Tarea
Indique cómo afectará:
a) aumento de presión;
b) aumento de temperatura;
c) un aumento en la concentración de oxígeno para el equilibrio del sistema:
2CO (GRAMO) + O 2 (GRAMO) ↔ 2CO 2 (GRAMO) + Q
Solución:
a) Un cambio de presión desplaza el equilibrio de reacciones que involucran sustancias gaseosas (d). Determinemos los volúmenes de sustancias gaseosas antes y después de la reacción mediante coeficientes estequiométricos:
Según el principio de Le Chatelier, con presión creciente , cambios de equilibrio hacia la educacióni sustancias que contienen menos o b b por lo tanto, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, es decir, hacia la formación de CO 2, hacia la reacción directa (→) .
b) Según el principio de Le Chatelier, cuando sube la temperatura, el equilibrio cambia hacia la reacción endotérmica (- Q ), es decir. en la dirección de la reacción inversa - la reacción de descomposición del CO 2 (←) ya que ley de conservación de energía:
Q - 2 CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g) + Q
v) Con concentración creciente de oxígeno el equilibrio del sistema está cambiando hacia la producción de CO 2 (→) ya queun aumento en la concentración de reactivos (líquidos o gaseosos) se desplaza hacia los productos, es decir hacia una reacción directa.
Adicionalmente:
Ejemplo 1. ¿Cuántas veces cambiará la velocidad de las reacciones de avance y retroceso en el sistema?
2 ASI QUE 2 (d) +O 2 (d) = 2ASI QUE 3 (GRAMO)
si el volumen de la mezcla de gases se reduce tres veces? ¿En qué dirección cambiará el equilibrio del sistema?
Solución. Designemos la concentración de reactivos: [ASI QUE 2 ]= a , [O 2 ] = B , [ ASI QUE 3 ] = con. Según la ley de acción de masas, la velocidadv reacciones directas e inversas antes del cambio de volumen:
v NS = Ka 2 B
v arr = PARA 1 con 2 .
Después de reducir tres veces el volumen del sistema homogéneo, la concentración de cada una de las sustancias reaccionantes aumentará tres veces: [ASI QUE 2 ] = 3 a , [O 2 ] = 3 B ; [ ASI QUE 3 ] = 3 con ... A nuevas concentraciones de velocidadv ’ reacción hacia adelante y hacia atrás:
v ’ NS = PARA (3 a ) 2 (3 B ) = 27 Ka 2 B
v ’ arr = PARA 1 (3 con ) 2 = 9 PARA 1 con 2
Por eso:
En consecuencia, la velocidad de la reacción hacia adelante aumentó 27 veces y la inversa, solo nueve veces. El equilibrio del sistema se ha desplazado hacia la educaciónASI QUE 3 .
Ejemplo 2. Calcule cuántas veces aumentará la velocidad de la reacción que se produce en la fase gaseosa cuando la temperatura suba de 30 a 70ºC. O C si el coeficiente de temperatura de reacción es 2.
Solución. La dependencia de la velocidad de una reacción química con respecto a la temperatura está determinada por la regla práctica de Van't Hoff de acuerdo con la fórmula:
Por lo tanto, la velocidad de reacciónν T 2 a una temperatura de 70 O Con más velocidad de reacciónν T 1 a una temperatura de 30 O C 16 veces.
Ejemplo 3. Constante de equilibrio de un sistema homogéneo:
CO (g) + H 2 O (g) = CO 2 (d) + H 2 (GRAMO)
en 850 O С es igual a 1. Calcule las concentraciones de todas las sustancias en equilibrio si las concentraciones iniciales son: [СО] árbitro = 3 mol / l, [H 2 O] árbitro = 2 mol / l.
