faţă de produşii de reacţie. echilibru chimic. Varietate de procese chimice

O sarcină

Specificați cum va afecta:

a) creșterea presiunii;

b) creşterea temperaturii;

c) creșterea concentrației de oxigen pentru echilibrarea sistemului:

2CO(G) + O 2 (G) ↔ 2CO 2 (G) + Q

Soluţie:

a) O modificare a presiunii modifică echilibrul reacțiilor care implică substanțe gazoase (d). Să determinăm volumele de substanțe gazoase înainte și după reacție prin coeficienți stoichiometrici:

Conform principiului lui Le Chatelier, odată cu creșterea presiunii , echilibrul se schimbă spre educației substante ocupand mai putin circa b b mănâncă, prin urmare, echilibrul se va deplasa spre dreapta, adică. spre formarea CO 2, spre reacţia directă (→) .

b) Conform principiului lui Le Chatelier, când temperatura crește, echilibrul se schimbă spre o reacție endotermă (- Q ), adică în direcția reacției inverse - reacția de descompunere a CO 2 (←) , deoarece legea conservării energiei:

Q - 2 CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g) + Q

în) Pe măsură ce concentrația de oxigen crește echilibrul sistemului se schimbă spre obținerea CO2 (→) deoareceo creștere a concentrației de reactanți (lichizi sau gazoși) se deplasează către produse, adică. spre o reacție directă.

În plus:

Exemplul 1 De câte ori se va schimba rata reacțiilor directe și inverse în sistem:

2 ASA DE 2 (d) +O 2 (d) = 2ASA DE 3 (G)

dacă se triplează volumul amestecului de gaze? În ce direcție se va deplasa echilibrul sistemului?

Soluţie. Să notăm concentrațiile substanțelor care reacţionează: [ASA DE 2 ]= A , [DESPRE 2 ] = b , [ ASA DE 3 ] = din. Conform legii de acţiune a maselor vitezeiv Reacții înainte și invers înainte de modificarea volumului:

v etc = Ka 2 b

v arr = LA 1 din 2 .

După reducerea volumului unui sistem omogen cu un factor de trei, concentrația fiecăruia dintre reactanți va crește cu un factor de trei: [ASA DE 2 ] = 3 dar , [DESPRE 2 ] = 3 b ; [ ASA DE 3 ] = 3 din . La noi concentrații de vitezăv ’ reacție înainte și înapoi:

v ’ etc = LA (3 dar ) 2 (3 b ) = 27 Ka 2 b

v ’ arr = LA 1 (3 din ) 2 = 9 LA 1 din 2

De aici:

În consecință, viteza reacției înainte a crescut de 27 de ori, iar inversă - doar de nouă ori. Echilibrul sistemului s-a mutat spre educațieASA DE 3 .

Exemplul 2 Calculați de câte ori viteza unei reacții care are loc în faza gazoasă va crește odată cu creșterea temperaturii de la 30 la 70 despre C dacă coeficientul de temperatură al reacției este 2.

Soluţie. Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură este determinată de regula empirică Van't Hoff conform formulei:

Prin urmare, viteza de reacțieν T 2 la o temperatură de 70 despre Cu mai multa viteza de reactieν T 1 la o temperatură de 30 despre C de 16 ori.

Exemplul 3 Constanta de echilibru a unui sistem omogen:

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

la 850 despre C este egal cu 1. Calculați concentrațiile tuturor substanțelor aflate la echilibru dacă concentrațiile inițiale sunt: ​​[CO] ref \u003d 3 mol / l, [N 2 DESPRE] ref = 2 mol/l.

Soluţie. La echilibru, vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale, iar raportul constantelor acestor viteze este constant și se numește constanta de echilibru a sistemului dat:

v pr = LA 1 [VIS 2 DESPRE]

v arr = K 2 [CO 2 ][H 2 ]

În starea problemei, sunt date concentrațiile inițiale, în timp ce în expresieLA R include doar concentrațiile de echilibru ale tuturor substanțelor din sistem. Să presupunem că în momentul de echilibru al concentrației [СО 2 ] R = X mol/l. Conform ecuației sistemului, și numărul de moli de hidrogen formați în acest caz va fiX mol/l. Pentru același număr de alunițe (X mol/l) CO și H 2 O cheltuit pentru educațieX moli de CO 2 si H 2 . Prin urmare, concentrațiile de echilibru ale tuturor celor patru substanțe sunt:

[CO 2 ] R = [N 2 ] R = X mol/l;

[CO] R = (3 – X ) mol/l;

[N 2 DESPRE] R = (2 – X ) mol/l.

