Starea de echilibru pentru o reacție reversibilă poate dura un timp nedefinit (fără intervenție externă). Dar dacă unui astfel de sistem se aplică o influență externă (pentru a modifica temperatura, presiunea sau concentrația substanțelor finale sau inițiale), atunci starea de echilibru va fi perturbată. Viteza uneia dintre reacții va deveni mai mare decât viteza celeilalte. În timp, sistemul va lua din nou o stare de echilibru, dar noile concentrații de echilibru ale substanțelor inițiale și finale vor diferi de cele inițiale. În acest caz, se vorbește despre o schimbare a echilibrului chimic într-o direcție sau alta.

Dacă, ca urmare a unei influențe externe, viteza reacției directe devine mai mare decât viteza reacției inverse, atunci aceasta înseamnă că echilibrul chimic s-a deplasat spre dreapta. Dacă, dimpotrivă, viteza reacției inverse devine mai mare, aceasta înseamnă că echilibrul chimic s-a deplasat spre stânga.

Când echilibrul este deplasat spre dreapta, concentrațiile de echilibru ale substanțelor inițiale scad, iar concentrațiile de echilibru ale substanțelor finale cresc în comparație cu concentrațiile de echilibru inițial. În consecință, crește și randamentul produselor de reacție.

Deplasarea echilibrului chimic spre stânga determină o creștere a concentrațiilor de echilibru ale substanțelor inițiale și o scădere a concentrațiilor de echilibru ale produselor finali, al căror randament va scădea în acest caz.

Direcția deplasării echilibrului chimic este determinată folosind principiul Le Chatelier: „Dacă se exercită un efect extern asupra unui sistem care se află într-o stare de echilibru chimic (schimbarea temperaturii, presiunii, concentrației uneia sau mai multor substanțe care participă la reacție). ), atunci aceasta va duce la o creștere a vitezei acelei reacții, cursul căreia va compensa (reduce) impactul.

De exemplu, cu o creștere a concentrației substanțelor inițiale, viteza reacției directe crește și echilibrul se deplasează spre dreapta. Odată cu scăderea concentrației substanțelor inițiale, dimpotrivă, viteza reacției inverse crește, iar echilibrul chimic se deplasează spre stânga.

Odată cu creșterea temperaturii (adică, atunci când sistemul este încălzit), echilibrul se deplasează către apariția unei reacții endoterme, iar când scade (adică, când sistemul este răcit), se deplasează către apariția unei reacții exoterme. (Dacă reacția directă este exotermă, atunci reacția inversă va fi neapărat endotermă și invers).

Trebuie subliniat că o creștere a temperaturii, de regulă, crește viteza atât a reacțiilor directe, cât și a celei inverse, dar viteza reacției endoterme crește într-o măsură mai mare decât viteza reacției exoterme. În consecință, atunci când sistemul este răcit, ratele reacțiilor directe și inverse scad, dar nici în aceeași măsură: pentru o reacție exotermă, este mult mai mică decât pentru una endotermă.

O modificare a presiunii afectează schimbarea echilibrului chimic numai dacă sunt îndeplinite două condiții:

este necesar ca cel puțin una dintre substanțele care participă la reacție să fie în stare gazoasă, de exemplu:

CaCO 3 (t) CaO (t) + CO 2 (g) - o modificare a presiunii afectează deplasarea echilibrului.

CH 3 COOH (l.) + C 2 H 5 OH (l.) CH 3 COOS 2 H 5 (l.) + H 2 O (l.) - o modificare a presiunii nu afectează deplasarea echilibrului chimic, deoarece niciuna dintre substanțele inițiale sau finale nu este în stare gazoasă;

dacă mai multe substanțe sunt în stare gazoasă, este necesar ca numărul de molecule de gaz din partea stângă a ecuației pentru o astfel de reacție să nu fie egal cu numărul de molecule de gaz din partea dreaptă a ecuației, de exemplu:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) - modificarea presiunii afectează deplasarea echilibrului

I 2 (g) + Н 2 (g) 2НI (g) - modificarea presiunii nu afectează deplasarea echilibrului

Când sunt îndeplinite aceste două condiții, o creștere a presiunii duce la o deplasare a echilibrului către reacție, cursul căreia reduce numărul de molecule de gaz din sistem. În exemplul nostru (combustie catalitică a SO2), aceasta va fi o reacție directă.

O scădere a presiunii, dimpotrivă, schimbă echilibrul în direcția reacției care continuă cu formarea Mai mult molecule de gaz. În exemplul nostru, aceasta va fi reacția inversă.