Solución. En equilibrio, las velocidades de las reacciones directas e inversas son iguales, y la relación de las constantes de estas velocidades es constante y se denomina constante de equilibrio del sistema dado:
v pr = PARA 1 [SUEÑO 2 O]
v arr = K 2 [CO 2 ] [N 2 ]
En la condición del problema se dan las concentraciones iniciales, mientras que en la expresiónPARA R sólo se incluyen las concentraciones de equilibrio de todas las sustancias del sistema. Suponga que en el momento de la concentración de equilibrio [СО 2 ] R = NS mol / l. De acuerdo con la ecuación del sistema, el número de moles del hidrógeno formado también seráNS mol / l. El mismo número de lunares (NS mol / l) CO y H 2 O se gasta en educación enNS moles de CO 2 y H 2 ... Por lo tanto, las concentraciones de equilibrio de las cuatro sustancias son:
[CO 2
]
R = [H 2
]
R =
NS
mol / l;
[CO] R = (3 – NS ) mol / l;
[NORTE 2 O] R = (2 – NS ) mol / L.
Conociendo la constante de equilibrio, encontramos el valorNS , y luego las concentraciones iniciales de todas las sustancias:
Por tanto, las concentraciones de equilibrio buscadas son:
[CO 2 ] R = 1,2 mol / l;
[NORTE 2 ] R = 1,2 mol / l;
[CO] R = 3 - 1,2 = 1,8 mol / l;
[NORTE 2 O] R = 2 - 1,2 = 0,8 mol / l.
Ejemplo 4. A cierta temperatura, las concentraciones de equilibrio en el sistema
2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g) fueron: = 0.2 mol / L, = 0.32 mol / L, = 0.16 mol / L. Determine la constante de equilibrio a esta temperatura y las concentraciones iniciales de CO y O 2 si la mezcla inicial no contenía CO 2.
Solución:
1). Dado que las concentraciones de equilibrio se dan en la condición del problema, la constante de equilibrio es igual a 2:
2). Si la mezcla inicial no contenía CO 2, en el momento del equilibrio químico se formaron 0,16 moles de CO 2 en el sistema.
UHR:
2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g)
Para la formación de 0,16 mol de CO 2 gastado:
υ reaccionó (CO) = υ (CO 2) = 0.16 mol
υ reaccionó (О 2) = 1 / 2υ (CO 2) = 0.08 mol
Por eso,
υ inicial = υ reaccionó + υ equilibrio
υ inicial (CO) = 0.16 +0.2 = 0.36 mol
υ inicial (O 2) = 0.08 +0.32 = 0.4 mol
|
Sustancia |
CO 2 |
||
|
Del original |
0,36 |
||
|
Con reaccionó |
0,16 |
0,08 |
0,16 |
|
Equilibrio C |
0,32 |
0,16 |
Ejemplo 5.Determine la concentración de equilibrio de HI en el sistema.
H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g),
si a cierta temperatura la constante de equilibrio es igual a 4, y las concentraciones iniciales de H 2, I 2 y HI son iguales, respectivamente, 1, 2 y 0 mol / l.
Solución. Sea x mol / l formado por un cierto momento de tiempo HOLA
|
Sustancia |
H 2 |
Yo 2 |
|
|
del original. , mol / l |
|||
|
con proreagir. , mol / l |
x / 2 |
x / 2 |
|
|
c igual , mol / l |
1-x / 2 |
PCl 5 (d) = RS l 3 (d) + CON l 2(GRAMO); Δ H= + 92,59 kJ. Cómo cambiar: a) temperatura; b) presión; c) concentración para desplazar el equilibrio hacia la reacción directa - descomposiciónPCl 5 ? Solución. Un cambio o cambio en el equilibrio químico se denomina cambio en las concentraciones de equilibrio de los reactivos como resultado de un cambio en una de las condiciones de reacción. La dirección en la que se ha desplazado el equilibrio se determina de acuerdo con el principio de Le Chatelier: a) desde la reacción de descomposiciónPCl 5 endotérmicoΔ H > 0) luego, para cambiar el equilibrio hacia la reacción directa, se debe aumentar la temperatura; b) ya que en este sistema la descomposición de РСl 5 conduce a un aumento en el volumen (se forman dos moléculas gaseosas a partir de una molécula de gas), luego, para cambiar el equilibrio hacia la reacción directa, es necesario reducir la presión; c) el desplazamiento del equilibrio en la dirección indicada se puede lograr como un aumento en la concentración de PCl 5 y una disminución en la concentración de PCl 3 o Сl 2 . |