Cunoscând constanta de echilibru, găsim valoareaX și apoi concentrațiile inițiale ale tuturor substanțelor:

Astfel, concentrațiile dorite de echilibru sunt:

[CO 2 ] R = 1,2 mol/l;

[N 2 ] R = 1,2 mol/l;

[CO] R \u003d 3 - 1,2 \u003d 1,8 mol / l;

[N 2 DESPRE] R \u003d 2 - 1,2 \u003d 0,8 mol / l.

Exemplul 4 La o anumită temperatură, concentrațiile de echilibru din sistem

2CO (g) + O2 (g) ↔ 2CO2 (g) au fost: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Determinați constanta de echilibru la această temperatură și concentrațiile inițiale de CO și O 2 dacă amestecul inițial nu conținea CO 2 .

Soluţie:

unu). Deoarece concentrațiile de echilibru sunt date în starea problemei, constanta de echilibru este 2:

2). Dacă amestecul inițial nu conținea CO2, atunci în momentul echilibrului chimic, în sistem s-au format 0,16 mol de CO2.

Conform UHR:

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g)

Formarea a 0,16 mol CO 2 consumat:

υ a reacţionat (CO) \u003d υ (CO 2) \u003d 0,16 mol

υ a reacționat (O 2) \u003d 1/2υ (CO 2) \u003d 0,08 mol

Prin urmare,

υ initial = υ a reactionat + υ echilibru

υ inițial (CO) \u003d 0,16 + 0,2 \u003d 0,36 mol

υ inițială (O 2) \u003d 0,08 + 0,32 \u003d 0,4 mol

Substanţă			CO2
C original	0,36
C a reacționat	0,16	0,08	0,16
C echilibru		0,32	0,16

Exemplul 5Determinați concentrația de echilibru a HI în sistem

H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g),

dacă la o anumită temperatură constanta de echilibru este 4, iar concentrațiile inițiale de H 2 , I 2 și HI sunt 1, 2 și respectiv 0 mol/l.

Soluţie. Fie x mol/l BUNĂ

Substanţă	H2	eu 2
din original , mol/l
cu proreactie. , mol/l	x/2	x/2
c egal. , mol/l	1x/2	PCl 5 (d) = RS l 3 (d) + DIN l 2(G); Δ H= + 92,59 kJ. Cum se schimbă: a) temperatura; b) presiunea; c) concentrare în vederea deplasării echilibrului către o reacţie directă - descompunerePCl 5 ? Soluţie. O schimbare sau o schimbare a echilibrului chimic este o modificare a concentrațiilor de echilibru ale reactanților ca urmare a unei modificări a uneia dintre condițiile de reacție. Direcția în care s-a deplasat echilibrul este determinată după principiul lui Le Chatelier: a) de la reacția de descompunerePCl 5 endotermic (Δ H > 0) apoi pentru a deplasa echilibrul spre o reacție directă, este necesară creșterea temperaturii; b) întrucât în ​​acest sistem expansiunea PCl 5 duce la o creștere a volumului (dintr-o moleculă de gaz se formează două molecule gazoase), apoi pentru a deplasa echilibrul către o reacție directă, este necesară reducerea presiunii; c) deplasarea echilibrului în direcția indicată poate fi realizată ca o creștere a concentrației de RSl 5 , și o scădere a concentrației de PCl 3 sau Cl 2 .

