echilibru chimic 1

reacții reversibile și ireversibile.

Până în prezent, am considerat reacțiile chimice, ceea ce sugerează că ei merg până la capăt, cu toate că acest lucru nu este întotdeauna cazul.

Cu alte cuvinte, materiile prime nu sunt întotdeauna pe deplin convertit la produsele de reacție. Acest lucru se datorează faptului că acumularea produșilor de reacție pot fi create pentru condițiile de curgere ale reacției reversibile în direcția opusă.

De exemplu, în cazul în care reacția are loc hidrogenul se amestecă cu vapori de iod, la o temperatură de 200 ° C

Cu toate acestea, este cunoscut faptul că iodhidric chiar și la încălzire la 180 ° C începe să se descompună la hidrogen și iod

Este clar că, în aceste condiții, nu apar nici descompunere HI integral conform reacției (5.15), deoarece produșii de reacție pot reacționa din nou unul cu celălalt, nici formarea completă iodhidric în reacția (5.14).

Reacțiile chimice care, la aceleași condiții pot merge în direcții opuse sunt numite reversibile.

Scriind ecuațiile de reacții reversibile în loc de semnul egal pus două săgeți opuse. Ecuația reacției reversibile discutată mai sus poate fi scrisă astfel:

Reacția curge de la stânga la dreapta sunt numite direct (constanta de viteză de reacție înainte, de la dreapta la stânga - inverse (reciprocă constantă a vitezei de reacție).

În reacții reversibile, viteza de reacție în față, inițial, are o valoare maximă și apoi scade datorită scăderii concentrației materiilor prime, petrecut la formarea produșilor de reacție. Pe de altă parte, reacția inversă de la punctul inițial are o viteză minimă, care crește pe măsură ce concentrația produșilor de reacție.

Prin urmare, viteza de reacție scade în față și invers - crește. În cele din urmă, vine un moment când viteza liniei și reacția inversă sunt egale.

Condiția în care viteza de reacție inversă devine egală cu viteza reacției directe, se numește echilibru chimic.

echilibrul chimic al proceselor reversibile caracterizate cantitativ constanta de echilibru. Deci, pentru o reacție reversibilă, care, în termeni generali poate fi scrisă ca

conform legii acțiunii în masă (vezi. de mai sus), viteza reacției înainte și invers, respectiv, pot fi scrise după cum urmează

În momentul atingerii stării de echilibru chimic vitezei înainte și înapoi reacțiile sunt egale, adică,

unde K - constanta de echilibru, care este raportul dintre constantele ratei de înainte și invers reacțiilor.

În partea dreaptă a ecuației (5.17) sunt acele concentrații ale reactanților, care sunt stabilite în echilibru - concentrațiile de echilibru.

Ecuația (5.17) este o expresie matematică a legii acțiunii maselor în echilibru chimic.

Această lege este una dintre cele mai importante din chimie. Pe baza ecuației cinetice nici o reacție chimică poate fi scris direct sub forma relației (5.17) între concentrația de echilibru a reactanților și a produșilor de reacție.

Dacă definim constanta K experimental prin măsurarea concentrațiilor de echilibru ale tuturor substanțelor la o temperatură dată, valoarea obținută poate fi utilizată în calculele pentru celelalte cazuri de echilibru, la aceeași temperatură.

Valoarea numerică a tendinței constante de echilibru pentru a caracteriza cu reacția sau, cu alte cuvinte, caracteristica de ieșire a reacției. Astfel, atunci când R1 randamentul reacției este mare, deoarece în acest caz

Se înțelege că, atunci când randamentul mic de reacție.

Deplasarea echilibrului chimic.

echilibru chimic în condiții externe constante pot fi menținute pe termen nelimitat. De fapt, sistemul real experiență tipic efecte diferite (modificări ale temperaturii, presiunii sau concentrația reactanților) conducând din echilibrul sistemului. De îndată ce sistemul este perturbat echilibrul, viteza înainte și înapoi sunt inegale, iar în acest proces, de preferință, are loc sistem, ceea ce-i duce la o stare de echilibru, dar îndeplinesc deja noile condiții. Schimbările care au loc în sistem, ca urmare a influențelor externe, definește principiile de echilibru dinamic - principiul Le Shatele.

Influența externă asupra unui sistem în echilibru, aceasta duce la o schimbare de echilibru în direcția în care este atenuat efectul produs de impact.

Astfel, impactul extern asupra sistemului modifică relația dintre viteza de înainte și invers procesului, favorizând cea care rezistă la influențele exterioare.

Principiul Le Chatelier este universal, aplicabil nu doar procese pur chimice, dar, de asemenea, fenomenele fizice și chimice, cum ar fi cristalizarea, diluarea, fierbere, transformările de fază în solide.

Luați în considerare aplicarea principiului Le Chatelier la diferitele tipuri de expunere.

Concentrarea. Creșterea concentrației unuia dintre reactanți inițial conduce la o creștere a numărului de molecule ale substanței. Deoarece numărul de coliziuni care implică aceste molecule creste, reactia pentru care sunt reactivi accelerate. Acest lucru duce la creșterea concentrațiilor reactanților în reacția opusă, etc. Ca rezultat, se schimbă concentrația tuturor substanțelor implicate în reacția chimică.

Se poate concluziona că creșterea concentrației uneia dintre substanțele care reacționează la echilibru schimbări față de curgerea substanței, cu concentrații descrescătoare, echilibrul deplasează spre etogoveschestva formațiune.

Presiune. Efectul presiunii este foarte similar cu efectul schimbării concentrațiilor reactanților, dar afectează în mod substanțial numai sisteme de gaz. Într-adevăr, la o presiune mai mare crește numărul de molecule pe unitatea de volum a sistemului de gaze. reacția directă sau inversă, în care un număr mare de fluxuri gazoase, cu o viteză mai mare. Ca rezultat, această reacție produce mai multe molecule de substanțe care participă la reacție inversă. Nu va fi o schimbare în reacție inversă, iar în final se ajunge la un nou echilibru. Formulăm o poziție comună cu privire la efectul presiunii asupra echilibrului chimic.

Prin creșterea presiunii echilibrului deplasează spre reducerea numărului de molecule de substanțe gazoase, adică în presiune descendentă; când echilibrul de presiune este deplasat în direcția creșterii numărului de molecule de substanțe gazoase, adică în direcția creșterii presiunii. Dacă reacția are loc fără nici o modificare a numărului de molecule de substanțe gazoase, presiunea nu afectează poziția de echilibru în sistem.

Temperatura. Creșterea temperaturii crește energia cinetică a tuturor moleculelor care participă la reacție. Dar moleculele reacționează la care este absorbită energie (reacție endotermă) încep să interacționeze unii cu alții mai repede.

Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul deplasează spre reacția endotermă, temperatura este coborâtă - partea a reacției exoterme.