nannte. Quantenenergie E proportional zur Frequenz der Strahlung (Schwingung) ν:

,

wobei – h – Plancksches Wirkungsquantum (6,626∙10 -34 J s); ν = с/λ, с – Lichtgeschwindigkeit; λ – Wellenlänge.

Im Jahr 1913 schlug der dänische Wissenschaftler N. Bohr unter Verwendung des Rutherford-Modells und der Planck-Theorie ein Modell der Struktur des Wasserstoffatoms vor, nach dem sich Elektronen nicht auf irgendwelchen, sondern nur auf erlaubten Bahnen um den Kern bewegen, in denen die Elektron hat bestimmte Energien. Wenn sich ein Elektron von einer Umlaufbahn in eine andere bewegt, absorbiert oder emittiert ein Atom Energie in Form von Quanten. Jede Umlaufbahn hat eine Zahl n (1, 2, 3, 4,...), die als Hauptquantenzahl bezeichnet wird. Bohr berechnete die Radien der Umlaufbahnen. Der Radius der ersten Umlaufbahn betrug 5,29∙10 -13 m, der Radius der anderen Umlaufbahnen war gleich:

Die Elektronenenergie (eV) hing vom Wert des Hauptquants ab

Das negative Vorzeichen der Energie bedeutet die Stabilität eines Systems, das umso stabiler ist, je niedriger (je negativer) seine Energie ist. Das Wasserstoffatom hat die minimale Energie, wenn sich das Elektron in der ersten Umlaufbahn befindet (n=1). Dieser Zustand wird aufgerufen hauptsächlich. Wenn sich ein Elektron auf höhere Bahnen bewegt, wird das Atom aufgeregt. Dieser Zustand des Atoms ist instabil.

3.2. Quantenmechanisches Modell des Wasserstoffatoms

Die duale Natur des Elektrons. Im Jahr 1905 sagte A. Einstein voraus, dass jede Strahlung ein Strom von Energiequanten, sogenannten Photonen, sei. Aus Einsteins Theorie folgt, dass Licht eine duale (Teilchen-Wellen-)Natur hat.

Im Jahr 1924 schlug Louis de Broglie (Frankreich) vor, dass auch das Elektron durch einen Welle-Teilchen-Dualismus gekennzeichnet ist. Dies wurde später durch Beugungsexperimente an Kristallen bestätigt. De Broglie schlug eine Gleichung vor, die die Wellenlänge λ eines Elektrons oder eines anderen Teilchens mit der Masse m und der Geschwindigkeit ν in Beziehung setzt,

. (3.2)

De Broglie nannte Wellen aus Materieteilchen Materialwellen. Sie sind charakteristisch für alle Teilchen oder Körper. Wie aus Gleichung (3.2) hervorgeht, ist die Wellenlänge für Makrokörper jedoch so klein, dass sie derzeit nicht erfasst werden kann. Für einen Körper mit einer Masse von 1000 kg, der sich mit einer Geschwindigkeit von 108 km/h (30 m/s) bewegt, gilt also λ = 2,21·10 -38 m.

Im Jahr 1927 postulierte W. Heisenberg (Deutschland) die Unschärferelation, nach der Ort und Impuls eines subatomaren Teilchens (Mikroteilchens) grundsätzlich nicht zu jedem Zeitpunkt mit absoluter Genauigkeit bestimmt werden können. Zu jedem Zeitpunkt kann nur eine dieser Eigenschaften bestimmt werden. E. Schrödinger (Österreich) leitete 1926 eine mathematische Beschreibung des Verhaltens eines Elektrons in einem Atom ab.

Die Arbeiten von Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg sowie Schrödinger, der die Wellengleichung vorschlug, legten den Grundstein für die Quantenmechanik, die die Bewegung und Wechselwirkung von Mikroteilchen untersucht.