Echilibru chimic- starea sistemului când reacțiile directe și inverse au aceeași viteză .. În timpul procesului cu scăderea substanțelor inițiale, viteza substanței chimice directe. reacția scade, iar viteza inversului crește odată cu creșterea CHI. La un moment dat în timp t, viteza chimiei înainte și înapoi. reacţiile sunt echivalate Starea sistemului nu se schimbă până când acţionează factorii externi (P, T, s). Constanta de echilibru - Constanta , reflectând raportul dintre concentrațiile componentelor unei reacții reversibile în stare de echilibru chimic. (depinde doar de C).Pentru fiecare chimie reversibilă. reacţiile în starea conc., parcă, caracterizează limita până la care chimia. reacţie. .K =.Dacă (ref concentrație) - reacție neobr, dacă echilibrul se deplasează la dreapta, nu curge. Constanta de echilibru cu o modificare a concentrației substanțelor care reacţionează nu își modifică valoarea. Faptul este că o schimbare a concentrației duce doar la o schimbare a substanței chimice. echilibrează într-o direcție sau alta. În acest caz, se stabilește o nouă stare de echilibru la aceeași constantă . Adevărat echilibru poate fi deplasat într-o parte sau alta prin acțiunea oricăror factori. Dar când acțiunea acestor factori este anulată, sistemul revine la starea inițială. fals- starea sistemului este neschimbată în timp, dar când se schimbă condițiile externe, în sistem are loc un proces ireversibil (În întuneric, există H 2 + Cl 2, când este iluminat, eșantion de HCl. Când iluminarea se oprește, nu ne vom întoarce H 2 şi Cl 2).la o deplasare a echilibrului.Influenţa diferiţilor factori asupra stării egalilor chimici este descrisă calitativ de principiul deplasării echilibrului lui Le Chatelier (1884: Cu orice impact extern asupra unui sistem care se află într-o stare de echilibru chimic, în el au loc procese care duc la o scădere a acestui impact.

Constanta de echilibru

Constanta de echilibru arată de câte ori viteza reacției directe este mai mare sau mai mică decât viteza reacției inverse.

Constanta de echilibru este raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție, luate la puterea coeficienților lor stoichiometrici, și produsul concentrațiilor de echilibru ale materiilor prime, luate la puterea coeficienților lor stoichiometrici.

Valoarea constantei de echilibru depinde de natura substanţelor care reacţionează şi de temperatură şi nu depinde de concentraţia la momentul echilibrului, deoarece raportul acestora este întotdeauna o valoare constantă, numeric egală cu constanta de echilibru. Dacă are loc o reacție omogenă între substanțele în soluție, atunci constanta de echilibru se notează cu K C, iar dacă între gaze, atunci K P.

unde Р С, Р D , Р А și Р В sunt presiunile de echilibru ale participanților la reacție.

Folosind ecuația Clapeyron-Mendeleev, se poate determina relația dintre K P și K C

Mutați volumul în partea dreaptă

p = RT, adică p = CRT (6,9)

Înlocuim ecuația (6.9) în (6.7), pentru fiecare reactiv și simplificăm

, (6.10)

unde Dn este modificarea numărului de moli de participanți gazoși la reacție

Dn = (s + d) - (a + c) (6.11)

Prin urmare,

K P \u003d K C (RT) Dn (6.12)

Din ecuația (6.12) se poate observa că K P = K C, dacă numărul de moli de participanți gazoși la reacție nu se modifică (Dn = 0) sau nu există gaze în sistem.

De remarcat că în cazul unui proces eterogen nu se ia în considerare concentrația fazei solide sau lichide din sistem.

De exemplu, constanta de echilibru pentru o reacție de forma 2A + 3B \u003d C + 4D, cu condiția ca toate substanțele să fie gaze și să aibă forma

iar dacă D este solid, atunci

Constanta de echilibru are o mare importanță teoretică și practică. Valoarea numerică a constantei de echilibru face posibilă aprecierea posibilității practice și adâncimii unei reacții chimice.

10 4 , atunci reacția este ireversibilă

Schimbarea echilibrului. Principiul lui Le Chatelier.

Principiul lui Le Chatelier (1884): dacă se acționează din exterior asupra unui sistem aflat în echilibru chimic stabil prin modificarea temperaturii, presiunii sau concentrației, atunci echilibrul chimic se deplasează în direcția în care efectul efectului produs scade.

