Reacții reversibile și ireversibile. Reacții chimice reversibile și ireversibile. Echilibrul chimic. Principiul lui Le Chatelier

Reacțiile chimice pot fi reversibile sau ireversibile.

acestea. dacă o reacție A + B = C + D este ireversibilă, aceasta înseamnă că reacția inversă C + D = A + B nu are loc.

adică, de exemplu, dacă o anumită reacție A + B = C + D este reversibilă, aceasta înseamnă că atât reacția A + B → C + D (directă), cât și reacția C + D → A + B (invers) au loc simultan ).

În esență, pentru că Apar atât reacțiile directe, cât și cele inverse; în cazul reacțiilor reversibile, atât substanțele din partea stângă a ecuației, cât și substanțele din partea dreaptă a ecuației pot fi numite reactivi (substanțe inițiale). Același lucru este valabil și pentru produse.

Pentru orice reacție reversibilă, este posibilă o situație când ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale. Această condiție se numește stare de echilibru.

La echilibru, concentrațiile atât ale tuturor reactanților, cât și ale tuturor produselor sunt constante. Concentrațiile de produse și reactanți la echilibru se numesc concentratii de echilibru.

Schimbarea echilibrului chimic sub influența diverșilor factori

Datorită influențelor externe asupra sistemului, cum ar fi schimbările de temperatură, presiune sau concentrație de substanțe sau produse inițiale, echilibrul sistemului poate fi perturbat. Cu toate acestea, după încetarea acestei influențe externe, sistemul va trece, după un timp, la o nouă stare de echilibru. O astfel de tranziție a unui sistem de la o stare de echilibru la o altă stare de echilibru se numește deplasarea (deplasarea) echilibrului chimic .

Pentru a putea determina cum se schimbă echilibrul chimic sub un anumit tip de influență, este convenabil să folosim principiul lui Le Chatelier:

Dacă se exercită orice influență externă asupra unui sistem aflat în stare de echilibru, atunci direcția deplasării echilibrului chimic va coincide cu direcția reacției care slăbește efectul influenței.

Influența temperaturii asupra stării de echilibru

Când temperatura se schimbă, echilibrul oricărei reacții chimice se schimbă. Acest lucru se datorează faptului că orice reacție are un efect termic. Mai mult, efectele termice ale reacțiilor directe și inverse sunt întotdeauna direct opuse. Acestea. dacă reacția directă este exotermă și are un efect termic egal cu +Q, atunci reacția inversă este întotdeauna endotermă și are un efect termic egal cu –Q.

Astfel, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, dacă creștem temperatura unui sistem care se află într-o stare de echilibru, atunci echilibrul se va deplasa către reacția în timpul căreia temperatura scade, i.e. spre o reacție endotermă. Și în mod similar, dacă coborâm temperatura sistemului în stare de echilibru, echilibrul se va deplasa spre reacție, în urma căreia temperatura va crește, adică. spre o reacție exotermă.

De exemplu, luați în considerare următoarea reacție reversibilă și indicați unde se va schimba echilibrul său pe măsură ce temperatura scade:

După cum se poate observa din ecuația de mai sus, reacția directă este exotermă, adică Ca urmare a apariției sale, căldura este eliberată. În consecință, reacția inversă va fi endotermă, adică are loc odată cu absorbția căldurii. În funcție de condiție, temperatura este redusă, prin urmare, echilibrul se va deplasa spre dreapta, adică. spre reacția directă.

Efectul concentrației asupra echilibrului chimic

O creștere a concentrației de reactivi în conformitate cu principiul lui Le Chatelier ar trebui să conducă la o schimbare a echilibrului către reacția ca urmare a căreia reactivii sunt consumați, de exemplu. spre reacția directă.

Și invers, dacă concentrația reactanților este redusă, atunci echilibrul se va deplasa către reacția în urma căreia se formează reactanții, adică. partea reacției inverse (←).

O modificare a concentrației produselor de reacție are, de asemenea, un efect similar. Dacă concentrația de produse este crescută, echilibrul se va deplasa către reacția în urma căreia produsele sunt consumate, adică. spre reacția inversă (←). Dacă, dimpotrivă, concentrația produselor este redusă, atunci echilibrul se va deplasa spre reacția directă (→), astfel încât concentrația produselor crește.