O creștere a presiunii determină o scădere a volumului sistemului și, prin urmare, o creștere a concentrațiilor molare ale substanțelor gazoase. Ca urmare, rata reacțiilor directe și inverse crește, dar nu în aceeași măsură. Scăderea aceleiași presiuni într-un mod similar duce la o scădere a ratelor reacțiilor directe și inverse. Dar, în același timp, viteza de reacție, spre care se deplasează echilibrul, scade într-o măsură mai mică.

Catalizatorul nu afectează deplasarea echilibrului, deoarece accelerează (sau încetinește) atât reacțiile înainte, cât și cele inverse în mod egal. În prezența sa, echilibrul chimic este stabilit doar mai rapid (sau mai lent).

Dacă sistemul este afectat de mai mulți factori în același timp, atunci fiecare dintre aceștia acționează independent de ceilalți. De exemplu, în sinteza amoniacului

N2 (gaz) + 3H2 (gaz) 2NH3 (gaz)

reacția se realizează cu încălzire și în prezența unui catalizator pentru a-și crește viteza.Dar, în același timp, efectul temperaturii duce la faptul că echilibrul reacției este deplasat spre stânga, spre reacția endotermă inversă. Aceasta determină o scădere a producției de NH3. Pentru a compensa acest efect nedorit al temperaturii și pentru a crește randamentul de amoniac, în același timp este crescută presiunea din sistem, ceea ce deplasează echilibrul de reacție la dreapta, adică. spre formarea unui număr mai mic de molecule de gaz.

În același timp, sunt selectate empiric condițiile cele mai optime pentru reacție (temperatură, presiune), în care aceasta ar proceda la o viteză suficient de mare și ar da un randament viabil din punct de vedere economic al produsului final.

Principiul Le Chatelier este utilizat în mod similar în industria chimică în producția de un numar mare diverse substanţe de mare importanţă pentru economia naţională.

Principiul lui Le Chatelier este aplicabil nu numai reacțiilor chimice reversibile, ci și diferitelor alte procese de echilibru: fizice, fizico-chimice, biologice.

Corpul unui adult se caracterizează prin constanta relativă a multor parametri, inclusiv diverși indicatori biochimici, inclusiv concentrația de substanțe biologic active. Cu toate acestea, o astfel de stare nu poate fi numită echilibru, deoarece nu se aplică sistemelor deschise.

Organismul uman, ca orice sistem viu, schimbă în mod constant diverse substanțe cu mediul: consumă alimente și eliberează produsele oxidării și degradarii acestora. Prin urmare, corpul este caracterizat stare echilibrată, definită ca constanța parametrilor săi la o rată constantă de schimb de materie și energie cu mediul. În prima aproximare, starea staționară poate fi considerată ca o serie de stări de echilibru interconectate prin procese de relaxare. Într-o stare de echilibru, concentrațiile de substanțe care participă la reacție sunt menținute prin completarea produselor inițiale din exterior și îndepărtarea produselor finale în exterior. Modificarea conținutului lor în organism nu duce, spre deosebire de sistemele închise, la un nou echilibru termodinamic. Sistemul revine la starea inițială. Astfel, se menține constanta dinamică relativă a compoziției și proprietăților mediului intern al corpului, ceea ce determină stabilitatea funcțiilor sale fiziologice. Această proprietate a unui sistem viu este numită diferit homeostaziei.

În cursul vieții unui organism în stare staționară, spre deosebire de un sistem de echilibru închis, există o creștere a entropiei. Cu toate acestea, odată cu aceasta, se derulează simultan procesul invers - o scădere a entropiei din cauza consumului de nutrienți cu o valoare de entropie scăzută din mediu (de exemplu, compuși cu molecul mare - proteine, polizaharide, carbohidrați etc.) și eliberarea de produse de degradare în mediu. Conform poziției lui I.R. Prigozhin, producția totală de entropie pentru un organism în stare staționară tinde la minim.

O mare contribuție la dezvoltarea termodinamicii de neechilibru a avut-o I. R. Prigoji, Laureat Premiul Nobel 1977, care afirma că „în orice sistem de neechilibru, există zone locale care se află într-o stare de echilibru. În termodinamica clasică, echilibrul se referă la întregul sistem, iar în non-echilibru - numai la părțile sale individuale.

S-a stabilit că entropia în astfel de sisteme crește în perioada de embriogeneză, în timpul proceselor de regenerare și creștere a neoplasmelor maligne.

În cazul în care un conditii externe proces chimic nu se schimbă, atunci starea de echilibru chimic poate fi menținută pentru o perioadă de timp arbitrar lungă. Schimbând condițiile de reacție (temperatură, presiune, concentrație), se poate realiza deplasarea sau deplasarea echilibrului chimic în direcția cerută.