Trebuie remarcat faptul că catalizatorul nu schimbă echilibrul chimic, ci doar accelerează debutul acestuia.

Luați în considerare influența fiecărui factor asupra deplasării echilibrului chimic pentru o reacție generală:

aA + bB = cC + d D±Q.

Efectul modificării concentrației. Conform principiului Le Chatelier, o creștere a concentrației unuia dintre componentele unei reacții chimice de echilibru duce la o deplasare a echilibrului către o creștere a reacției în care are loc prelucrarea chimică a acestei componente. În schimb, o scădere a concentrației unuia dintre componente duce la o deplasare a echilibrului spre formarea acestei componente.

Astfel, o creștere a concentrației de substanță A sau B deplasează echilibrul în direcția înainte; o creștere a concentrației substanței C sau D deplasează echilibrul în sens invers; o scădere a concentrației lui A sau B deplasează echilibrul în sens invers; o scădere a concentrației substanței C sau D deplasează echilibrul în direcția înainte. (Schematic, se pot scrie: C A sau C B ®; C C sau C D ¬; ¯ C A sau C B ¬; ¯ C C sau CD ®).

Efectul temperaturii. Regula generală care determină efectul temperaturii asupra echilibrului are următoarea formulare: o creștere a temperaturii contribuie la o deplasare a echilibrului către o reacție endotermă (- Q); scăderea temperaturii contribuie la o deplasare a echilibrului către o reacție exotermă (+ Q).

Reacțiile care au loc fără efecte termice nu schimbă echilibrul chimic cu o schimbare a temperaturii. O creștere a temperaturii în acest caz nu duce decât la o stabilire mai rapidă a echilibrului, care s-ar realiza în sistemul dat chiar și fără încălzire, dar pe o perioadă mai lungă de timp.

Astfel, într-o reacție exotermă (+ Q), o creștere a temperaturii duce la o deplasare a echilibrului în sens opus și, dimpotrivă, într-o reacție endotermă (- Q), o creștere a temperaturii duce la o deplasare în sens direct. direcție și o scădere a temperaturii în sens invers. (Schematic, se poate scrie: la +Q T ¬; ¯T ®; la -Q T ®; ¯T ¬).

Influența presiunii. După cum arată experiența, presiunea are un efect vizibil asupra deplasării doar a acelor reacții de echilibru la care participă substanțele gazoase și, în acest caz, modificarea numărului de moli de participanți gazoși la reacție (Dn) nu este egală cu zero. Odată cu creșterea presiunii, echilibrul se deplasează spre reacția care este însoțită de formarea unui număr mai mic de moli de substanțe gazoase, iar cu scăderea presiunii, spre formarea unui număr mai mare de moli de substanțe gazoase.

Astfel, dacă Dn = 0, atunci presiunea nu afectează deplasarea echilibrului chimic; daca Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, atunci o creștere a presiunii deplasează echilibrul în direcția opusă, iar o scădere a presiunii în direcția unei reacții directe. (Schematic, se poate scrie: la Dn = 0 P nu afectează; la Dn<0 ­Р®, ¯Р¬; при Dn >0 Р ¬, ¯Р ®). Principiul lui Le Chatelier este aplicabil atât sistemelor omogene cât și eterogene și oferă o caracteristică calitativă a unei schimbări de echilibru.

Subiecte codificatoare: reacții reversibile și ireversibile. echilibru chimic. Deplasarea echilibrului chimic sub influența diverșilor factori.

În funcție de posibilitatea unei reacții inverse, reacțiile chimice sunt împărțite în reversibile și ireversibile.

Reacții chimice reversibile sunt reacții ale căror produse pot interacționa între ele în condiții date.

De exemplu, sinteza amoniacului este o reacție reversibilă:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Procesul se desfășoară la temperatură ridicată, sub presiune și în prezența unui catalizator (fier). Astfel de procese sunt de obicei reversibile.

reacții ireversibile sunt reacții ale căror produse nu pot interacționa între ele în condiții date.

De exemplu, reacții de combustie sau reacții care apar cu o explozie - cel mai adesea, ireversibile. Arderea carbonului continuă ireversibil:

C + O2 = CO2

Mai multe detalii despre clasificarea reacțiilor chimice poate fi citit.