Efectul presiunii asupra echilibrului chimic

Spre deosebire de temperatură și concentrație, schimbările de presiune nu afectează starea de echilibru a fiecărei reacții. Pentru ca o modificare a presiunii să conducă la o schimbare a echilibrului chimic, sumele coeficienților pentru substanțele gazoase din stânga și din dreapta ecuației trebuie să fie diferite.

Acestea. din doua reactii:

o modificare a presiunii poate afecta starea de echilibru numai în cazul celei de-a doua reacţii. Deoarece suma coeficienților din fața formulelor substanțelor gazoase în cazul primei ecuații din stânga și din dreapta este aceeași (egal cu 2), iar în cazul celei de-a doua ecuații este diferită (4 pe stânga și 2 în dreapta).

De aici, în special, rezultă că, dacă nu există substanțe gazoase atât între reactanți, cât și printre produși, atunci o modificare a presiunii nu va afecta în niciun fel starea actuală de echilibru. De exemplu, presiunea nu va afecta starea de echilibru a reacției:

Dacă, în stânga și în dreapta, cantitatea de substanțe gazoase diferă, atunci o creștere a presiunii va duce la o deplasare a echilibrului către reacția în care volumul gazelor scade, iar o scădere a presiunii va duce la o schimbare a echilibru, în urma căruia volumul gazelor crește.

Efectul unui catalizator asupra echilibrului chimic

Deoarece un catalizator accelerează în mod egal atât reacțiile directe, cât și cele inverse, prezența sau absența acestuia nu are efect la o stare de echilibru.

Singurul lucru pe care un catalizator îl poate afecta este rata de tranziție a sistemului de la o stare de neechilibru la una de echilibru.

Impactul tuturor factorilor de mai sus asupra echilibrului chimic este rezumat mai jos într-o foaie de cheat, pe care o puteți privi inițial atunci când efectuați sarcini de echilibru. Cu toate acestea, nu va fi posibil să îl utilizați la examen, așa că, după ce ați analizat mai multe exemple cu ajutorul său, ar trebui să îl învățați și să exersați rezolvarea problemelor de echilibru fără să vă uitați la el:

Denumiri: T - temperatura, p - presiune, Cu – concentrare, – creştere, ↓ – scădere

Catalizator

T	T - echilibrul se deplasează spre reacția endotermă
	↓T - echilibrul se deplasează spre reacția exotermă
p	p - echilibrul se deplasează către reacția cu o sumă mai mică de coeficienți în fața substanțelor gazoase
	↓p - echilibrul se deplasează către reacția cu o sumă mai mare de coeficienți în fața substanțelor gazoase
c	c (reactiv) – echilibrul se deplasează spre reacția directă (la dreapta)
	↓c (reactiv) – echilibrul se deplasează spre reacția inversă (spre stânga)
	c (produs) – echilibrul se deplasează spre reacția inversă (la stânga)
	↓c (produs) – echilibrul se deplasează spre reacția directă (la dreapta)
Nu afecteaza echilibrul!!!

Reacții reversibile- reacţii chimice, în condiţii date, care au loc simultan în două sensuri opuse (înainte şi invers), substanţele iniţiale nu se transformă complet în produse. de exemplu: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Direcția reacțiilor reversibile depinde de concentrațiile substanțelor care participă la reacție. La terminarea reacției reversibile, adică la atingere echilibru chimic, sistemul conține atât materii prime, cât și produși de reacție.

O reacție reversibilă simplă (într-o etapă) constă în două reacții elementare care au loc simultan, care diferă una de cealaltă numai în direcția transformării chimice. Direcția reacției finale accesibile observației directe este determinată de care dintre aceste reacții reciproc inverse are o viteză mai mare. De exemplu, o reacție simplă

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2

constă din reacții elementare

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 și 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

Pentru reversibilitatea unei reacții complexe (în mai multe etape), este necesar ca toate etapele ei constitutive să fie reversibile.

Pentru reacții reversibile Ecuația se scrie de obicei după cum urmează: A + B AB.