Equilibrio químico- el estado del sistema cuando las reacciones directas e inversas tienen la misma velocidad Durante el proceso con una disminución de las sustancias iniciales, la velocidad de la sustancia química directa. la reacción disminuye y la velocidad de la inversa al aumentar С HI aumenta. En algún momento, la velocidad del químico de avance y retroceso. las reacciones se igualan El estado del sistema no cambia hasta que actúan los factores externos (P, T, s) Cuantitativamente, el estado de equilibrio es char-sy con la ayuda de la constante de equilibrio. Constante de equilibrio - Constante , que refleja la relación de las concentraciones de los componentes de una reacción reversible en un estado de equilibrio químico. (depende solo de C.) La reacción en concr usl, por así decirlo, es el límite al que llega la sustancia química. reacción. .K = .Si (concentración ref) - reacción negativa; si el equilibrio se desplaza hacia la derecha - no fluye. La constante de equilibrio no cambia su valor con un cambio en la concentración de las sustancias que reaccionan. El hecho es que un cambio en la concentración solo conduce a un cambio en la sustancia química. Equilibrio en una dirección u otra. En este caso, se establece un nuevo estado de equilibrio con la misma constante ... Verdadero equilibrio puede desplazarse hacia un lado u otro por la acción de algunos factores. Pero cuando estos factores se cancelan, el sistema vuelve a su estado original. Falso- el estado del sistema es invariable en el tiempo, pero cuando las condiciones externas cambian, ocurre un proceso irreversible en el sistema (en la oscuridad, existe H2 + Cl 2, cuando se ilumina, se forma HCl. La influencia de varios factores en el estado de química se describe igualmente cualitativamente por el principio de desplazamiento de equilibrio de Le Chatelier (1884: ante cualquier influencia externa sobre el sistema, que se encuentra en un estado de equilibrio químico, se producen en él procesos que conducen a una disminución de este efecto.
Equilibrio constante
La constante de equilibrio muestra cuántas veces la velocidad de la reacción directa es mayor o menor que la velocidad de la reacción inversa.
Equilibrio constante Es la relación del producto de las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción, tomado en el grado de sus coeficientes estequiométricos al producto de las concentraciones de equilibrio de las sustancias de partida, tomado en el grado de sus coeficientes estequiométricos.
El valor de la constante de equilibrio depende de la naturaleza de las sustancias que reaccionan y de la temperatura, y no depende de la concentración en el momento del equilibrio, ya que su relación es siempre un valor constante, numéricamente igual a la constante de equilibrio. Si ocurre una reacción homogénea entre sustancias en solución, entonces la constante de equilibrio se denota K C, y si entre gases, entonces K P.
donde Р С, Р D, Р А y Р В - presiones de equilibrio de los participantes de la reacción.
Usando la ecuación de Clapeyron-Mendeleev, es posible determinar la relación entre K P y K C
Mueve el volumen hacia el lado derecho
p = RT, es decir, p = CRT (6,9)
Sustituya la ecuación (6.9) en (6.7), para cada reactivo y simplifique
,
(6.10)
donde Dn es el cambio en el número de moles de participantes gaseosos en la reacción
Dn = (c + D) - (a + b) (6.11)
Por eso,
K P = K C (RT) Dn (6.12)
De la ecuación (6.12) se puede ver que K P = K C, si el número de moles de participantes gaseosos en la reacción no cambia (Dn = 0) o no hay gases en el sistema.
Cabe señalar que en el caso de un proceso heterogéneo, no se tiene en cuenta la concentración de la fase sólida o líquida en el sistema.
Por ejemplo, la constante de equilibrio para una reacción de la forma 2A + 3B = C + 4D, siempre que todas las sustancias sean gases y tenga la forma
y si D es sólido, entonces
La constante de equilibrio es de gran importancia teórica y práctica. El valor numérico de la constante de equilibrio permite juzgar la posibilidad práctica y la profundidad de la reacción química.
10 4, entonces la reacción es irreversible
Cambio de equilibrio. Principio de Le Chatelier.
Principio de Le Chatelier (1884): si un sistema que se encuentra en equilibrio químico estable es influenciado desde el exterior, cambiando la temperatura, la presión o la concentración, entonces el equilibrio químico se desplaza en la dirección en la que el efecto del efecto producido disminuye.
Cabe señalar que el catalizador no modifica el equilibrio químico, sino que solo acelera su aparición.