Deplasarea echilibrului la dreapta duce la o creștere a concentrației de substanțe ale căror formule sunt în partea dreaptă a ecuației. Deplasarea echilibrului spre stânga va duce la o creștere a concentrației de substanțe ale căror formule sunt în stânga. În acest caz, sistemul va trece la o nouă stare de echilibru, caracterizată prin alte valori ale concentrațiilor de echilibru ale participanților la reacție.

Schimbarea echilibrului chimic cauzată de schimbarea condițiilor se supune regulii formulate în 1884 de fizicianul francez A. Le Chatelier (principiul lui Le Chatelier).

Principiul lui Le Chatelier:dacă un sistem aflat într-o stare de echilibru chimic este afectat în vreun fel, de exemplu, prin modificarea temperaturii, presiunii sau concentrațiilor de reactivi, atunci echilibrul se va deplasa în direcția reacției care slăbește efectul .

Influența schimbării concentrației asupra deplasării echilibrului chimic.

Conform principiului lui Le Chatelier o creștere a concentrației oricăruia dintre participanții la reacție determină o schimbare a echilibrului către reacție care duce la o scădere a concentrației acestei substanțe.

Influența concentrării asupra stării de echilibru respectă următoarele reguli:

Odată cu creșterea concentrației uneia dintre substanțele inițiale, viteza reacției directe crește și echilibrul se deplasează în direcția formării produselor de reacție și invers;

Odată cu creșterea concentrației unuia dintre produșii de reacție, viteza reacției inverse crește, ceea ce duce la o deplasare a echilibrului în direcția de formare a substanțelor inițiale și invers.

De exemplu, dacă într-un sistem de echilibru:

SO 2 (g) + NO 2 (g) SO 3 (g) + NO (g)

crește concentrația de SO 2 sau NO 2, apoi, în conformitate cu legea acțiunii masei, viteza reacției directe va crește. Aceasta va deplasa echilibrul spre dreapta, ceea ce va determina consumul de materii prime și o creștere a concentrației produselor de reacție. Se va stabili o nouă stare de echilibru cu noi concentrații de echilibru ale substanțelor inițiale și ale produselor de reacție. Când concentrația, de exemplu, a unuia dintre produșii de reacție scade, sistemul va reacționa în așa fel încât să crească concentrația produsului. Avantajul va fi acordat reacţiei directe, ducând la o creştere a concentraţiei produşilor de reacţie.

Influența schimbării presiunii asupra deplasării echilibrului chimic.

Conform principiului lui Le Chatelier o creștere a presiunii duce la o deplasare a echilibrului către formarea unei cantități mai mici de particule gazoase, adică spre volum mai mic.

De exemplu, în reacție reversibilă:

2NO 2 (g) 2NO (g) + O 2 (g)

din 2 mol NO2 se formează 2 mol NO şi 1 mol O2. Coeficienții stoichiometrici înaintea formulelor substanțe gazoase indică faptul că reacția directă duce la creșterea numărului de moli de gaze, iar reacția inversă, dimpotrivă, reduce numărul de moli ai unei substanțe gazoase. Dacă asupra unui astfel de sistem se exercită o influență externă, de exemplu, prin creșterea presiunii, atunci sistemul va reacționa în așa fel încât să slăbească acest impact. Presiunea poate scădea dacă echilibrul acestei reacții se deplasează către un număr mai mic de moli de substanță gazoasă și, prin urmare, un volum mai mic.

Dimpotrivă, o creștere a presiunii în acest sistem este asociată cu o deplasare a echilibrului spre dreapta - spre descompunerea NO 2, care crește cantitatea de materie gazoasă.

Dacă numărul de moli de substanțe gazoase rămâne constant înainte și după reacție, i.e. volumul sistemului nu se modifică în timpul reacției, apoi o modificare a presiunii modifică în mod egal ratele reacțiilor directe și inverse și nu afectează starea de echilibru chimic.

De exemplu, în reacție:

H2 (g) + CI2 (g) 2HCI (g),

total molul de substanțe gazoase înainte și după reacție rămâne constant și presiunea din sistem nu se modifică. Echilibrul în acest sistem nu se modifică cu presiunea.

Influența schimbării temperaturii asupra deplasării echilibrului chimic.

În fiecare reacție reversibilă, una dintre direcții corespunde unui proces exotermic, iar cealaltă unuia endotermic. Deci, în reacția de sinteză a amoniacului, reacția directă este exotermă, iar reacția inversă este endotermă.

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + Q (-AH).

Când temperatura se schimbă, vitezele atât ale reacțiilor directe, cât și ale reacțiilor inverse se modifică, cu toate acestea, modificarea ratelor nu are loc în aceeași măsură. În conformitate cu ecuația Arrhenius, o reacție endotermă, caracterizată printr-o valoare mare a energiei de activare, reacționează la o modificare a temperaturii într-o măsură mai mare.

