Studierea parametrilor unui sistem, inclusiv a materiilor prime și a produselor de reacție, face posibilă aflarea factorilor care modifică echilibrul chimic și conduc la modificările dorite. Tehnologiile industriale se bazează pe concluziile lui Le Chatelier, Brown și alți oameni de știință despre metodele de desfășurare a reacțiilor reversibile, care fac posibilă realizarea unor procese care anterior păreau imposibile și obținerea de beneficii economice.

Varietate de procese chimice

Pe baza caracteristicilor efectului termic, multe reacții sunt clasificate ca exo- sau endoterme. Primele vin cu formarea căldurii, de exemplu, oxidarea carbonului, hidratarea acidului sulfuric concentrat. Al doilea tip de schimbare este asociat cu absorbția energiei termice. Exemple de reacții endoterme: descompunerea carbonatului de calciu cu formarea de var stins și dioxid de carbon, formarea de hidrogen și carbon în timpul descompunerii termice a metanului. În ecuațiile proceselor exo- și endoterme, este necesar să se indice efectul termic. Redistribuirea electronilor între atomii substanţelor care reacţionează are loc în reacţiile redox. Patru tipuri de procese chimice se disting în funcție de caracteristicile reactivilor și produselor:

Pentru a caracteriza procesele, este importantă caracterul complet al interacțiunii compușilor care reacţionează. Această caracteristică stă la baza împărțirii reacțiilor în reversibile și ireversibile.

Reversibilitatea reacțiilor

Procesele reversibile constituie majoritatea fenomenelor chimice. Formarea produșilor finali din reactanți este o reacție directă. În cazul invers, substanțele inițiale sunt obținute din produșii descompunerii sau sintezei lor. În amestecul de reacție, apare un echilibru chimic în care se obține același număr de compuși cu cât se descompun moleculele originale. În procesele reversibile, în locul semnului „=” dintre reactanți și produse, sunt folosite simbolurile „↔” sau „⇌”. Săgețile pot fi inegale ca lungime, ceea ce se datorează dominanței uneia dintre reacții. În ecuațiile chimice, puteți indica caracteristicile agregate ale substanțelor (g - gaze, g - lichide, t - solide). Metodele bazate științific de influențare a proceselor reversibile sunt de mare importanță practică. Astfel, producția de amoniac a devenit profitabilă după crearea condițiilor care au deplasat echilibrul către formarea produsului țintă: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Fenomenele ireversibile duc la apariția unui compus insolubil sau ușor solubil și la formarea unui gaz care părăsește sfera de reacție. Astfel de procese includ schimbul de ioni și descompunerea substanțelor.

Echilibrul chimic și condițiile de deplasare a acestuia

Caracteristicile proceselor directe și inverse sunt influențate de mai mulți factori. Una dintre ele este timpul. Concentrația substanței luate pentru reacție scade treptat, iar compusul final crește. Reacția înainte este din ce în ce mai lentă, în timp ce procesul invers câștigă viteză. La un anumit interval, două procese opuse au loc sincron. Interacțiunile dintre substanțe apar, dar concentrațiile nu se modifică. Motivul este echilibrul chimic dinamic stabilit în sistem. Conservarea sau modificarea acestuia depinde de:

• conditii de temperatura;
• concentrații de compuși;
• presiune (pentru gaze).

Schimbarea echilibrului chimic

În 1884, remarcabilul om de știință din Franța A.L. Le Chatelier a propus o descriere a modalităților de a elimina un sistem dintr-o stare de echilibru dinamic. Metoda se bazează pe principiul nivelării efectelor factorilor externi. Le Chatelier a observat că în amestecul de reacție apar procese care compensează influența forțelor străine. Principiul formulat de cercetătorul francez afirmă că o modificare a condiţiilor într-o stare de echilibru favorizează apariţia unei reacţii care slăbeşte influenţele externe. Schimbarea de echilibru respectă această regulă; se observă atunci când compoziția, condițiile de temperatură și presiunea se modifică. Tehnologiile bazate pe descoperirile oamenilor de știință sunt folosite în industrie. Multe procese chimice care au fost considerate practic imposibile sunt efectuate folosind metode de schimbare a echilibrului.