Orbital. Gemäß quantenmechanischen Konzepten ist es unmöglich, die Energie und Position des Elektrons genau zu bestimmen, daher wird im quantenmechanischen Modell des Atoms ein probabilistischer Ansatz zur Charakterisierung der Position des Elektrons verwendet. Die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron in einem bestimmten Raumbereich zu finden, wird durch die Wellenfunktion ψ beschrieben, die die Amplitude der Welle als Funktion der Koordinaten des Elektrons charakterisiert. Im einfachsten Fall hängt diese Funktion von drei Raumkoordinaten ab und heißt Orbital. Gemäß der Definition von ψ gilt Ein Orbital ist ein Raumbereich, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten befindet. Es ist zu beachten, dass sich das Konzept eines Orbitals erheblich vom Konzept einer Umlaufbahn unterscheidet, die in Bohrs Theorie die Bahn eines Elektrons um den Atomkern bedeutete. Die Größe des Raumbereichs, den ein Orbital einnimmt, ist normalerweise so groß, dass die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron darin zu finden, mindestens 95 % beträgt.

Da das Elektron eine negative Ladung trägt, stellt sein Orbital eine bestimmte Ladungsverteilung dar, die man nennt elektronische Cloud.

Quantenzahlen. Um das Verhalten eines Elektrons in einem Atom zu charakterisieren, wurden Quantenzahlen eingeführt: Haupt-, Orbital-, Magnet- und Spin-Quantenzahlen.

HauptquantenzahlN bestimmt die Energie und Größe der Elektronenorbitale. Die Hauptquantenzahl nimmt die Werte 1,2,3,4,5,... an und charakterisiert die Hülle bzw. das Energieniveau. Je größer n, desto höher die Energie. Schalen (Ebenen) haben Buchstabenbezeichnungen: K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), Q (n = 5), Elektronenübergänge von einer Schale (Ebene). ) zum anderen gehen mit der Freisetzung von Energiequanten einher, die in Form von Spektren auftreten können (siehe Abb. 3.1).

Orbitale Quantenzahll bestimmt die Form des Atomorbitals. Da elektronische Schalen in Unterschalen gespalten sind, charakterisiert die Orbitalquantenzahl auch die Energieunterniveaus in der Elektronenhülle eines Atoms.

Orbitalquantenzahlen nehmen einen ganzzahligen Wert von 0 bis (n-1) an. Unterschalen werden auch mit Buchstaben bezeichnet:

Unterschale (Unterebene)…………………s p d f

Orbitale Quantenzahl, l……………0 1 2 3

Man nennt Elektronen mit der Orbitalquantenzahl 0 S- Elektronen. Orbitale und dementsprechend Elektronenwolken haben eine Kugelform (Abb. 3.2, a).

Elektronen mit der Orbitalquantenzahl 1 werden genannt P- Elektronen. Orbitale und dementsprechend Elektronenwolken haben eine Form, die einer Hantel ähnelt (Abb. 3.2, b).

Man nennt Elektronen mit der Orbitalquantenzahl 2 D– Elektronen. Die Orbitale haben die Form einer vierlappigen Rosette (Abb. 3.2, c).

Man nennt Elektronen mit der Orbitalquantenzahl 3 F– Elektronen. Die Form ihrer Orbitale ist noch komplexer als die Form der d-Orbitale.

Die erste Schale (n=1) kann ein (s–), die zweite (n=2) zwei (s- und p-), die dritte (n=3) drei (s-, p-, d-) haben. , in der vierten (n=4) gibt es vier (s-, p-, d-, f-)-Unterschalen.

Magnetische Quantenzahl M l charakterisiert die Position des Orbitals im Raum (siehe Abb. 3.2).

Dementsprechend ist in der Unterschale s ( l= 0) es gibt ein Orbital ( M l= 0), in der Unterschale p ( l= 1) – drei Orbitale ( M l= -1, 0, +1), in der Unterschale d ( l= 2) fünf Orbitale ( M l = -2, -1, 0, +1, +2).

Atomorbital. Jedes Elektronenorbital in einem Atom (Atomorbital, AO) kann durch drei Quantenzahlen n charakterisiert werden, l Und M l .

Herkömmlicherweise wird ein Atomorbital in Form eines Kästchens bezeichnet.

Dementsprechend gibt es für die s-Unterschale ein AO, für die p-Unterschale drei Spin-AOs. arbeiten... Vielleicht Sei unabhängig... Lehrbuch Zuschuss in Soziologie Für Studenten Universitäten ...