Prin urmare, pentru a estima efectul temperaturii asupra direcției deplasării în echilibrul chimic, este necesar să se cunoască efectul termic al procesului. Poate fi determinat experimental, de exemplu, folosind un calorimetru, sau calculat pe baza legii lui G. Hess. Trebuie remarcat faptul că o modificare a temperaturii duce la o modificare a valorii constantei de echilibru chimic (K p).

Conform principiului lui Le Chatelier O creștere a temperaturii schimbă echilibrul către o reacție endotermă. Pe măsură ce temperatura scade, echilibrul se deplasează în direcția reacției exoterme.

În acest fel, cresterea temperaturiiîn reacția de sinteză a amoniacului va duce la o schimbare a echilibrului spre endotermic reacții, adică La stânga. Avantajul este obținut prin reacția inversă care procedează cu absorbția căldurii.

Dacă sistemul este într-o stare de echilibru, atunci va rămâne în el atâta timp cât condițiile externe rămân constante. Dacă condițiile se schimbă, atunci sistemul va dezechilibra - ratele proceselor directe și inverse se vor schimba diferit - reacția va continua. Cea mai mare valoare au cazuri de dezechilibru datorate modificării concentrației oricăreia dintre substanțele implicate în echilibru, presiune sau temperatură.

Să luăm în considerare fiecare dintre aceste cazuri.

Un dezechilibru datorat unei modificări a concentrației oricăreia dintre substanțele implicate în reacție. Lăsați hidrogenul, iodură de hidrogen și vaporii de iod să fie în echilibru unul cu celălalt la o anumită temperatură și presiune. Să introducem o cantitate suplimentară de hidrogen în sistem. Conform legii acțiunii masei, o creștere a concentrației de hidrogen va atrage după sine o creștere a vitezei reacției directe - reacția de sinteză a HI, în timp ce viteza reacției inverse nu se va modifica. În direcția înainte, reacția va continua acum mai repede decât în ​​sens invers. Ca urmare, concentrațiile de hidrogen și vapori de iod vor scădea, ceea ce va presupune o încetinire a reacției directe, iar concentrația de HI va crește, ceea ce va determina o accelerare a reacției inverse. După ceva timp, ratele reacțiilor directe și inverse vor deveni din nou egale - se va stabili un nou echilibru. Dar, în același timp, concentrația HI va fi acum mai mare decât era înainte de adăugare, iar concentrația va fi mai mică.

Procesul de modificare a concentrațiilor cauzat de dezechilibru se numește deplasare sau schimbare de echilibru. Dacă în acest caz există o creștere a concentrațiilor de substanțe din partea dreaptă a ecuației (și, desigur, în același timp, o scădere a concentrațiilor de substanțe din stânga), atunci se spune că echilibrul se schimbă la dreapta, adică în direcția fluxului reacției directe; cu o schimbare inversă a concentrațiilor, ele vorbesc despre o deplasare a echilibrului spre stânga - în direcția reacției inverse. În acest exemplu, echilibrul s-a deplasat spre dreapta. În același timp, substanța, a cărei creștere a concentrației a provocat un dezechilibru, a intrat într-o reacție - concentrația sa a scăzut.

Astfel, odată cu creșterea concentrației oricăreia dintre substanțele care participă la echilibru, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe; când concentrația oricăreia dintre substanțe scade, echilibrul se deplasează spre formarea acestei substanțe.

Un dezechilibru datorat unei modificări de presiune (prin reducerea sau creșterea volumului sistemului). Atunci când gazele sunt implicate în reacție, echilibrul poate fi perturbat de o modificare a volumului sistemului.

Luați în considerare efectul presiunii asupra reacției dintre monoxidul de azot și oxigen:

Lăsați amestecul de gaze și să fie în echilibru chimic la o anumită temperatură și presiune. Fără a schimba temperatura, creștem presiunea astfel încât volumul sistemului să scadă de 2 ori. În primul moment presiuni parțiale iar concentrațiile tuturor gazelor se vor dubla, dar raportul dintre vitezele reacțiilor directe și inverse se va schimba - echilibrul va fi perturbat.