Probabilitatea interacțiunii produsului depinde de condițiile procesului.

Deci dacă sistemul deschis, adică schimbă atât materie, cât și energie cu mediul, apoi reacțiile chimice în care, de exemplu, se formează gaze, vor fi ireversibile.

De exemplu , la calcinarea bicarbonatului de sodiu solid:

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O

se eliberează dioxid de carbon gazos și se volatilizează din zona de reacție. Prin urmare, o astfel de reacție va ireversibilîn aceste condiții.

Dacă luăm în considerare sistem închis , care nu poti schimbă materie cu mediul (de exemplu, o cutie închisă în care are loc reacția), atunci dioxidul de carbon nu va putea scăpa din zona de reacție și va interacționa cu apa și carbonatul de sodiu, apoi reacția va fi reversibilă sub aceste conditii:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Considera reacții reversibile. Lasă reacția reversibilă să se desfășoare conform schemei:

aA + bB ⇔ cC + dD

Viteza unei reacții directe conform legii acțiunii masei este determinată de expresia:

v 1 \u003d k 1 C A a C B b

Rata de feedback:

v 2 \u003d k 2 C C C C D d

Aici k 1Și k2 sunt constantele de viteză ale reacțiilor directe și, respectiv, invers, C A , C B , C C , C D sunt concentrațiile substanțelor A, B, C și, respectiv, D.

Dacă în momentul inițial al reacției nu există substanțe C și D în sistem, atunci particulele A și B se ciocnesc și interacționează predominant și are loc o reacție predominant directă.

Treptat, concentrația particulelor C și D va începe să crească, prin urmare, viteza reacției inverse va crește. Într-un moment viteza reacției directe devine egală cu viteza reacției inverse. Această stare se numește echilibru chimic .

În acest fel, echilibru chimic este starea sistemului în care ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale .

Deoarece vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale, viteza de formare a reactivilor este egală cu rata consumului lor, iar curentul concentrațiile substanțelor nu se modifică . Astfel de concentrații se numesc echilibrat .

Rețineți că în echilibru au loc atât reacții înainte cât și invers, adică reactanții interacționează între ei, dar produsele interacționează între ei în aceeași viteză. În același timp, factorii externi pot influența schimb echilibru chimic într-o direcție sau alta. Prin urmare, echilibrul chimic se numește mobil, sau dinamic .

Cercetările în domeniul echilibrului mobil au început în secolul al XIX-lea. În scrierile lui Henri Le Chatelier s-au pus bazele teoriei, care au fost ulterior generalizate de omul de știință Karl Brown. Principiul echilibrului în mișcare, sau principiul lui Le Chatelier-Brown, afirmă:

Dacă sistemul, aflat într-o stare de echilibru, este afectat de un factor extern care modifică oricare dintre condițiile de echilibru, atunci procesele care vizează compensarea impactului extern sunt intensificate în sistem.

Cu alte cuvinte: Când o forță externă este aplicată sistemului, echilibrul se va deplasa astfel încât să compenseze această forță externă.

Acest principiu, care este foarte important, funcționează pentru orice fenomene de echilibru (nu doar pentru reacții chimice). Cu toate acestea, acum îl vom considera în legătură cu interacțiunile chimice. În cazul reacțiilor chimice, acțiunea externă duce la modificarea concentrațiilor de echilibru ale substanțelor.

Trei factori principali pot afecta reacțiile chimice în stare de echilibru − temperatura, presiunea și concentrațiile reactanților sau produșilor.

1. După cum știți, reacțiile chimice sunt însoțite de un efect termic. Dacă reacția directă are loc cu eliberarea de căldură (exotermă sau + Q), atunci reacția inversă are loc cu absorbția de căldură (endotermă sau -Q) și invers. Dacă ridici temperatura în sistem, echilibrul se va deplasa astfel încât să compenseze această creștere. Este logic ca printr-o reacție exotermă, creșterea temperaturii nu poate fi compensată. Astfel, pe măsură ce temperatura crește, echilibrul din sistem se deplasează către absorbția de căldură, adică. spre reacții endoterme (-Q); cu scăderea temperaturii – în direcția unei reacții exoterme (+ Q).

