Kémiai egyensúly eltolása, segítség!?

legkisebb kényszer elve: ha valamit változtatsz, a rendszer azt igyekszik kiegyenlíteni

ha elveszed az ammóniát, akkor több fog keletkezni, hogy visszaálljon az eredeti állapot

ha elveszed a hidrogént, nem fog annyi átalakulni, hogy megmaradjon az eredeti állapot

ha növeled a hőmérsékletet, akkor az az endoterm, vagyis hőelnyelő folyamatnak kedves, ami az ammónia visszaalakulása

ha csökkented a hőmérsékletet, a rendszer még több hőt fog leadni, vagyis az exoterm folyamat irányába tolódik az egyensúly (nh3 képződés)

ha növeled a nyomást, a molszámcsökkenés irányába megy az egyensúly, vagyis ammóniaképződés, mert kevesebb anyagmennyiségű gáznak kisebb a nyomása, vagyis megint kiegyenlíti a hatást.

Az egyensúlyra felírható egyenlet:

K=[NH3]^2/([N2]*[H2]^3).

K az egyensúlyi állandó, azaz értéke adott körülmények között (p, T) nem változik. Ergó matematikai ismereteinket felhasználva befolyásolhatjuk, hogy mely anyagokból legyen több.

Mivel az egyenlet az ammóniaszintézishez tarozik, így nyilvánvalóan az a célunk, hogy minél több NH3 keletkezzen (minél nagyobb legyen [NH3], azaz az ammónia koncentrációja). Ha viszont a hányados konstans, úgy nagyobb ammóniakoncentrációhoz kisebb reaktánskoncentrációk ([N2], [H2]) tartoznak.

[NH3] növelését több módon is el lehet érni:

I. Az anyagok koncentrációjának változtatásával

- [N2] vagy [H2] értékét növeljük, így nagyobb lesz a nevező értéke, ergó nagyobbnak kell lennie a számlálónak ([NH3]).

- Elveszünk ammóniát, így [NH3] értéke csökken. Adott K hányados mellett csökkenni fog a nevező értéke, hogy ellensúlyozza. Azonban ha nem veszünk el N2-t és H2-t, úgy csak úgy tud csökkenni a koncentrációjuk, ha ammóniává alakulnak.

II. A reakcióhőmérséklet változtatásával

- Mivel a reakció egyensúlyi, hőtani szempontból pedig exoterm, így a Le Chatelier-Braun el alapján a rendszer hűtése (hőelvonás) kedvez a termékek képződésének (minél alacsonyabb a hőmérséklet, annál több [NH3] az egyensúlyban).

A reakcióknál, és főképp az exoterm egynesúlyi reakcióknál két momentumot kell figyelembe venni: az egyensúlyi állandó értékének, és a kinetikai tulajdonságok változását a hőmérséklet függvényében.

1.: Kinetikai szempontból a reakciók lejátszódásának kedvez a hőmérséklet növelése (minden típusú reakció esetén), mivel a reakciósebesség exponenciálisan nő a hőmérséklet emelésével.

A vonatkozó egyenletek:

r=k0*e^-(Ea/RT)*dn/dt, ahol:

r - reakciósebesség

k0 - reakciósebességi állandó

Ea - aktiválási energia

R - univerzális gázállandó

T - hőmérséklet

dn/dt - a mólszám változása az idő függvényében

2.: Mivel a reakció egyensúlyi, ezen belül is exoterm, így a termodinamika szempontjából az alacsonyabb hőmérséklet kedvez a termékek képződésének. Tehát a legnagyobb egyensúlyi [NH3] értéket a lehető legalacsonyabb értéken tudnánk elérni (akár -50-(-)60°C-on, azonban ez olyan lassan állna be, hogy kinőne a szakállad mire eléred, mivel az alacsony hőmérséklet miatt nagy mértékben visszaszorul a kinetika.

Tehát meg kell keresni az arany középutat, ahol még megfelelő a reakciósebesség, és elegendően magas K értéke (magas [NH3] értéke a számlálóban).

III. A nyomás változtatásával

Az egyenlet alapján látható, hogy 4 mol gázból lesz 2 mol gáz, tehát mólszámcsökkenéssel (nyomáscsökkenéssel) jár. A már említett Le Chatelier-Braun elv alapján ha növeljük az egyensúlyi rendszer nyomását, úgy olyan folyamatok indulnak be, amely azt kompenzálni akarja, ergó megpróbálja csökkenteni a nyomását. Mivel a rendszer nem képes változtatni a térfogatát a merev reaktorfal miatt, egyetlen lehetősége az ammónia előállítása, mellyel 4-2=2 molnyi gáz nyomásával képes csökkenteni a nyomást. Ide is felítható a következő egyenlet:

Kp=p(NH3)^2/(p(N2)*p(H2)^2). Ez is egy egyensúlyi egyenlet, csupán a parciális nyomások értékével van kifejezve.

Remélem érthető volt.

Picit javítanám magam:

r=k0*e^-(Ea/(RT))*c(N2)*c(H2)