Două săgeți îndreptate în sens opus indică faptul că, în aceleași condiții, atât reacțiile înainte, cât și cele invers au loc simultan

Ireversibil Acestea sunt procese chimice ale căror produse nu sunt capabile să reacționeze între ele pentru a forma substanțele inițiale. din punctul de vedere Termodinamică - lucrurile inițiale sunt complet transformate în produse. Exemple de reacții ireversibile includ descompunerea sării berthollet la încălzirea 2КlО3 > 2Кl + 3О2,

Reacțiile ireversibile sunt acele reacții care apar:

1) produșii rezultați părăsesc sfera de reacție - precipită și sunt eliberați sub formă de gaz, de exemplu BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) se formează un compus ușor disociat, de exemplu apă: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

3) reacția este însoțită de o eliberare mare de energie, de exemplu arderea magneziului

Mg + 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol

Echilibrul chimic este o stare a unui sistem de reacție în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale.

Concentrația de echilibru a substanțelor sunt concentrațiile de substanțe dintr-un amestec de reacție care se află într-o stare de echilibru chimic. Concentrația de echilibru este indicată prin formula chimică a substanței cuprinsă între paranteze drepte.

De exemplu, următoarea intrare indică faptul că concentrația de echilibru a hidrogenului în sistemul de echilibru este de 1 mol/L.

Echilibru chimic diferă de conceptul familiar de „echilibru”. Echilibrul chimic este dinamic. Într-un sistem aflat în stare de echilibru chimic, au loc atât reacții directe, cât și reacții inverse, dar ratele lor sunt egale și, prin urmare, concentrațiile substanțelor implicate nu se modifică. Echilibrul chimic este caracterizat printr-o constantă de echilibru egală cu raportul constantelor de viteză ale reacțiilor directe și inverse.

Constantele de viteză ale reacțiilor directe și inverse sunt vitezele unei reacții date la concentrații ale substanțelor inițiale pentru fiecare dintre ele în unități egale. De asemenea, constanta de echilibru este egală cu raportul dintre concentrațiile de echilibru ale produselor reacției directe în puteri ale coeficienților stoichiometrici și produsul concentrațiilor de echilibru ale reactanților.

Н2+I2 = 2НI

Dacă , atunci există mai multe materii prime în sistem. Dacă , atunci există mai mulți produse de reacție în sistem. Dacă constanta de echilibru este semnificativ mai mare decât 1, reacția se numește ireversibilă.

Poziția echilibrului chimic depinde de următorii parametri de reacție: temperatura, presiunea și concentrația substanțelor. Influența pe care acești factori o au asupra unei reacții chimice este supusă unui model care a fost în general afirmat în 1884 de chimistul fizician francez Le Chatelier și confirmat în același an de chimistul fizico olandez Van't Hoff. Formularea modernă a principiului lui Le Chatelier este următoarea : dacă sistemul se află într-o stare de echilibru, atunci orice impact care se exprimă într-o modificare a unuia dintre factorii care determină echilibrul provoacă o modificare a acestuia care tinde să slăbească acest impact.

În principiul lui Le Chatelier, vorbim despre o schimbare a stării de echilibru chimic dinamic; acest principiu mai este numit și principiul echilibrului în mișcare, sau principiul echilibrului în mișcare.

Să luăm în considerare utilizarea acestui principiu pentru diferite cazuri:

Efectul temperaturii. Când temperatura se modifică, deplasarea echilibrului chimic este determinată de semnul efectului termic al reacției chimice. În cazul unei reacții endoterme, adică o reacție care are loc cu absorbția căldurii, o creștere a temperaturii favorizează apariția acesteia, deoarece temperatura scade în timpul reacției. Ca urmare, echilibrul se deplasează spre dreapta, concentrațiile produselor cresc, iar randamentul acestora crește. Dacă temperatura scade, atunci se observă imaginea opusă: echilibrul se deplasează spre stânga (spre reacția inversă, care are loc odată cu degajarea de căldură), concentrația și randamentul produselor scad.

Pentru o reacție exotermă, dimpotrivă, o creștere a temperaturii duce la o deplasare a echilibrului la stânga, iar o scădere a temperaturii duce la o deplasare a echilibrului spre dreapta.