Efectul concentrării

O schimbare a echilibrului are loc dacă anumite componente sunt îndepărtate din zona de interacțiune sau sunt introduse porțiuni suplimentare de substanță. Îndepărtarea produselor din amestecul de reacție determină de obicei o creștere a vitezei de formare a acestora; adăugarea de substanțe, dimpotrivă, duce la descompunerea lor preferențială. În procesul de esterificare, acidul sulfuric este utilizat pentru deshidratare. Când este introdus în sfera de reacție, randamentul de acetat de metil crește: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOCH 3 + H 2 O. Dacă se adaugă oxigen care interacționează cu dioxidul de sulf, echilibrul chimic se deplasează spre direct reacția de formare a trioxidului de sulf. Oxigenul se leagă de moleculele de SO 3, concentrația acestuia scade, ceea ce este în concordanță cu regula lui Le Chatelier pentru procesele reversibile.

Schimbarea temperaturii

Procesele care implică absorbția sau eliberarea căldurii sunt endoterme și exoterme. Pentru a schimba echilibrul, se folosește încălzirea sau îndepărtarea căldurii din amestecul de reacție. O creștere a temperaturii este însoțită de o creștere a ratei fenomenelor endotermice, în care este absorbită energie suplimentară. Răcirea conduce la avantajul proceselor exoterme care apar odată cu degajarea de căldură. Când dioxidul de carbon interacționează cu cărbunele, încălzirea este însoțită de o creștere a concentrației de monoxid, iar răcirea duce la formarea predominantă de funingine: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Efectul presiunii

Modificările de presiune sunt un factor important pentru reacția amestecurilor care implică compuși gazoși. De asemenea, ar trebui să acordați atenție diferențelor de volume ale substanțelor inițiale și rezultate. O scădere a presiunii duce la o apariție preferențială a fenomenelor în care volumul total al tuturor componentelor crește. O creștere a presiunii direcționează procesul spre o scădere a volumului întregului sistem. Acest model se observă în reacția de formare a amoniacului: 0,5N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). O modificare a presiunii nu va afecta echilibrul chimic în acele reacții care au loc la un volum constant.

Condiții optime pentru procesul chimic

Crearea condițiilor pentru o schimbare a echilibrului determină în mare măsură dezvoltarea tehnologiilor chimice moderne. Utilizarea practică a teoriei științifice contribuie la obținerea unor rezultate optime de producție. Cel mai frapant exemplu este producerea de amoniac: 0,5N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). O creștere a conținutului de molecule de N 2 și H 2 în sistem este favorabilă pentru sinteza substanțelor complexe din cele simple. Reacția este însoțită de eliberarea de căldură, astfel încât o scădere a temperaturii va determina o creștere a concentrației de NH3. Volumul componentelor inițiale este mai mare decât produsul țintă. O creștere a presiunii va asigura o creștere a randamentului de NH3.

În condiții de producție, este selectat raportul optim al tuturor parametrilor (temperatură, concentrație, presiune). În plus, zona de contact dintre reactivi este de mare importanță. În sistemele solide eterogene, o creștere a suprafeței duce la o creștere a vitezei de reacție. Catalizatorii cresc rata reacțiilor directe și inverse. Utilizarea substanțelor cu astfel de proprietăți nu duce la o schimbare a echilibrului chimic, ci accelerează debutul acestuia.

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!!!

Reversibilitatea substanțelor chimice. reactii. Echilibrul chimic și condițiile de deplasare a acestuia, aplicare practică.

Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în reversibile și ireversibile.

Reacțiile reversibile nu au loc complet: Într-o reacție reversibilă, niciunul dintre reactanți nu este consumat complet. O reacție reversibilă poate apărea atât în ​​direcția înainte, cât și în sens invers. Reacțiile chimice reversibile se scriu sub forma unei ecuații chimice cu semnul de reversibilitate: .

Se numește o reacție care merge de la stânga la dreapta Drept reacție și de la dreapta la stânga - verso .