In einigen Fällen interagieren die aus der Reaktion resultierenden Stoffe entweder miteinander oder zersetzen sich, und dann laufen im System zwei Reaktionen gleichzeitig ab: direkt (Reaktionsprodukte werden gebildet) und umgekehrt (die Ausgangsstoffe werden erneut synthetisiert). Wenn im betrachteten System die Geschwindigkeiten der Vorwärts- und Rückwärtsprozesse übereinstimmen, stellt sich ein Gleichgewicht ein, das als chemisch bezeichnet wird. Dabei handelt es sich um ein dynamisches Gleichgewicht, da die Reaktion selbst nicht stoppt, sondern gleichzeitig die gleiche Stoffmenge gebildet und zersetzt wird. Bei konstanter Temperatur und konstantem Druck kann dieser Zustand recht lange anhalten. Nachfolgend wird es grafisch dargestellt. Mit äquivalenter Geschwindigkeit meinen wir eine bestimmte Konstante, die sowohl der Geschwindigkeit der Vorwärts- als auch der Rückwärtsreaktion entspricht.

Das Prinzip der Verschiebung des chemischen Gleichgewichts

Das Prinzip der Verschiebung (Verschiebung) des Gleichgewichts wurde 1884 von Le Chatelier entdeckt. Es wurde später von Karl Ferdinand Braun (1887) verallgemeinert. Daher hat es derzeit einen Doppelnamen – das Le Chatelier-Brown-Prinzip. Dieses Gesetz wird sowohl in der Chemie als auch in der Thermodynamik, Elektrodynamik, Ökologie und Biochemie verwendet. Es gibt viele Formulierungen, aber der Kern jeder von ihnen läuft auf Folgendes hinaus: „Wenn auf ein System, das sich in einem Gleichgewichtszustand befindet, Einfluss genommen wird, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht so, dass es diese Änderung kompensiert (d. h. , das System wird versuchen, das Gleichgewicht wiederherzustellen) " Das beschriebene Prinzip lässt sich anhand der folgenden Systematik anschaulich demonstrieren. An einer festen Halterung ist eine Feder befestigt. Im Ruhezustand befindet sich dieses System im Gleichgewicht. Wird die Feder gedehnt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der äußeren Einwirkung. Allerdings wächst gleichzeitig auch der Widerstand im System. Und irgendwann gleichen sich die Kräfte der Gegenwirkung und des äußeren Einflusses einander an, wodurch ein neuer Gleichgewichtszustand entsteht.

Das Prinzip von Le Chatelier kann nur für Systeme angewendet werden, die sich im Gleichgewicht befinden, andernfalls sind die Ergebnisse der Analyse falsch. Es gibt drei Hauptparameter, deren Veränderungen zu einer Verschiebung des chemischen Gleichgewichts führen: Druck, Temperatur und Konzentration der Chemikalien.

Temperatur

Eine Änderung der Temperatur ist die häufigste Ursache für eine Verschiebung des chemischen Gleichgewichts, was verständlich ist, da dieser Faktor viel einfacher zu beeinflussen ist als beispielsweise der Druck. An dieser Stelle sei erwähnt, dass Reaktionen nach der thermischen Wirkung in zwei Typen unterteilt werden. Dazu gehören: exotherm (mit Wärmeabgabe) und endotherm (mit Wärmeaufnahme). Wie verschiebt sich in diesem Fall das chemische Gleichgewicht? In diesem Fall läuft das Prinzip von Le Chatelier auf Folgendes hinaus: Mit zunehmender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Reaktion, die bei der Wärmeaufnahme abläuft, und wenn es entsprechend abnimmt, in die entgegengesetzte Richtung. Wenn also die Temperatur für die unten gezeigte Reaktion erhöht wird, verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts.

Die meisten Vorwärtsreaktionen sind exotherm, während Rückreaktionen endotherm sind (dies ist keine Regel, sondern eine Beobachtung, von der es viele Ausnahmen gibt).

Druck

Bei einer Druckänderung verändert sich der nächste Parameter des Systems – sein Volumen (es nimmt zu oder ab), daher wirkt sich die Beeinflussung mit Hilfe dieses Parameters besonders stark auf Systeme aus, in denen Gase vorhanden sind. In diesem Fall ist das Prinzip des chemischen Gleichgewichts wie folgt. Steigt der Druck im System, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung einer Verringerung der Anzahl der Gasmoleküle, sinkt der Druck, verschiebt sich das Gleichgewicht in die entgegengesetzte Richtung. Ändert sich die Anzahl der Gasmoleküle während einer Reaktion nicht, dann verschiebt sich das Gleichgewicht auch nicht bei einer Druckänderung, wie beispielsweise bei der Folgereaktion.