Modificările concentrației de produse și reactivi se datorează faptului că atunci când temperatura se schimbă, constanta de echilibru a reacției se modifică. O creștere a constantei de echilibru duce la o creștere a randamentului produselor, o scădere duce la o scădere.

De exemplu, o creștere a temperaturii în cazul unui proces endotermic de descompunere a carbonatului de calciu CaCO 3 (t) Û CaO (t)+ CO 2 (g) − Q determină o deplasare a echilibrului spre dreapta, iar în cazul unei reacții exoterme de descompunere a monoxidului de azot în substanțe simple
2NO Û N 2 + O 2 +Q O creștere a temperaturii deplasează echilibrul spre stânga, adică favorizează formarea NO.

Efectul presiunii. Presiunea are un efect vizibil asupra stării de echilibru chimic numai în cazurile în care cel puțin unul dintre participanții la reacția chimică este un gaz. O creștere a presiunii în astfel de sisteme este însoțită de o scădere a volumului și o creștere a concentrației tuturor participanților gazoși la reacție.

Dacă în timpul unei reacții directe cantitatea de substanțe gazoase crește, atunci creșterea presiunii duce la o deplasare a echilibrului spre stânga (cantitatea de gaze scade în timpul reacției inverse). Dacă în timpul unei reacții cantitatea de substanțe gazoase scade, pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se deplasează spre dreapta. Dacă cantitățile de reactanți gazoși și produși sunt egale, o modificare a presiunii nu duce la o schimbare a echilibrului chimic.

Trebuie remarcat faptul că schimbările de presiune nu afectează constanta de echilibru.

Efectul concentrării. Conform principiului lui Le Chatelier, o creștere a concentrației unuia dintre participanții la reacție ar trebui să conducă la consumul acestuia. Astfel, dacă se adaugă un reactiv în sistem la V = const, echilibrul se va deplasa la dreapta, iar dacă produsul de reacție - la stânga. Scoaterea unei substanțe din sistem (scăderea concentrației acesteia) are efectul opus.

Toate cele de mai sus se aplică atât soluțiilor lichide, cât și gazoase (amestecuri de gaze)

Foarte des, reacțiile chimice au loc în așa fel încât reactanții primari sunt complet transformați în produși de reacție. De exemplu, dacă puneți o granulă de zinc în acid clorhidric, atunci cu o anumită cantitate (suficientă) de acid reacția va continua până când zincul este complet dizolvat conform ecuației: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.

Dacă efectuați această reacție în direcția opusă, cu alte cuvinte, treceți hidrogenul printr-o soluție de clorură de zinc, atunci se formează zinc metalic - această reacție nu poate avea loc în direcția opusă, deci este ireversibilă.

O reacție chimică, în urma căreia substanțele primare sunt aproape complet transformate în produse finite, se numește ireversibilă.

Astfel de reacții includ atât reacții eterogene, cât și omogene. De exemplu, reacțiile de combustie ale substanțelor simple - metan CH4, disulfură de carbon CS2. După cum știm deja, reacțiile de ardere sunt reacții exoterme. În cele mai multe cazuri, reacțiile exoterme includ reacții compuse, de exemplu, reacția de stingere a calcarului: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (căldura este eliberată).

Ar fi logic să presupunem că reacțiile endoterme includ reacții inverse, de exemplu. reacție de descompunere. De exemplu, reacția de ardere a calcarului: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (se absoarbe căldură).

Trebuie amintit că numărul de reacții ireversibile nu este atât de mare.

Reacțiile omogene (între soluțiile de substanțe) sunt ireversibile dacă apar cu formarea unui produs insolubil, gazos sau a apei. Această regulă se numește „regula lui Berthollet”. Să facem un experiment. Să luăm trei eprubete și să turnăm în ele 2 ml de soluție de acid clorhidric. Adăugați 1 ml de soluție alcalină de zmeură de culoare fenolftaleină în primul vas; acesta își va pierde culoarea ca urmare a reacției: HCl + NaOH = NaCl + H2O.

Adăugați 1 ml de soluție de carbonat de sodiu în a doua eprubetă - vom vedea o reacție violentă de fierbere, care este cauzată de eliberarea de dioxid de carbon: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.