Majoritatea reacțiilor chimice sunt reversibile. De exemplu, o reacție reversibilă este interacțiunea hidrogenului cu vaporii de iod:

Inițial, când materiile prime sunt amestecate, viteza reacției directe este mare, iar viteza reacției inverse este zero. Pe măsură ce reacția continuă, substanțele inițiale sunt consumate și concentrațiile lor scad. Ca urmare, viteza reacției directe scade. În același timp, apar produse de reacție și concentrația lor crește. Prin urmare, începe să aibă loc o reacție inversă, iar viteza acesteia crește treptat. Când ratele reacțiilor directe și inverse devin egale, echilibru chimic.

Starea de echilibru chimic este influenţată de: 1) concentraţia substanţelor

2) temperatura

3) presiunea

Atunci când unul dintre acești parametri se modifică, echilibrul chimic este perturbat și concentrațiile tuturor substanțelor care reacţionează se vor schimba până la stabilirea unui nou echilibru. O astfel de tranziție a unui sistem de la o stare la alta se numește deplasare. Direcția de deplasare a echilibrului chimic este determinată de principiu

Le Chatelier: " Dacă se exercită vreo influență asupra unui sistem care se află în echilibru chimic, atunci, ca urmare a proceselor care au loc în acesta, echilibrul se va deplasa într-o astfel de direcție încât efectul va scădea.”. De exemplu, atunci când una dintre substanțele care participă la reacție este introdusă în sistem, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe. Pe măsură ce presiunea crește, aceasta se deplasează astfel încât presiunea din sistem scade. Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează către reacția endotermă, temperatura din sistem scade.

Reacțiile ireversibile sunt cele care merg până la finalizare. – până când unul dintre reactanți este consumat complet. Condiții de ireversibilitate a reacțiilor chimice:

	|	următoarea prelegere =>
Tipuri de legături chimice: ionice, metalice, covalente (polare, nepolare), hidrogen.	|

9. Viteza de reacție chimică. Echilibru chimic

9.2. Echilibrul chimic și deplasarea acestuia

Majoritatea reacțiilor chimice sunt reversibile, adică. curge simultan atât în ​​direcția de formare a produselor cât și în direcția de descompunere a acestora (de la stânga la dreapta și de la dreapta la stânga).

Exemple de ecuații de reacție pentru procese reversibile:

N 2 + 3H 2 ⇄ t °, p, cat 2NH 3

2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , cat 2SO 3

H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI

Reacțiile reversibile sunt caracterizate printr-o stare specială numită stare de echilibru chimic.

Echilibru chimic- aceasta este o stare a sistemului în care ratele reacțiilor directe și inverse devin egale. La trecerea către echilibrul chimic, viteza reacției directe și concentrația reactanților scad, în timp ce reacția inversă și concentrația produselor cresc.

Într-o stare de echilibru chimic, se formează atât de mult produs pe unitatea de timp cât se descompune. Ca urmare, concentrațiile de substanțe aflate în stare de echilibru chimic nu se modifică în timp. Totuși, aceasta nu înseamnă deloc că concentrațiile de echilibru sau masele (volumele) tuturor substanțelor sunt în mod necesar egale între ele (vezi Fig. 9.8 și 9.9). Echilibrul chimic este un echilibru dinamic (mobil) care poate răspunde la influențe externe.

Tranziția unui sistem de echilibru de la o stare de echilibru la alta se numește deplasare sau schimbare în echilibru. În practică, se vorbește despre o deplasare a echilibrului către produșii de reacție (la dreapta) sau către substanțele inițiale (la stânga); o reacție înainte este una care are loc de la stânga la dreapta, iar o reacție inversă are loc de la dreapta la stânga. Starea de echilibru este indicată prin două săgeți îndreptate invers: ⇄.

Principiul echilibrului schimbător a fost formulat de omul de știință francez Le Chatelier (1884): o influență externă asupra unui sistem care este în echilibru duce la o schimbare a acestui echilibru într-o direcție care slăbește efectul influenței externe.

Să formulăm regulile de bază pentru schimbarea echilibrului.