In der Praxis gilt dieses Prinzip jedoch nur für ideale Gase, da alle realen Gase eine unterschiedliche Kompressibilität aufweisen. Selbst wenn die Anzahl der Gasmoleküle konstant bleibt, kann das Gleichgewicht vom Druck abhängen. In der Praxis macht sich dies bei hohen Drücken bemerkbar. Bei flüssigen und festen Stoffen haben Druckänderungen aufgrund der geringen Volumina dieser Stoffe praktisch keinen Einfluss auf das Gleichgewicht. Bei der Betrachtung gemischter Systeme werden nur Gasmoleküle berücksichtigt.

Eine Gleichgewichtsverschiebung in einem System als Folge einer Änderung der Konzentration einer an der Reaktion beteiligten Substanz

Bei der Änderung der Konzentration eines Stoffes funktioniert das Prinzip von Le Chatelier wie folgt. Mit zunehmender Konzentration an Reaktionsprodukten verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Rückreaktion, mit abnehmender Menge an gebildeten Stoffen verschiebt sich das Gleichgewicht in die entgegengesetzte Richtung.

Was passiert, wenn Sie Inertgas hinzufügen?

Sie können das Volumen des Systems nicht nur durch Komprimieren oder Reduzieren des Drucks ändern, sondern auch durch die Zugabe eines Inertgases, das nicht reagiert. Was passiert mit dem System, wenn ihm beispielsweise Helium hinzugefügt wird? Tatsächlich wird höchstwahrscheinlich nichts passieren, da sich das Verhältnis der an der Reaktion beteiligten Stoffe nicht ändert und für den Fortschritt des Prozesses nicht der Gesamtdruck des Systems, sondern der Partialdruck jeder Komponente ausschlaggebend ist.

Wirkung von Katalysatoren

Die Menge des Katalysators und seine Anwesenheit im Allgemeinen haben keinen Einfluss auf die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts. Dies liegt daran, dass dieses Element sowohl die Vorwärts- als auch die Rückreaktion gleichermaßen beschleunigt und das Gleichgewicht im System unverändert hält.

Methode zur Untersuchung des chemischen Gleichgewichts

Eine detaillierte Betrachtung chemischer Gleichgewichte ist für ein vollständiges Verständnis des Prozesses sehr wichtig. Eine der am häufigsten verwendeten Techniken ist die sogenannte Methode des Einfrierens von Gleichgewichten. Dies führt zu einer schnellen Abkühlung des Systems, das sich in einem ausgeglichenen Zustand befindet. Das Gleichgewicht hat einfach keine Zeit, sich zu verschieben, und bei niedrigen Temperaturen verlangsamt sich die Geschwindigkeit der meisten Prozesse auf nahezu Null. Dadurch ist es möglich, die Zusammensetzung der Mischung bei jeder Temperatur vollständig zu analysieren (die Konzentration der an der Reaktion beteiligten Substanzen bei null Grad entspricht der Anzahl der Komponenten bei der Temperatur, bei der die Abnahme begann). Dieses Experiment wird mehrmals durchgeführt, wobei die Reaktionen in beide Richtungen ablaufen.

Gibt es eine vollständige Irreversibilität?

Es ist unmöglich, das chemische Gleichgewicht vollständig auf eine Seite zu verschieben. Selbst bei einer scheinbaren absoluten Verschiebung bleibt immer eine kleine Anzahl von Molekülen übrig, die in die entgegengesetzte Richtung reagieren.

In der Praxis sind praktisch alle Reaktionen reversibel, und wie stark dieser Effekt sichtbar ist, hängt oft von der Temperatur ab (oft ist das Gleichgewicht einfach stark auf eine Seite verschoben, so dass es sich erst bemerkbar macht, wenn sich die Bedingungen ändern). Aufgrund dieser Verbreitung reversibler chemischer Reaktionen ist die Untersuchung des Gleichgewichts besonders wichtig.

Beispiele für Synthesen, bei denen sich das chemische Gleichgewicht während der Produktion verschiebt

Bei der Produktion wird das chemische Gleichgewicht üblicherweise in Richtung der Hinreaktion verschoben, um jeweils Reaktionsprodukte zu erhalten. Es gibt viele Beispiele für solche Synthesen: die Herstellung von Ammoniak, Schwefeloxid (VI), Stickoxid (II) usw.