Să adăugăm câteva picături de azotat de argint în a treia eprubetă și să vedem cum s-a format în ea un precipitat albicios de clorură de argint: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.

Majoritatea reacțiilor sunt reversibile. Nu există foarte multe reacții ireversibile.

Reacțiile chimice care pot avea loc simultan în două direcții opuse - înainte și invers - se numesc reversibile.

Să turnăm 3 ml de apă într-o eprubetă și să adăugăm câteva bucăți de turnesol, apoi să începem să trecem prin el folosind un tub de ieșire a gazului dioxidul de carbon care iese dintr-un alt vas, care se formează datorită interacțiunii marmurei și clorhidric. acid. După ceva timp, vom vedea turnesolul violet devenind roșu, acest lucru indică prezența acidului. Am obținut acid carbonic fragil, care s-a format prin combinarea dioxidului de carbon și a apei: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.

Să lăsăm această soluție în trepied. După ceva timp, vom observa că soluția a devenit din nou violet. Acidul s-a descompus în componentele sale originale: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.

Acest proces va avea loc mult mai repede dacă încălzim soluția de acid carbonic. Astfel, am descoperit că reacția de producere a acidului carbonic poate avea loc atât în ​​direcția înainte, cât și în sens invers, ceea ce înseamnă că este reversibilă. Reversibilitatea unei reacții este indicată în scris prin două săgeți îndreptate invers: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

Dintre reacțiile reversibile care stau la baza producerii unor produse chimice importante, dăm ca exemplu reacția de sinteză a oxidului de sulf (VI) din oxidul de sulf (IV) și oxigen: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.

site-ul web, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursă.

Reacții chimice reversibile și ireversibile. Echilibrul chimic. Schimbarea echilibrului sub influența diverșilor factori

Echilibru chimic

Reacțiile chimice care au loc într-o singură direcție se numesc ireversibil.

Majoritatea proceselor chimice sunt reversibil. Aceasta înseamnă că în aceleași condiții apar atât reacții înainte cât și invers (mai ales dacă vorbim de sisteme închise).

De exemplu:

a) reacție

$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$

într-un sistem deschis este ireversibilă;

b) aceeași reacție

$CaCO_3⇄CaO+CO_2$

într-un sistem închis este reversibil.

Să luăm în considerare mai detaliat procesele care au loc în timpul reacțiilor reversibile, de exemplu, pentru o reacție condiționată:

Pe baza legii acțiunii în masă, viteza reacției directe

$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$

Deoarece concentrațiile de substanțe $A$ și $B$ scad în timp, scade și viteza reacției directe.

Apariția produselor de reacție înseamnă posibilitatea unei reacții inverse, iar în timp concentrațiile de substanțe $C$ și $D$ cresc, ceea ce înseamnă că crește și viteza reacției inverse:

$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$

Mai devreme sau mai târziu se va ajunge la o stare în care ratele reacțiilor directe și inverse devin egale

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

Starea sistemului în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse se numește echilibru chimic.

În acest caz, concentrațiile de reactanți și produși de reacție rămân neschimbate. Ei sunt numiti, cunoscuti concentratii de echilibru. La nivel macro, se pare că în general nimic nu se schimbă. Dar, de fapt, atât procesele înainte, cât și cele invers continuă să aibă loc, dar cu aceeași viteză. Prin urmare, un astfel de echilibru în sistem se numește mobilȘi dinamic.

Constanta de echilibru

Să notăm concentrațiile de echilibru ale substanțelor ca $[A], [B], [C], [D]$.

Atunci, deoarece $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, de unde

$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(egal) $

unde $γ, δ, α, β$ sunt exponenți egali cu coeficienții din reacția reversibilă; $K_(egal)$ este constanta de echilibru chimic.

Expresia rezultată descrie cantitativ starea de echilibru și este o expresie matematică a legii acțiunii masei pentru sistemele de echilibru.

La o temperatură constantă, constanta de echilibru este o valoare constantă pentru o reacție reversibilă dată. Se arată relația dintre concentrațiile produselor de reacție (numărător) și substanțele inițiale (numitor), care se stabilește la echilibru.