2. În cazul reacțiilor de echilibru, când cel puțin una dintre substanțe este în fază gazoasă, echilibrul este de asemenea afectat semnificativ de modificare presiuneîn sistem. Când presiunea este crescută, sistemul chimic încearcă să compenseze acest efect și crește viteza reacției, în care cantitatea de substanțe gazoase scade. Când presiunea este redusă, sistemul crește viteza reacției, în care se formează mai multe molecule de substanțe gazoase. Astfel: cu o creștere a presiunii, echilibrul se deplasează spre o scădere a numărului de molecule de gaz, cu o scădere a presiunii - spre o creștere a numărului de molecule de gaz.

Notă! Sistemele în care numărul de molecule de gaze reactante și de produse este același nu sunt afectate de presiune! De asemenea, o modificare a presiunii practic nu afectează echilibrul în soluții, adică. în reacţii în care nu există gaze.

3. De asemenea, echilibrul în sistemele chimice este afectat de schimbare concentraţie reactanți și produși. Pe măsură ce concentrația reactanților crește, sistemul încearcă să le utilizeze și crește viteza reacției directe. Odată cu scăderea concentrației de reactivi, sistemul încearcă să-i acumuleze, iar viteza reacției inverse crește. Odată cu creșterea concentrației de produse, sistemul încearcă, de asemenea, să le utilizeze și crește viteza reacției inverse. Odată cu scăderea concentrației de produse, sistemul chimic crește viteza de formare a acestora, adică. viteza de reacție directă.

Dacă într-un sistem chimic viteza reacției înainte crește dreapta , spre formarea produselor Și consumul de reactiv . Dacă viteza reacției inverse crește, spunem că echilibrul s-a schimbat La stânga , spre consumul de alimente Și creșterea concentrației de reactivi .

De exemplu, în reacția de sinteză a amoniacului:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 + Q

o creștere a presiunii duce la o creștere a vitezei de reacție, în care se formează un număr mai mic de molecule de gaz, adică. reacție directă (numărul de molecule de gaz reactant este 4, numărul de molecule de gaz din produse este 2). Pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se deplasează spre dreapta, spre produse. La cresterea temperaturii echilibrul se va schimba spre o reacție endotermă, adică la stânga, spre reactivi. O creștere a concentrației de azot sau hidrogen va deplasa echilibrul către consumul lor, adică. la dreapta, spre produse.

Catalizator nu afectează echilibrul, deoarece accelerează atât reacțiile înainte cât și invers.

Echilibrul chimic este inerent reversibil reacţii şi nu este tipic pentru ireversibil reacții chimice.

Adesea, în timpul implementării unui proces chimic, reactanții inițiali trec complet în produșii de reacție. De exemplu:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Este imposibil să se obțină cupru metalic efectuând reacția în sens invers, deoarece. dat reacția este ireversibilă. În astfel de procese, reactanții sunt complet transformați în produși, de exemplu. reacția continuă până la finalizare.

Dar majoritatea reacțiilor chimice reversibil, adică fluxul paralel al reacției în direcțiile înainte și invers este probabil. Cu alte cuvinte, reactanții sunt doar parțial transformați în produse, iar sistemul de reacție va consta atât din reactanți, cât și din produse. Sistemul în acest caz este în stat echilibru chimic.

În procesele reversibile, la început reacția directă are o viteză maximă, care scade treptat datorită scăderii cantității de reactivi. Reacția inversă, dimpotrivă, are inițial o viteză minimă, care crește pe măsură ce produsele se acumulează. În cele din urmă, vine un moment în care vitezele ambelor reacții devin egale - sistemul ajunge la o stare de echilibru. Când se atinge o stare de echilibru, concentrațiile componentelor rămân neschimbate, dar reacția chimică nu se oprește. Acea. Aceasta este o stare dinamică (în mișcare). Pentru claritate, prezentăm următoarea figură:

Să zicem că există unele reacție chimică reversibilă:

a A + b B = c C + d D

apoi, pe baza legii acțiunii în masă, scriem expresiile pentru Dreptυ 1 și versoυ 2 reacții:

υ1 = k 1 [A] a [B] b

υ2 = k 2 [C] c [D] d

Capabil de echilibru chimic, ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale, adică:

k 1 [A] a [B] b = k 2 [C] c [D] d

primim

LA= k1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b

Unde K =k 1 / k 2 – constanta de echilibru.