Efectul concentrării: când concentrația unei substanțe crește, echilibrul se deplasează spre consumul acesteia, iar când scade, spre formarea ei.

De exemplu, cu o creștere a concentrației de H 2 într-o reacție reversibilă

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g)

viteza reacției înainte, în funcție de concentrația de hidrogen, va crește. Ca urmare, echilibrul se va deplasa spre dreapta. Pe măsură ce concentrația de H2 scade, viteza reacției directe va scădea, ca urmare, echilibrul procesului se va deplasa spre stânga.

Efectul temperaturii: Când temperatura crește, echilibrul se deplasează spre reacția endotermă, iar când temperatura scade, se deplasează către reacția exotermă.

Este important de reținut că odată cu creșterea temperaturii, viteza atât a reacțiilor exo- și endoterme crește, dar reacția endotermă crește de mai multe ori, pentru care E a este întotdeauna mai mare. Pe măsură ce temperatura scade, viteza ambelor reacții scade, dar din nou de un număr mai mare de ori - endotermic. Este convenabil să ilustrați acest lucru cu o diagramă în care valoarea vitezei este proporțională cu lungimea săgeților, iar echilibrul se deplasează în direcția săgeții mai lungi.

Efectul presiunii: O modificare a presiunii afectează starea de echilibru numai atunci când gazele sunt implicate în reacție și chiar și atunci când substanța gazoasă se află doar pe o parte a ecuației chimice. Exemple de ecuații de reacție:

• presiunea afectează schimbarea echilibrului:

3H2 (g) + N2 (g) ⇄ 2NH3 (g),

CaO (tv) + CO2 (g) ⇄ CaCO3 (tv);

• presiunea nu afectează deplasarea echilibrului:

Cu (sv) + S (sv) = CuS (sv),

NaOH (soluție) + HCI (soluție) = NaCl (soluție) + H2O (l).

Când presiunea scade, echilibrul se deplasează spre formarea unei cantități chimice mai mari de substanțe gazoase, iar când crește, echilibrul se deplasează către formarea unei cantități chimice mai mici de substanțe gazoase. Dacă cantitățile chimice de gaze din ambele părți ale ecuației sunt aceleași, atunci presiunea nu afectează starea de echilibru chimic:

H2 (g) + CI2 (g) = 2HCI (g).

Acest lucru este ușor de înțeles, având în vedere că efectul unei modificări de presiune este similar cu efectul unei modificări de concentrație: cu o creștere a presiunii de n ori, concentrația tuturor substanțelor aflate în echilibru crește cu aceeași cantitate (și invers. ).

Efectul volumului sistemului de reacție: o modificare a volumului sistemului de reacție este asociată cu o modificare a presiunii și afectează doar starea de echilibru a reacțiilor care implică substanțe gazoase. O scădere a volumului înseamnă o creștere a presiunii și deplasează echilibrul către formarea mai puține gaze chimice. O creștere a volumului sistemului duce la o scădere a presiunii și la o schimbare a echilibrului către formarea unei cantități chimice mai mari de substanțe gazoase.

Introducerea unui catalizator într-un sistem de echilibru sau o modificare a naturii acestuia nu schimbă echilibrul (nu crește randamentul produsului), deoarece catalizatorul accelerează atât reacțiile directe, cât și cele inverse în aceeași măsură. Acest lucru se datorează faptului că catalizatorul reduce în mod egal energia de activare a proceselor înainte și inversă. Atunci de ce folosesc un catalizator în procesele reversibile? Cert este că utilizarea unui catalizator în procesele reversibile favorizează instalarea rapidă a echilibrului, iar acest lucru crește eficiența producției industriale.

Exemple specifice de influență a diverșilor factori asupra deplasării echilibrului sunt date în tabel. 9.1 pentru reacția de sinteză a amoniacului care are loc odată cu degajarea de căldură. Cu alte cuvinte, reacția directă este exotermă, iar reacția inversă este endotermă.