Constantele de echilibru sunt calculate din datele experimentale, determinând concentrațiile de echilibru ale substanțelor inițiale și ale produselor de reacție la o anumită temperatură.

Valoarea constantei de echilibru caracterizează randamentul produselor de reacție și caracterul complet al progresului acesteia. Dacă obținem $K_(egal) >> 1$, aceasta înseamnă că la echilibru $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, adică concentrațiile produselor de reacție prevalează asupra concentrațiilor substanțelor inițiale, iar randamentul produselor de reacție este mare.

La $K_(egal)

$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$

constanta de echilibru

$K_(egal)=(·)/(·)$

la $20°С$ valoarea este de $0,28$ (adică mai puțin de $1$). Aceasta înseamnă că o parte semnificativă a esterului nu a fost hidrolizată.

În cazul reacțiilor eterogene, expresia constantei de echilibru include concentrațiile numai acelor substanțe care se află în fază gazoasă sau lichidă. De exemplu, pentru reacție

constanta de echilibru se exprimă astfel:

$K_(egal)=(^2)/()$

Valoarea constantei de echilibru depinde de natura reactanților și de temperatură.

Constanta nu depinde de prezența unui catalizator, deoarece modifică energia de activare a reacțiilor directe și inverse cu aceeași cantitate. Catalizatorul poate accelera doar declanșarea echilibrului fără a afecta valoarea constantei de echilibru.

Schimbarea echilibrului sub influența diverșilor factori

Starea de echilibru se menține la nesfârșit în condiții externe constante: temperatură, concentrație de substanțe inițiale, presiune (dacă gazele participă la reacție sau se formează).

Prin modificarea acestor condiții, este posibil să se transfere sistemul de la o stare de echilibru la alta care îndeplinește noile condiții. Această tranziție se numește deplasare sau schimbare în echilibru.

Să luăm în considerare diferite moduri de a schimba echilibrul folosind exemplul reacției dintre azot și hidrogen pentru a forma amoniac:

$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$

$K_(egal)=(^2)/(·^3)$

Efectul modificării concentrației de substanțe

Când în amestecul de reacție se adaugă azot $N_2$ și hidrogen $H_2$, concentrația acestor gaze crește, ceea ce înseamnă că viteza reacției directe crește. Echilibrul se deplasează spre dreapta, spre produsul de reacție, adică. spre amoniac $NH_3$.

Aceeași concluzie poate fi trasă analizând expresia constantei de echilibru. Pe măsură ce concentrația de azot și hidrogen crește, numitorul crește și, deoarece $K_(egal)$ este o valoare constantă, numărătorul trebuie să crească. Astfel, cantitatea de produs de reacție $NH_3$ din amestecul de reacție va crește.

O crestere a concentratiei produsului de reactie amoniac $NH_3$ va duce la o deplasare a echilibrului spre stanga, spre formarea substantelor de start. Această concluzie poate fi trasă pe baza unor raționamente similare.

Efectul schimbării presiunii

O modificare a presiunii afectează numai acele sisteme în care cel puțin una dintre substanțe este în stare gazoasă. Pe măsură ce presiunea crește, volumul gazelor scade, ceea ce înseamnă că concentrația lor crește.

Să presupunem că presiunea într-un sistem închis este crescută, de exemplu, de $2$ ori. Aceasta înseamnă că concentrațiile tuturor substanțelor gazoase ($N_2, H_2, NH_3$) în reacția pe care o luăm în considerare vor crește de $2$ ori. În acest caz, numărătorul din expresia pentru $K_(egal)$ va crește de 4 ori, iar numitorul de $16$ ori, i.e. echilibrul va fi perturbat. Pentru a-l reface, concentrația de amoniac trebuie să crească, iar concentrațiile de azot și hidrogen trebuie să scadă. Echilibrul se va deplasa spre dreapta. O modificare a presiunii nu are practic niciun efect asupra volumului lichidelor și solidelor, de exemplu. nu le modifică concentrarea. În consecință, starea de echilibru chimic a reacțiilor care nu implică gaze nu depinde de presiune.