Într-adevăr, înainte de creșterea presiunii, concentrațiile de gaz aveau valori de echilibru și , iar ratele reacțiilor directe și inverse au fost aceleași și au fost determinate de ecuațiile:

În primul moment după comprimare, concentrațiile de gaze se vor dubla în comparație cu valorile lor inițiale și vor fi egale cu , respectiv . În acest caz, vitezele reacțiilor directe și inverse vor fi determinate de ecuațiile:

Astfel, ca urmare a creșterii presiunii, viteza reacției înainte a crescut de 8 ori, iar inversă - doar de 4 ori. Echilibrul în sistem va fi perturbat - reacția directă va prevala inversă. După ce vitezele devin egale, echilibrul se va stabili din nou, dar cantitatea din sistem va crește, echilibrul se va deplasa spre dreapta.

Este ușor de observat că modificarea inegală a ratelor reacțiilor directe și inverse se datorează faptului că în stânga și în părțile potrivite ecuația reacției luate în considerare, numărul de molecule de gaz este diferit: o moleculă de oxigen și două molecule de monoxid de azot (doar trei molecule de gaze) sunt transformate în două molecule de gaz - dioxid de azot. Presiunea unui gaz este rezultatul impactului moleculelor sale asupra pereților vasului; ceteris paribus, presiunea unui gaz este cu atât mai mare, cu atât mai multe molecule sunt închise într-un anumit volum de gaz. Prin urmare, o reacție care are loc cu o creștere a numărului de molecule de gaz duce la o creștere a presiunii, iar o reacție care are loc cu o scădere a numărului de molecule de gaz duce la scăderea acesteia.

Având în vedere acest lucru, concluzia despre efectul presiunii asupra echilibrului chimic poate fi formulată după cum urmează:

Odată cu o creștere a presiunii prin comprimarea sistemului, echilibrul se deplasează către o scădere a numărului de molecule de gaz, adică spre o scădere a presiunii; cu o scădere a presiunii, echilibrul se deplasează către o creștere a numărului de molecule de gaz, adică spre o creștere a presiunii.

În cazul în care reacția se desfășoară fără modificarea numărului de molecule de gaz, echilibrul nu este perturbat de compresia sau expansiunea sistemului. De exemplu, în sistem

echilibrul nu este perturbat de o modificare a volumului; Ieșirea HI este independentă de presiune.

Dezechilibru datorat schimbării de temperatură. Echilibrul majorității mari a reacțiilor chimice se schimbă cu temperatura. Factorul care determină direcția deplasării echilibrului este semnul efectului termic al reacției. Se poate arăta că atunci când temperatura crește, echilibrul se deplasează în direcția reacției endoterme, iar când scade, se deplasează în direcția reacției exoterme.

Astfel, sinteza amoniacului este o reacție exotermă

Prin urmare, odată cu creșterea temperaturii, echilibrul în sistem se deplasează spre stânga - spre descompunerea amoniacului, deoarece acest proces are loc cu absorbția căldurii.

În schimb, sinteza oxidului nitric (II) este o reacție endotermă:

Prin urmare, atunci când temperatura crește, echilibrul din sistem se deplasează spre dreapta - în direcția de formare.

Regularitățile care se manifestă în exemplele considerate de încălcare a echilibrului chimic sunt cazuri speciale ale principiului general care determină influența diverși factori la sisteme echilibrate. Acest principiu, cunoscut sub numele de principiul lui Le Chatelier, poate fi formulat după cum urmează atunci când este aplicat echilibrelor chimice:

Dacă se exercită vreun impact asupra unui sistem care se află în echilibru, atunci ca urmare a proceselor care au loc în acesta, echilibrul se va deplasa într-o astfel de direcție încât impactul va scădea.

Într-adevăr, atunci când una dintre substanțele care participă la reacție este introdusă în sistem, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe. „Când presiunea crește, se schimbă astfel încât presiunea din sistem scade; când temperatura crește, echilibrul se deplasează către o reacție endotermă - temperatura din sistem scade.

Principiul lui Le Chatelier se aplică nu numai chimice, ci și diferitelor echilibre fizico-chimice. Schimbarea de echilibru la schimbarea condițiilor unor astfel de procese precum fierbere, cristalizare, dizolvare are loc în conformitate cu principiul Le Chatelier.

Echilibrul chimic este o stare a sistemului în care ambele reacții - directe și inverse - au aceeași viteză. Ce caracterizează acest fenomen și ce factori afectează echilibrul chimic?

echilibru chimic. caracteristici generale

Echilibrul chimic se referă la stare sistem chimic, la care cantitatea inițială de substanțe din reacție nu se modifică în timp.

Echilibrul chimic poate fi împărțit în trei tipuri:

• adevărat echilibru- acesta este un echilibru pentru care constanța este caracteristică în timp, cu condiția să nu existe o influență externă. Dacă se schimbă condițiile externe, se schimbă și starea sistemului, dar după ce condițiile sunt restabilite, starea devine și ea aceeași. Starea de echilibru adevărat poate fi considerată din două părți: din partea produselor de reacție și din partea materiilor prime.
• echilibru metastabil (aparent).- această stare apare atunci când nu este îndeplinită oricare dintre condițiile echilibrului adevărat.
• echilibru retardat (fals). este o stare a sistemului care se modifică ireversibil atunci când se schimbă condițiile externe.