Considere la influencia de cada factor en el cambio en el equilibrio químico para una reacción general:
aA + bB = cC + D D ± Q.
Efecto de los cambios de concentración. Según el principio de Le Chatelier, un aumento en la concentración de uno de los componentes de una reacción química en equilibrio conduce a un cambio en el equilibrio hacia la intensificación de la reacción en la que este componente se procesa químicamente. Por el contrario, una disminución en la concentración de uno de los componentes conduce a un cambio en el equilibrio hacia la formación de este componente.
Por tanto, un aumento en la concentración de la sustancia A o B desplaza el equilibrio hacia adelante; un aumento en la concentración de la sustancia C o D desplaza el equilibrio en la dirección opuesta; una disminución en la concentración de A o B desplaza el equilibrio en la dirección opuesta; una disminución en la concentración de la sustancia C o D desplaza el equilibrio hacia adelante. (Esquemáticamente, puede escribir: C A o C B ®; C C o C D ¬; ¯C A o C B ¬; ¯ C C o C D ®).
Influencia de la temperatura. La regla general que determina el efecto de la temperatura sobre el equilibrio tiene la siguiente formulación: un aumento de temperatura promueve un desplazamiento del equilibrio hacia la reacción endotérmica (- Q); una disminución de la temperatura promueve un cambio en el equilibrio hacia una reacción exotérmica (+ Q).
Las reacciones sin efectos térmicos no modifican el equilibrio químico cuando cambia la temperatura. Un aumento de temperatura en este caso solo conduce a un establecimiento más rápido del equilibrio, que se habría logrado en este sistema incluso sin calentamiento, pero durante más tiempo.
Así, en una reacción exotérmica (+ Q), un aumento de temperatura conduce a un cambio en el equilibrio en la dirección opuesta y, a la inversa, en una reacción endotérmica (- Q), un aumento de temperatura conduce a un cambio en el hacia adelante, y una disminución de la temperatura conduce a un cambio en la dirección opuesta. (Esquemáticamente, podemos escribir: en + Q Т ¬; ¯Т ®; en -Q Т ®; ¯Т ¬).
Influencia de la presión. La experiencia muestra que la presión tiene un efecto notable en el desplazamiento de solo aquellas reacciones de equilibrio en las que están involucradas sustancias gaseosas, y el cambio en el número de moles de participantes gaseosos en la reacción (Dn) no es igual a cero. Al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia la reacción, que se acompaña de la formación de menos moles de sustancias gaseosas, y al disminuir la presión, hacia la formación de más moles de sustancias gaseosas.
Por tanto, si Dn = 0, entonces la presión no afecta el desplazamiento del equilibrio químico; si Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, entonces un aumento en la presión desplaza el equilibrio en la dirección opuesta, y una disminución en la presión cambia en la dirección de la reacción directa. (Esquemáticamente, puede escribir: en Dn = 0, P no afecta; en Dn<0 Р®, ¯Р¬; при Dn >0 Р ¬, ¯Р ®). El principio de Le Chatelier es aplicable tanto a sistemas homogéneos como heterogéneos y proporciona una descripción cualitativa del cambio de equilibrio.
Temas del codificador: reacciones reversibles e irreversibles. Equilibrio químico. Desplazamiento del equilibrio químico bajo la influencia de varios factores.
Si es posible, la aparición de una reacción inversa, las reacciones químicas se dividen en reversibles e irreversibles.
Reacciones químicas reversibles Son reacciones cuyos productos, en determinadas condiciones, pueden interactuar entre sí.
Por ejemplo, la síntesis de amoniaco es una reacción reversible:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
El proceso se realiza a alta temperatura, bajo presión y en presencia de un catalizador (hierro). Estos procesos suelen ser reversibles.
Reacciones irreversibles Son reacciones cuyos productos no pueden interactuar entre sí en determinadas condiciones.
Por ejemplo, las reacciones de combustión o las reacciones que proceden de una explosión suelen ser irreversibles. Procede la combustión de carbono irreversiblemente:
C + O 2 = CO 2
Más detalles sobre clasificación de reacciones químicas puede ser leído.
La probabilidad de interacción del producto depende de las condiciones del proceso.