Efectul schimbării temperaturii

Pe măsură ce temperatura crește, după cum știți, viteza tuturor reacțiilor (exo- și endoterme) crește. Mai mult, o creștere a temperaturii are un efect mai mare asupra vitezei acelor reacții care au o energie de activare ridicată și, prin urmare, sunt endoterme.

Astfel, viteza reacției inverse (endotermă în exemplul nostru) crește mai mult decât viteza reacției directe. Echilibrul se va deplasa către procesul însoțit de absorbția de energie.

Direcția deplasării echilibrului poate fi prezisă folosind principiul lui Le Chatelier (1884):

Dacă asupra unui sistem aflat în echilibru se exercită o influență externă (modificări de concentrație, presiune, temperatură), atunci echilibrul se deplasează în partea care slăbește această influență.

Să tragem concluziile:

• odată cu creșterea concentrației de reactanți, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre formarea produșilor de reacție;
• odată cu creșterea concentrației produșilor de reacție, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre formarea substanțelor inițiale;
• odata cu cresterea presiunii, echilibrul chimic al sistemului se deplaseaza catre reactia in care volumul de substante gazoase formate este mai mic;
• odată cu creșterea temperaturii, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre reacția endotermă;
• cu scăderea temperaturii – spre un proces exotermic.

Principiul lui Le Chatelier este aplicabil nu numai reacțiilor chimice, ci și multor alte procese: evaporare, condensare, topire, cristalizare etc. În producerea celor mai importante produse chimice, principiul lui Le Chatelier și calculele care decurg din legea acțiunii în masă fac posibilă găsirea unor astfel de condiții pentru efectuarea proceselor chimice care asigură randamentul maxim al substanței dorite.

>> Chimie: Reacții reversibile și ireversibile

CO2+ H2O = H2CO3

Lăsați soluția acidă rezultată să stea pe un suport. După ceva timp, vom vedea că soluția a devenit din nou violet, deoarece acidul s-a descompus în substanțele sale originale.

Acest proces poate fi efectuat mult mai rapid dacă soluția este o treime din acid carbonic. În consecință, reacția de producere a acidului carbonic are loc atât în ​​direcția înainte, cât și în sens invers, adică este reversibilă. Reversibilitatea unei reacții este indicată de două săgeți îndreptate invers:

Dintre reacțiile reversibile care stau la baza producerii celor mai importante produse chimice, să menționăm ca exemplu reacția de sinteză (compus) a oxidului de sulf (VI) din oxid de sulf (IV) și oxigen.

1. Reacții reversibile și ireversibile.

2. Regula lui Berthollet.

Notați ecuațiile pentru reacțiile de ardere discutate în textul paragrafului, observând că în urma acestor reacții se formează oxizi ai elementelor din care sunt construite substanțele originale.

Oferiți o descriere a ultimelor trei reacții efectuate la sfârșitul paragrafului conform planului: a) natura și numărul de reactivi și produse; b) starea de agregare; c) direcţia: d) prezenţa unui catalizator; e) degajarea sau absorbția de căldură

Ce inexactitate a fost făcută în scrierea ecuației pentru reacția de ardere a calcarului propusă în textul paragrafului?

Cât de adevărat este să spunem că reacțiile compuse vor fi, în general, reacții exoterme? Justificați-vă punctul de vedere folosind faptele prezentate în textul manualului.

Conținutul lecției notele de lecție sprijinirea metodelor de accelerare a prezentării lecției cadru tehnologii interactive Practică sarcini și exerciții ateliere de autotestare, instruiri, cazuri, întrebări teme pentru acasă întrebări de discuție întrebări retorice de la elevi Ilustrații audio, clipuri video și multimedia fotografii, imagini, grafice, tabele, diagrame, umor, anecdote, glume, benzi desenate, pilde, proverbe, cuvinte încrucișate, citate Suplimente rezumate articole trucuri pentru pătuțurile curioși manuale dicționar de bază și suplimentar de termeni altele Îmbunătățirea manualelor și lecțiilorcorectarea erorilor din manual actualizarea unui fragment dintr-un manual, elemente de inovație în lecție, înlocuirea cunoștințelor învechite cu altele noi Doar pentru profesori lecții perfecte plan calendaristic pentru anul; recomandări metodologice; programe de discuții Lecții integrate