Schimbarea de echilibru în reacțiile chimice

Echilibrul chimic depinde de trei parametri: temperatura, presiunea, concentrația unei substanțe. Chimistul francez Henri Louis Le Chatelier a formulat în 1884 principiul echilibrului dinamic, conform căruia un sistem de echilibru tinde să revină la o stare de echilibru sub influență externă. Adică, cu o influență externă, echilibrul se va deplasa în așa fel încât această influență să fie neutralizată.

Orez. 1. Henri Louis Le Chatelier.

Principiile formulate de Le Chatelier sunt numite și principiile „deplasării echilibrului în reacțiile chimice”.

Următorii factori influențează echilibrul chimic:

• temperatura. Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul chimic se deplasează către absorbția reacției. Dacă temperatura este scăzută, atunci echilibrul se deplasează în direcția de evoluție a reacției.

Orez. 2. Efectul schimbării temperaturii asupra echilibrului chimic.

Reacția de absorbție se numește reacție endotermă, iar reacția de eliberare se numește exotermă.

• presiune. Dacă presiunea într-o reacție chimică crește, atunci echilibrul chimic se deplasează către cel mai mic volum al substanței. Dacă presiunea scade, atunci echilibrul se deplasează în direcția celui mai mare volum al substanței. Acest principiu se aplică numai gazelor și nu se aplică solidelor.
• concentraţie. Dacă, în timpul unei reacții chimice, concentrația uneia dintre substanțe crește, atunci echilibrul se va deplasa către produsele reacției, iar dacă concentrația este redusă, atunci echilibrul se va deplasa către substanțele inițiale.

Orez. 3. Efectul modificării concentrației asupra echilibrului chimic.

Catalizatorul nu aparține factorilor care afectează deplasarea echilibrului chimic.

Ce am învățat?

La echilibru chimic, vitezele din fiecare pereche de reacții sunt egale între ele. Echilibrul chimic, studiat în clasa a 9-a, poate fi împărțit în trei tipuri: adevărat, metastabil (aparent), inhibat (fals). Pentru prima dată, teoria termodinamică a echilibrului chimic a fost formulată de omul de știință Le Chatelier. Doar trei factori influențează echilibrul sistemului: presiunea, temperatura, concentrația substanței inițiale.

Test cu subiecte

Raport de evaluare

Rata medie: 4.6. Evaluări totale primite: 75.

Articolul principal: Principiul Le Chatelier-Brown

Poziția echilibrului chimic depinde de următorii parametri de reacție: temperatură, presiune și concentrație. Influența pe care acești factori o au asupra reactie chimica, respectați modelul care a fost exprimat în vedere generalaîn 1885 de către savantul francez Le Chatelier.

Factori care afectează echilibrul chimic:

1) temperatura

Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul chimic se deplasează către o reacție endotermă (de absorbție), iar pe măsură ce scade, către o reacție exotermă (izolare).

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) presiunea

Când presiunea crește, echilibrul chimic se deplasează către un volum mai mic de substanțe, iar când scade, către un volum mai mare. Acest principiu se aplică numai gazelor, adică. dacă în reacție sunt implicate solide, acestea nu sunt luate în considerare.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) concentrația substanțelor inițiale și a produselor de reacție

Odată cu creșterea concentrației uneia dintre substanțele inițiale, echilibrul chimic se deplasează către produșii de reacție, iar cu creșterea concentrației produselor de reacție, spre substanțele inițiale.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Catalizatorii nu afectează deplasarea echilibrului chimic!

Caracteristicile cantitative de bază ale echilibrului chimic: constanta de echilibru chimic, gradul de conversie, gradul de disociere, randamentul de echilibru. Explicați semnificația acestor cantități pe exemplul unor reacții chimice specifice.

În termodinamica chimică, legea acțiunii masei raportează activitățile de echilibru ale materiilor prime și ale produselor de reacție, conform relației:

Activitatea substanței. În loc de activitate, se pot folosi concentrația (pentru o reacție într-o soluție ideală), presiuni parțiale (reacția într-un amestec de gaze ideale), fugacitatea (reacția într-un amestec de gaze reale);

Coeficientul stoichiometric (pentru substanțele inițiale se presupune a fi negativ, pentru produse - pozitiv);

Constanta de echilibru chimic. Indicele „a” înseamnă aici utilizarea valorii activității în formulă.

