Hemijske reakcije mogu biti povratne i nepovratne

1. HEMIJSKA RAVNOTEŽA
Prezentaciju uradila profesor hemije Jasmina Lukić

2. 1) Uvod :
- Šta je brzina hemijske reakcije
- Koji su uslovi da se desi hemijska reakcija?
- Koji faktori utiču na brzinu hemijske reakcije?

3. Hemijske reakcije mogu biti:
1. Nepovratne ( konačne ili
ireverzibilne) i
2. Povratne ( reverzibilne).
Nepovratne reakcije teku u jednom smeru.
Odvijaju se sve dok koncentracija jednog od
reaktanata ne dostigne nulu.
Na primer: Gorenje je nepovratna reakcija.
Kada nestane gorivo ( ugalj) reakcija stane, ili
koncentracija kiseonika postaje nula – reakcija
opet stane.
C(s) + O2(g) CO2(g)

4. Povratne reakcije teku u oba smera. Većina
hemijskih reakcija je povratna.
Primeri:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
itd.

5. Povratne reakcije u opštem obliku možemo prikazati:
aA + bB cC + dD
Kada brzina direktne reakcije ( v1) bude jednaka
brzini povratne reakcije (v2), uspostavlja se
dinamička ravnoteža.
Izrazi za brzine su:
v1= k1 [ A ]a [ B ]b i v2=k2[ C ]c [
D ]d pošto je,
v1 = v2
k1[ A ]a [ B ]b = k2[ C ]c [
D ]d Sređivanjem izraza dobija se:

6.    
   
1
2
c d
a b
C Dk
K
k A B

 

K – je konstanta ravnoteže.
Izraz je poznat kao zakon o dejstvu
masa.
Koncentracije u izrazu
predstavljaju ravnotežne
koncentracije.

7. Ako se radi o gasovitim supstancama u izraz
za konstantu ravnoteže mogu se pisati
parcijalni pritisci!
Konstanta ravnoteže je konstantna vrednost
na određenoj temperaturi.
Ako je:
K = 1 Brzine direktne i povratne
reakcije su jednake.
K >1 Brzina direktne reakcije je veća
od brzine povratne, i
K < 1 Brzina povratne reakcije je veća
od direktne reakcije.

8. Ako konstanta ravnoteže ima malu
vrednost reakcija se jedva odigrava,
a ako je veoma velika, reakcija je
praktično završena.

9. Faktori koji utiču na hemijsku
ravnotežu
Hemijska ravnoteža pomera se u korist direktne ili
povratne reakcije pri promeni:
 Koncentracije ( c );
 Temperature ( t ) i
 Pritiska ( p ).
Le Šateljeov princip:
Ako se na sistem u ravnoteži deluje promenom
spoljašnjih uticaja ( c, t, p ), ravnoteža će se
pomerati u pravcu eliminisanja tog uticaja, dok
se ponovo ne uspostavi ravnoteža.

10. Le Šateljeov princip:
Ako se na sistem u ravnoteži
deluje promenom spoljašnjih
uticaja ( c, t, p ), ravnoteža će se
pomerati u pravcu eliminisanja
tog uticaja, dok se ponovo ne
uspostavi ravnoteža.

11. Na primeru dobijanja amonijaka biće objašnjeno pomeranje ravnoteže i
primena Le Šateljeovog principa:
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) ΔH < 0
 
   
2
3
3
2 2
NH
K
H N


4 mola 2 mola
U direktnom smeru zapremina se smanjuje.
Direktna reakcija je
egzotermna!
Ako se u ravnotežnom stanju povećaju koncentracije (parcijalni
pritisci) vodonika i azota, ravnoteža će se pomerati u pravcu
eliminisanja tog uticaja, tj. u pravcu stvaranja amonijaka, pri čemu
se koncentracije azota i vodonika smanjuju.
Ako se smanji koncentracija amonijaka, ravnoteža se pomera u
pravcu stvaranja amonijaka, tj. dolazi do smanjenja koncentracije
vodonika i azota.

12. Pošto je reakcija u direktnom smeru
egzotermna, znači dolazi do oslobađanja
toplote, hlađenjem sistema dolazi do
pomeranja ravnoteže u pravcu stvaranja
amonijaka. Obrnuto se dešava ako sistem
zagrevamo: Doći će do razlaganja amonijaka
na azot i vodonik.
Povećanje pritiska u sistemu delovaće
tako da se ravnoteža pomera u pravcu
stvaranja manjeg broja molekula, što
dovodi do smanjenja pritiska u sistemu. U
našem slučaju dolazi do stvaranja
amonijaka. Smanjenjem pritiska postiže se

13. 3) Završni deo časa :
-Kakve su to povratne
reakcije
-Šta narušava ravnotežu
-Kako glasi Le Šateljov
princip

14. HVALA NA PAŽNI!!!