Pentru orice proces reversibil, în condiții date k este o valoare constantă. Nu depinde de concentrațiile de substanțe, deoarece când se modifică cantitatea uneia dintre substanțe, se modifică și cantitățile altor componente.

Când condițiile de desfășurare a unui proces chimic se schimbă, este posibilă o schimbare a echilibrului.

Factori care afectează schimbarea echilibrului:

• modificarea concentrațiilor de reactanți sau produși,
• schimbarea presiunii,
• schimbarea temperaturii,
• introducerea unui catalizator în mediul de reacţie.

Principiul lui Le Chatelier

Toți factorii de mai sus afectează schimbarea echilibrului chimic, care este supusă Principiul Le Chatelier: dacă schimbați una dintre condițiile în care sistemul este în echilibru - concentrație, presiune sau temperatură - atunci echilibrul se va deplasa în direcția reacției care contracarează această modificare. Acestea. echilibrul tinde să se schimbe în direcție, ducând la o scădere a influenței impactului care a dus la încălcarea stării de echilibru.

Deci, vom lua în considerare separat influența fiecăruia dintre factorii lor asupra stării de echilibru.

Influență modificări ale concentrațiilor de reactant sau de produs hai sa aratam prin exemplu Procesul Haber:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)

Dacă, de exemplu, se adaugă azot într-un sistem de echilibru format din N 2 (g), H 2 (g) și NH 3 (g), atunci echilibrul ar trebui să se schimbe în direcția care ar contribui la o scădere a cantității de hidrogenul spre valoarea sa originală, acelea. în direcția de formare a unei cantități suplimentare de amoniac (în dreapta). În același timp, va avea loc și o scădere a cantității de hidrogen. Când se adaugă hidrogen în sistem, echilibrul se va deplasa și spre formarea unei noi cantități de amoniac (în dreapta). Întrucât introducerea amoniacului în sistemul de echilibru, conform Principiul Le Chatelier , va determina o deplasare a echilibrului spre procesul care este favorabil formarii substantelor de start (la stanga), i.e. concentrația de amoniac ar trebui redusă prin descompunerea uneia dintre ele în azot și hidrogen.

O scădere a concentrației unuia dintre componente va schimba starea de echilibru a sistemului către formarea acestei componente.

Influență modificări de presiune are sens dacă componentele gazoase iau parte la procesul studiat și, în acest caz, există o modificare a numărului total de molecule. Dacă numărul total de molecule din sistem rămâne permanent, apoi schimbarea presiunii nu afecteazăîn balanța sa, de exemplu:

I 2 (g) + H 2 (g) \u003d 2HI (g)

Dacă presiunea totală a unui sistem de echilibru crește prin scăderea volumului acestuia, atunci echilibrul se va deplasa în direcția scăderii volumului. Acestea. spre scăderea numărului gazîn sistem. Ca reactie:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)

din 4 molecule de gaz (1 N 2 (g) și 3 H 2 (g)) se formează 2 molecule de gaz (2 NH 3 (g)), adică. presiunea din sistem scade. Ca urmare, o creștere a presiunii va contribui la formarea unei cantități suplimentare de amoniac, de exemplu. echilibrul se va deplasa în direcția de formare (la dreapta).

Dacă temperatura sistemului este constantă, atunci o modificare a presiunii totale a sistemului nu va duce la o modificare a constantei de echilibru. LA.