Entonces, si el sistema abierto, es decir. intercambia materia y energía con el medio ambiente, entonces las reacciones químicas, en las que, por ejemplo, se forman gases, serán irreversibles.
Por ejemplo , al calcinar bicarbonato de sodio sólido:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
El dióxido de carbono gaseoso se libera y volatiliza de la zona de reacción. Por lo tanto, tal reacción será irreversible en las condiciones dadas.
Si consideramos sistema cerrado cuales no poder intercambiar una sustancia con el medio ambiente (por ejemplo, una caja cerrada en la que tiene lugar la reacción), entonces el dióxido de carbono no puede escapar de la zona de reacción e interactuará con el agua y el carbonato de sodio, entonces la reacción será reversible en estas condiciones:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Considerar reacciones reversibles... Deje que la reacción reversible proceda de acuerdo con el esquema:
aA + bB ⇔ cC + dD
La velocidad de la reacción directa según la ley de masas actuantes está determinada por la expresión:
v 1 = k 1 C A a C B b
Tasa de retroalimentación:
v 2 = k 2 C C c C D d
Aquí k 1 y k 2¿Son las constantes de velocidad de la reacción directa e inversa, respectivamente, C A, C B, C C, C D- la concentración de sustancias A, B, C y D, respectivamente.
Si en el momento inicial de la reacción no hay sustancias C y D en el sistema, entonces principalmente las partículas A y B chocan e interactúan, y se produce una reacción predominantemente directa.
Gradualmente, la concentración de partículas C y D también comenzará a aumentar, por lo tanto, aumentará la velocidad de la reacción inversa. En algún momento la velocidad de la reacción directa se vuelve igual a la velocidad de la reacción inversa... Este estado se llama equilibrio químico .
Por lo tanto, equilibrio químico Es un estado del sistema en el que las velocidades de reacción hacia adelante y hacia atrás son iguales .
Dado que las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, la velocidad de formación de los reactivos es igual a la velocidad de su consumo, y la corriente la concentración de sustancias no cambia
... Tales concentraciones se denominan equilibrio
.
Tenga en cuenta cuando está en equilibrio tienen lugar reacciones directas e inversas, es decir, los reactivos interactúan entre sí, pero los productos también interactúan entre sí a la misma velocidad. En este caso, los factores externos pueden afectar y desplazar equilibrio químico en una dirección u otra. Por lo tanto, el equilibrio químico se llama móvil, o dinámica .
La investigación en el campo del equilibrio móvil se inició en el siglo XIX. En los escritos de Henri Le Chatelier se sentaron las bases de la teoría, que luego fueron generalizadas por el científico Karl Brown. El principio del equilibrio móvil, o el principio de Le Chatelier-Brown, establece:
Si un sistema en un estado de equilibrio es influenciado por un factor externo que cambia cualquiera de las condiciones de equilibrio, entonces el sistema intensifica los procesos destinados a compensar la influencia externa.
En otras palabras: bajo influencia externa sobre el sistema, el equilibrio se desplazará para compensar esta influencia externa.
Este principio, que es muy importante, funciona para cualquier fenómeno de equilibrio (no solo reacciones químicas). Sin embargo, ahora lo consideraremos en relación con las interacciones químicas. En el caso de reacciones químicas, la influencia externa conduce a un cambio en las concentraciones de equilibrio de las sustancias.
Las reacciones químicas en equilibrio pueden verse influenciadas por tres factores principales: temperatura, presión y concentración de reactivos o productos.
1. Como saben, las reacciones químicas van acompañadas de un efecto térmico. Si la reacción directa procede con la liberación de calor (exotérmica o + Q), entonces la inversa - con la absorción de calor (endotérmica o -Q) y viceversa. Si subes temperatura en el sistema, el equilibrio se desplazará para compensar este aumento. Es lógico que con una reacción exotérmica, el aumento de temperatura no se pueda compensar. Por lo tanto, a medida que aumenta la temperatura, el equilibrio en el sistema se desplaza hacia la absorción de calor, es decir, hacia reacciones endotérmicas (-Q); con temperatura decreciente - hacia la reacción exotérmica (+ Q).