Eficiența reacției este de obicei evaluată prin calcularea randamentului produsului de reacție (Secțiunea 5.11). Cu toate acestea, eficiența reacției poate fi, de asemenea, evaluată determinând ce parte din substanța cea mai importantă (de obicei cea mai scumpă) sa transformat în produsul țintă al reacției, de exemplu, ce parte din SO2 sa transformat în SO3 în timpul producției. de acid sulfuric, adică găsiți gradul de conversie substanta originala.

Să facem o scurtă schemă a reacției în curs

Apoi gradul de transformare a substanței A în substanța B (A) este determinat de următoarea ecuație

Unde n proreag (A) este cantitatea de substanță a reactivului A care a reacționat pentru a forma produsul B și n initial (A) - cantitatea initiala de substanta a reactivului A.

Desigur, gradul de transformare poate fi exprimat nu numai în termeni de cantitate de substanță, ci și în termeni de orice cantități proporționale cu aceasta: numărul de molecule (unități de formulă), masă, volum.

Dacă reactantul A este luat în cantități reduse și pierderea produsului B poate fi neglijată, atunci gradul de conversie a reactantului A este de obicei egal cu randamentul produsului B

O excepție o constituie reacțiile în care materia primă este în mod evident consumată pentru a forma mai multe produse. Deci, de exemplu, în reacție

Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O

clorul (reactivul) este transformat în mod egal în clorură de potasiu și hipoclorit de potasiu. În această reacție, chiar și cu un randament de 100% KClO, gradul de conversie a clorului în acesta este de 50%.

Cantitatea cunoscută de dvs. - gradul de protoliză (paragraful 12.4) - este un caz special al gradului de conversie:

În cadrul TED, sunt numite cantități similare gradul de disociere acizi sau baze (denumite și gradul de protoliză). Gradul de disociere este legat de constanta de disociere conform legii diluției Ostwald.

În cadrul aceleiași teorii, echilibrul hidrolizei se caracterizează prin gradul de hidroliză (h), folosind următoarele expresii referitoare la concentrația inițială a substanței ( Cu) și constantele de disociere ale acizilor slabi (K HA) și ale bazelor slabe formate în timpul hidrolizei ( K MOH):

Prima expresie este valabilă pentru hidroliza sărurilor acid slab, al doilea este sarea unei baze slabe, iar al treilea este sarea unui acid slab și a unei baze slabe. Toate aceste expresii pot fi utilizate numai pentru soluții diluate cu un grad de hidroliză de cel mult 0,05 (5%).

De obicei, randamentul de echilibru este determinat de constanta de echilibru cunoscută, cu care este asociată în fiecare caz particular printr-un anumit raport.

Randamentul produsului poate fi modificat prin deplasarea echilibrului reacției în procese reversibile, prin influența unor factori precum temperatura, presiunea, concentrația.

În conformitate cu principiul Le Chatelier, gradul de conversie de echilibru crește odată cu creșterea presiunii în cursul reacțiilor simple, în timp ce în alte cazuri volumul amestecului de reacție nu se modifică și randamentul produsului nu depinde de presiune.

Influența temperaturii asupra randamentului de echilibru, precum și asupra constantei de echilibru, este determinată de semnul efectului termic al reacției.

Pentru o evaluare mai completă a proceselor reversibile se folosește așa-numitul randament din teoretic (randament din echilibru), care este egal cu raportul dintre produsul efectiv obținut w și cantitatea care ar fi fost obținută în starea de echilibru. .

DISOCIARE TERMICĂ chimică

o reacție de descompunere reversibilă a unei substanțe cauzată de creșterea temperaturii.

Cu T. d., dintr-o substanță se formează mai multe (2H2H + OSaO + CO) sau o substanță mai simplă

Echilibrul etc. se stabilește conform legii masei care acționează. Aceasta

poate fi caracterizat fie prin constanta de echilibru, fie prin gradul de disociere

(raportul dintre numărul de molecule degradate și numărul total de molecule). LA

în cele mai multe cazuri, T. d. este însoțită de absorbția de căldură (increment

entalpie

DN>0); prin urmare, în conformitate cu principiul Le Chatelier-Brown

încălzirea o intensifică, se determină gradul de deplasare a T. d. cu temperatura

valoarea absolută a DN. Presiunea previne T. d. cu cât mai puternic, cu atât mai mare

modificarea (creșterea) numărului de moli (Di) de substanțe gazoase

gradul de disociere nu depinde de presiune. În cazul în care un solide nu

formează soluții solide și nu sunt într-o stare foarte dispersă,

atunci presiunea T. d. este determinată în mod unic de temperatură. Pentru a implementa T.

e. substanțe solide (oxizi, hidrați cristalini etc.)

este important de știut

temperatura, la care presiunea de disociere devine egală cu cea externă (în special,

presiune atmosferică. Deoarece gazul care se scurge poate depăși

presiunea ambiantă, apoi la atingerea acestei temperaturi, procesul de descompunere

se intensifică imediat.