Schimbarea temperaturii sistemul afectează nu numai deplasarea echilibrului său, ci și constanta de echilibru LA. Dacă unui sistem de echilibru, la presiune constantă, i se oferă căldură suplimentară, atunci echilibrul se va deplasa în direcția absorbției de căldură. Considera:

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g) + 22 kcal

Deci, după cum puteți vedea, reacția înainte are loc cu eliberarea de căldură, iar reacția inversă cu absorbție. Odată cu creșterea temperaturii, echilibrul acestei reacții se deplasează către reacția de descompunere a amoniacului (la stânga), deoarece este și slăbește influența externă - creșterea temperaturii. Dimpotrivă, răcirea duce la o schimbare a echilibrului în direcția sintezei amoniacului (la dreapta), deoarece reacția este exotermă și rezistă la răcire.

Astfel, o creștere a temperaturii favorizează o schimbare echilibru chimicîn direcția unei reacții endoterme, iar scăderea temperaturii este în direcția unui proces exotermic . Constante de echilibru dintre toate procesele exoterme cu creșterea temperaturii scad, iar procesele endoterme - cresc.

Se numește starea în care viteza reacției inverse devine egală cu viteza reacției directe echilibru chimic.

Cantitativ, această stare este caracterizată constanta de echilibru. Reacția reversibilă poate fi scrisă după cum urmează:

Unde, în conformitate cu legea acțiunii în masă, viteza reacției directe v 1 și invers v 2 va arata asa:

v 1 = k 1 [A] m [B] n,

v 2 = k 2 [C] p [D] q .

În momentul ajungerii echilibru chimic ratele reacțiilor directe și inverse devin aceleași:

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),

Unde LA- constanta de echilibru care arată raportul dintre reacțiile directe și inverse.

Acele concentrații care se opresc la echilibru se numesc concentrații de echilibru. Trebuie amintit că valorile gradelor m, n, p, q sunt egali cu coeficienții stoichiometrici în reacția de echilibru. Valoarea numerică a constantei de echilibru determină randamentul reacției. La K>>1 randamentul produselor este mare, iar la LA<<1 - foarte mic.

Randamentul reactiei- raportul dintre cantitatea de produs efectiv obținută și cantitatea care s-ar fi obținut dacă această reacție ar fi continuat până la final (exprimat în procente).

Echilibrul chimic nu poate fi menținut la infinit. De fapt, schimbările de temperatură, presiune sau concentrație de reactanți pot schimba echilibrul într-o direcție sau alta.

Modificările care apar în sistem ca urmare a influențelor externe sunt determinate de principiul echilibrului mobil - Principiul lui Le Chatelier:

Un impact extern asupra unui sistem care se află într-o stare de echilibru duce la o schimbare a acestui echilibru în direcția în care efectul impactului produs este slăbit.

Acestea. raportul dintre ratele reacțiilor directe și inverse se modifică.

Principiul este aplicabil nu numai proceselor chimice, ci și fizice, cum ar fi topirea, fierberea etc.

Schimbare de concentrare.

Odată cu creșterea concentrației unuia dintre reactanți, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe.

Odată cu creșterea concentrației de fier sau sulf, echilibrul se va deplasa către consumul acestei substanțe, adică. La dreapta.

Efectul presiunii asupra echilibrului chimic.

Luat in calcul doar in fazele gazoase!

Pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se deplasează în direcția scăderii cantităților de substanțe gazoase.. Dacă reacția decurge fără a modifica cantitățile de substanțe gazoase, atunci presiunea nu afectează echilibrul.

N 2 (d) + 3H 2 (G)2 NH 3 (G),

În stânga sunt 4 moli de reactivi gazoși, în dreapta - 2, prin urmare, odată cu creșterea presiunii, echilibrul se va deplasa la dreapta.

N 2 (d)+O 2 (d) = 2NU(G),

In stanga sunt 2 moli de substante gazoase si in dreapta, deci presiunea nu afecteaza echilibrul.

Efectul temperaturii asupra echilibrului chimic.

Odată cu o schimbare a temperaturii, atât reacțiile directe, cât și cele inverse se schimbă, dar într-o măsură diferită.

Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează către o reacție endotermă.

N 2 (d) + 3H 2 (G) 2 NH 3 (d) +Q,

Această reacție are loc cu eliberarea de căldură (exotermă), astfel încât o creștere a temperaturii va deplasa echilibrul către produsele inițiale (reacție inversă).