2. En el caso de reacciones de equilibrio, cuando al menos una de las sustancias está en fase gaseosa, el equilibrio también se ve afectado significativamente por el cambio. presión en el sistema. A medida que aumenta la presión, el sistema químico intenta compensar este efecto y aumenta la velocidad de reacción, en la que disminuye la cantidad de sustancias gaseosas. A medida que la presión disminuye, el sistema aumenta la velocidad de reacción, en la que se forman más moléculas de sustancias gaseosas. Por lo tanto: al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia una disminución en el número de moléculas de gas, con una disminución de la presión, hacia un aumento en el número de moléculas de gas.
¡Nota! ¡Los sistemas en los que el número de moléculas de gases reactivos y productos es el mismo no se ven afectados por la presión! Además, un cambio de presión prácticamente no afecta el equilibrio en las soluciones, es decir, sobre reacciones donde no hay gases.
3. Además, el equilibrio en los sistemas químicos se ve afectado por un cambio concentración sustancias y productos que reaccionan. Con un aumento en la concentración de reactivos, el sistema intenta agotarlos y aumenta la velocidad de la reacción directa. Con una disminución en la concentración de reactivos, el sistema intenta producirlos y aumenta la velocidad de la reacción inversa. A medida que aumenta la concentración de productos, el sistema intenta consumirlos también y aumenta la velocidad de la reacción inversa. Con una disminución en la concentración de productos, el sistema químico aumenta la velocidad de su formación, es decir. la velocidad de la reacción directa.
Si en un sistema químico la velocidad de la reacción directa aumenta A la derecha , hacia la formación de productos y consumo de reactivos ... Si la velocidad de la retroalimentación aumenta, decimos que el equilibrio ha cambiado A la izquierda , hacia el gasto de productos y aumentando la concentración de reactivos .
Por ejemplo, en la reacción de síntesis de amoniaco:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q
un aumento de presión conduce a un aumento en la velocidad de reacción, en la que se forman menos moléculas de gas, es decir, reacción directa (el número de moléculas de gas reactivo es 4, el número de moléculas de gas en los productos es 2). Al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, hacia los productos. A aumento de temperatura el equilibrio cambiará en la dirección de la reacción endotérmica, es decir. a la izquierda, hacia los reactivos. Un aumento en la concentración de nitrógeno o hidrógeno desplazará el equilibrio hacia su consumo, es decir, a la derecha, hacia los productos.
Catalizador no afecta el equilibrio, porque acelera las reacciones hacia adelante y hacia atrás.
El equilibrio químico es inherente reversible reacciones y no es típico de irreversible reacciones químicas.
A menudo, durante la implementación de un proceso químico, los reactivos originales se transfieren completamente a los productos de reacción. Por ejemplo:
Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Es imposible obtener cobre metálico llevando a cabo la reacción en la dirección opuesta, porque dado la reacción es irreversible... En tales procesos, los reactivos se convierten completamente en productos, es decir la reacción prosigue hasta el final.
Pero la mayor parte de las reacciones químicas reversible, es decir. Es probable que el curso paralelo de la reacción en las direcciones hacia adelante y hacia atrás. En otras palabras, los reactivos solo pasan parcialmente a productos y el sistema de reacción constará tanto de reactivos como de productos. El sistema en este caso está en el estado equilibrio químico.
En procesos reversibles, al principio la reacción directa tiene una velocidad máxima, que disminuye gradualmente debido a una disminución en la cantidad de reactivos. La reacción inversa, por el contrario, tiene inicialmente una velocidad mínima, que aumenta a medida que se acumulan los productos. Al final, llega un momento en que las velocidades de ambas reacciones se igualan: el sistema llega a un estado de equilibrio. Cuando se produce el equilibrio, las concentraciones de los componentes permanecen sin cambios, pero la reacción química no se detiene. Ese. Es un estado dinámico (móvil). Para mayor claridad, damos la siguiente figura:
Digamos algunos reacción química reversible:
una A + b B = c C + d D
luego, partiendo de la ley de la acción de masas, escribimos expresiones para derechoυ 1 y marcha atrásυ 2 reacciones:
υ1 = k 1 · [A] a · [B] b
υ2 = k 2 · [C] c · [D] d
Capaz de equilibrio químico, las velocidades de reacción directa e inversa son iguales, es decir:
k 1 · [A] a · [B] b = k 2 · [C] c · [D] d
obtenemos
PARA= k 1 / k 2 = [C] c · [D] re ̸ [A] a · [B] b
Dónde K =k 1 / k 2 – equilibrio constante.