Dependența gradului de disociere de temperatură: gradul de disociere crește odată cu creșterea temperaturii (o creștere a temperaturii duce la o creștere a energiei cinetice a particulelor dizolvate, ceea ce contribuie la dezintegrarea moleculelor în ioni)

Gradul de conversie a materiilor prime și randamentul de echilibru al produsului. Metode de calcul a acestora la o temperatură dată. Ce date sunt necesare pentru asta? Dați o schemă pentru calcularea oricăreia dintre aceste caracteristici cantitative ale echilibrului chimic folosind un exemplu arbitrar.

Gradul de conversie este cantitatea de reactiv reacţionat raportată la cantitatea sa iniţială. Pentru cea mai simplă reacție, unde este concentrația la intrarea în reactor sau la începutul procesului discontinuu, este concentrația la ieșirea din reactor sau momentul curent al procesului discontinuu. Pentru o reacție arbitrară, de exemplu, , conform definiției, formula de calcul este aceeași: . Dacă există mai mulți reactivi în reacție, atunci gradul de conversie poate fi calculat pentru fiecare dintre ei, de exemplu, pentru reacție Dependența gradului de conversie de timpul de reacție este determinată de modificarea concentrației reactivului în timp. În momentul inițial de timp, când nimic nu s-a schimbat, gradul de transformare este egal cu zero. Apoi, pe măsură ce reactivul este convertit, gradul de conversie crește. Pentru o reacție ireversibilă, când nimic nu împiedică consumarea completă a reactivului, valoarea acestuia tinde (Fig. 1) spre unitate (100%). Fig.1 Cu cât rata consumului de reactiv este mai mare, determinată de valoarea constantei de viteză, cu atât crește mai repede gradul de conversie, ceea ce este prezentat în figură. Dacă reacția este reversibilă, atunci când reacția tinde spre echilibru, gradul de conversie tinde către o valoare de echilibru, a cărei valoare depinde de raportul dintre constantele vitezei reacțiilor directe și inverse (pe constanta de echilibru) (Fig. . 2). Fig.2 Randamentul produsului țintă Randamentul produsului este cantitatea de produs țintă obținută efectiv, raportată la cantitatea din acest produs care ar fi fost obținută dacă întregul reactiv ar fi trecut în acest produs (la cantitatea maximă posibilă de produsul rezultat). Sau (prin intermediul unui reactiv): cantitatea de reactiv convertită efectiv în produsul țintă, împărțită la cantitatea inițială de reactiv. Pentru cea mai simplă reacție, randamentul este , și ținând cont că pentru această reacție, , adică pentru cea mai simplă reacție, randamentul și gradul de conversie sunt una și aceeași cantitate. Dacă transformarea are loc cu o modificare a cantității de substanțe, de exemplu, atunci, în conformitate cu definiția, coeficientul stoichiometric trebuie inclus în expresia calculată. În conformitate cu prima definiție, cantitatea imaginară de produs obținută din întreaga cantitate inițială de reactiv va fi la jumătate mai mare pentru această reacție decât cantitatea inițială de reactiv, i.e. , iar formula de calcul . În conformitate cu cea de-a doua definiție, cantitatea de reactiv convertită efectiv în produsul țintă va fi de două ori mai mare decât cantitatea de acest produs formată, i.e. , apoi formula de calcul . Desigur, ambele expresii sunt aceleași. Pentru o reacție mai complexă, formulele de calcul sunt scrise exact în același mod conform definiției, dar în acest caz randamentul nu mai este egal cu gradul de conversie. De exemplu, pentru reacție . Dacă există mai mulți reactivi în reacție, randamentul poate fi calculat pentru fiecare dintre ei; dacă, în plus, există mai multe produse țintă, atunci randamentul poate fi calculat pentru orice produs țintă pentru orice reactiv. După cum se poate observa din structura formulei de calcul (numitorul conține o valoare constantă), dependența randamentului de timpul de reacție este determinată de dependența de timp a concentrației produsului țintă. Deci, de exemplu, pentru reacție această dependență arată ca în Fig.3. Fig.3

Gradul de conversie ca caracteristică cantitativă a echilibrului chimic. Cum va afecta creșterea presiunii totale și a temperaturii gradul de conversie a reactivului ... într-o reacție în fază gazoasă: ( dat fiind ecuația)? Spuneți rațiunea răspunsului și expresiile matematice corespunzătoare.