Para cualquier proceso reversible, en determinadas condiciones. k es un valor constante. No depende de la concentración de sustancias, porque cuando cambia la cantidad de una de las sustancias, también cambian las cantidades de otros componentes.
Cuando las condiciones del proceso químico cambian, el equilibrio puede cambiar.
Factores que afectan el cambio de equilibrio:
- cambios en la concentración de reactivos o productos,
- cambio de presión,
- cambio de temperatura,
- introducir el catalizador en el medio de reacción.
El principio de Le Chatelier
Todos los factores anteriores afectan el cambio en el equilibrio químico, que obedece Principio de Le Chatelier: si cambia una de las condiciones bajo las cuales el sistema está en equilibrio - concentración, presión o temperatura - entonces el equilibrio cambiará en la dirección de la reacción que se opone a este cambio. Aquellos. El equilibrio tiende a desplazarse en la dirección que conduce a una disminución de la influencia del impacto, lo que conduce a una violación del estado de equilibrio.
Entonces, consideremos por separado la influencia de cada uno de sus factores en el estado de equilibrio.
Influencia cambios en la concentración de reactivos o productos demostremos con un ejemplo Proceso Haber:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
Si, por ejemplo, se agrega nitrógeno a un sistema de equilibrio que consta de N 2 (g), H 2 (g) y NH 3 (g), entonces el equilibrio debería cambiar en una dirección que contribuiría a una disminución en la cantidad de hidrógeno hacia su valor inicial, esos. en la dirección de la formación de una cantidad adicional de amoníaco (a la derecha). Al mismo tiempo, también se producirá una disminución en la cantidad de hidrógeno. Cuando se agrega hidrógeno al sistema, el equilibrio también se desplazará hacia la formación de una nueva cantidad de amoníaco (a la derecha). Considerando que la adición de amoniaco al sistema de equilibrio, de acuerdo con Principio de Le Chatelier , provocará un cambio en el equilibrio hacia el proceso que es favorable para la formación de sustancias iniciales (a la izquierda), es decir la concentración de amoníaco debe reducirse descomponiendo una parte en nitrógeno e hidrógeno.
Una disminución en la concentración de uno de los componentes desplazará el estado de equilibrio del sistema hacia la formación de este componente.
Influencia cambios de presión tiene sentido si los componentes gaseosos participan en el proceso en estudio y hay un cambio en el número total de moléculas. Si el número total de moléculas en el sistema permanece permanente, entonces la presión cambia no afecta en su balance, por ejemplo:
Yo 2 (g) + H 2 (g) = 2HI (g)
Si la presión total del sistema de equilibrio aumenta al disminuir su volumen, entonces el equilibrio se desplazará en la dirección del volumen decreciente. Aquellos. en la dirección de disminuir el número gas en el sistema. En reacción:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)
a partir de 4 moléculas de gas (1 N 2 (g) y 3 H 2 (g)) se forman 2 moléculas de gas (2 NH 3 (g)), es decir la presión en el sistema disminuye. Como resultado, un aumento de presión contribuirá a la formación de una cantidad adicional de amoníaco, es decir el equilibrio se desplazará hacia su formación (a la derecha).
Si la temperatura del sistema es constante, entonces un cambio en la presión total del sistema no conducirá a un cambio en la constante de equilibrio. PARA.
Cambio de temperatura El sistema afecta no solo el desplazamiento de su equilibrio, sino también la constante de equilibrio. PARA. Si un sistema de equilibrio, a presión constante, recibe calor adicional, entonces el equilibrio se desplazará hacia la absorción de calor. Considerar:
N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g) + 22 kcal
Entonces, como puede ver, la reacción directa procede con la liberación de calor y al revés, con la absorción. Con un aumento de temperatura, el equilibrio de esta reacción se desplaza hacia la reacción de descomposición del amoníaco (a la izquierda), porque lo es y debilita la influencia externa: un aumento de la temperatura. Por el contrario, el enfriamiento conduce a un cambio en el equilibrio en la dirección de la síntesis de amoníaco (a la derecha), ya que la reacción es exotérmica y contrarresta el enfriamiento.
Así, el aumento de temperatura favorece el desplazamiento equilibrio químico en la dirección de la reacción endotérmica, y la caída de temperatura, en la dirección del proceso exotérmico . Constantes de equilibrio todos los procesos exotérmicos disminuyen al aumentar la temperatura y los procesos endotérmicos aumentan.
El estado en el que la velocidad de la reacción inversa se vuelve igual a la velocidad de la reacción directa se denomina equilibrio químico.
Cuantitativamente, este estado se caracteriza por equilibrio constante... Para una reacción reversible, puede escribirlo así:
Donde, de acuerdo con la ley de acción de masas, la velocidad de la reacción directa es v 1 y revertir v 2 se verá así:
v 1 = k 1 [A] metro [B] n,
v 2 = k 2 [C] p [D] q.
En el momento de llegar equilibrio químico las velocidades de reacción hacia adelante y hacia atrás se vuelven las mismas:
k 1 [A] m [B] n = k 2 [C] p [D] q,
K = k 1 / k 2 = ([C] p [D] q) / ([A] m [B] n),
dónde PARA- constante de equilibrio, que muestra la relación de reacciones hacia adelante y hacia atrás.
Las concentraciones que se detienen en el equilibrio se denominan concentraciones de equilibrio. Cabe recordar que los valores de los grados metro, norte, pag, q son iguales a los coeficientes estequiométricos en una reacción de equilibrio. El valor numérico de la constante de equilibrio determina el rendimiento de la reacción. A K >> 1 el rendimiento del producto es grande, y en PARA<<1 - muy pequeña.
Salida de reacción- la relación entre la cantidad de producto realmente obtenido y la cantidad que se habría obtenido si esta reacción continuara hasta el final (expresada como porcentaje).
El equilibrio químico no se puede mantener indefinidamente. De hecho, los cambios de temperatura, presión o concentración de reactivos pueden cambiar el equilibrio en una dirección u otra.
Los cambios que ocurren en el sistema como resultado de influencias externas están determinados por el principio de equilibrio móvil: Principio de Le Chatelier:
Una influencia externa sobre un sistema en estado de equilibrio conduce a un desplazamiento de este equilibrio en la dirección en la que se debilita el efecto de la influencia producida.
Aquellos. la relación entre las velocidades de la reacción de avance y retroceso cambia.
El principio es aplicable no solo a los procesos químicos, sino también a los físicos, como la fusión, la ebullición, etc.
Cambio de concentración.
Con un aumento en la concentración de una de las sustancias que reaccionan, el equilibrio se desplaza hacia el consumo de esta sustancia.
Con un aumento en la concentración de hierro o azufre, el equilibrio se desplazará hacia el consumo de esta sustancia, es decir. A la derecha.
Efecto de la presión sobre el equilibrio químico.
¡Solo se tiene en cuenta en fases gaseosas!
Al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia una disminución en la cantidad de sustancias gaseosas.... Si la reacción continúa sin cambiar la cantidad de sustancias gaseosas, entonces la presión no afecta el equilibrio de ninguna manera.
norte 2 (d) + 3H 2 (GRAMO)2 NUEVA HAMPSHIRE 3 (GRAMO),
A la izquierda hay 4 moles de reactivos gaseosos, a la derecha - 2, por lo tanto, al aumentar la presión, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.
norte 2 (d) +O 2 (d) = 2NO(GRAMO),
A la izquierda hay 2 moles de sustancias gaseosas y a la derecha, por lo que la presión no afecta el equilibrio.
Efecto de la temperatura sobre el equilibrio químico.
Con un cambio de temperatura, tanto la reacción directa como la inversa cambian, pero en diversos grados.
A medida que aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la reacción endotérmica.
norte 2
(d) + 3H 2
(GRAMO) 2
NUEVA HAMPSHIRE 3
(d) +Q,
Esta reacción procede con la liberación de calor (exotérmica), por lo tanto, un aumento de temperatura desplazará el equilibrio hacia los productos de partida (reacción inversa).