Tabelul 9.1

Influența diferiților factori asupra deplasării echilibrului reacției de sinteză a amoniacului

Factorul care influențează sistemul de echilibru	Direcția de deplasare a reacției de echilibru 3 H 2 + N 2 ⇄ t, p, cat 2 NH 3 + Q
Creșterea concentrației de hidrogen, s (H 2)	Echilibrul se deplasează la dreapta, sistemul răspunde prin scăderea c (H 2)
Scăderea concentrației de amoniac, s (NH 3)↓	Echilibrul se deplasează spre dreapta, sistemul răspunde cu o creștere a c (NH 3)
Creșterea concentrației de amoniac, s (NH 3)	Echilibrul se deplasează spre stânga, sistemul răspunde prin scăderea c (NH 3)
Scăderea concentrației de azot, s (N 2)↓	Echilibrul se deplasează spre stânga, sistemul răspunde prin creșterea c (N 2)
Compresie (scăderea volumului, creșterea presiunii)	Echilibrul se deplasează spre dreapta, spre o scădere a volumului gazelor
Expansiune (creștere în volum, scădere a presiunii)	Echilibrul se deplasează spre stânga, spre creșterea volumului de gaz
Presiune crescută	Echilibrul se deplasează spre dreapta, spre un volum mai mic de gaz
Scăderea presiunii	Echilibrul se deplasează spre stânga, spre un volum mai mare de gaze
Creșterea temperaturii	Echilibrul se deplasează spre stânga, spre reacția endotermă
Scădere de temperatură	Echilibrul se deplasează spre dreapta, spre reacția exotermă
Adăugarea unui catalizator	Echilibrul nu se schimbă

Exemplul 9.3. Într-o stare de echilibru a procesului

2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

concentraţiile de substanţe (mol/dm 3) SO 2 , O 2 şi SO 3 sunt respectiv 0,6, 0,4 şi 0,2. Aflați concentrațiile inițiale de SO 2 și O 2 (concentrația inițială de SO 3 este zero).

Soluţie. Prin urmare, în timpul reacției se consumă SO 2 și O 2

c out (SO 2) = c egal (SO 2) + c out (SO 2),

c out (O 2) = c egal (O 2) + c out (O 2).

Valoarea lui c cheltuită se găsește folosind c (SO 3):

x = 0,2 mol/dm3.

c out (SO2) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (mol/dm3).

y = 0,1 mol/dm3.

c out (O 2) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (mol/dm 3).

Răspuns: 0,8 mol/dm3S02; 0,5 mol/dm3O2.

La efectuarea sarcinilor de examen, influența diferiților factori, pe de o parte, asupra vitezei de reacție și, pe de altă parte, asupra schimbării echilibrului chimic, este adesea confundată.

Pentru un proces reversibil

odată cu creșterea temperaturii, crește viteza reacțiilor directe și inverse; pe măsură ce temperatura scade, rata reacțiilor directe și inversă scade;

odată cu creșterea presiunii, vitezele tuturor reacțiilor care au loc cu participarea gazelor cresc, atât directe, cât și inverse. Pe măsură ce presiunea scade, viteza tuturor reacțiilor care au loc cu participarea gazelor, atât directe, cât și inverse, scade;

introducerea unui catalizator în sistem sau înlocuirea acestuia cu un alt catalizator nu schimbă echilibrul.

Exemplul 9.4. Are loc un proces reversibil, descris de ecuație

N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) + Q

Luați în considerare ce factori: 1) crește viteza de sinteză a reacției amoniacului; 2) deplasați echilibrul la dreapta:

a) scăderea temperaturii;

b) cresterea presiunii;

c) scăderea concentraţiei de NH3;

d) utilizarea unui catalizator;

e) creşterea concentraţiei de N 2.

Soluţie. Factorii b), d) și e) cresc viteza reacției de sinteză a amoniacului (precum și creșterea temperaturii, creșterea concentrației de H2); deplasați echilibrul la dreapta - a), b), c), e).

Răspuns: 1) b, d, d; 2) a, b, c, d.

Exemplul 9.5. Mai jos este diagrama energetică a unei reacții reversibile

Enumerați toate afirmațiile adevărate:

a) reacția inversă are loc mai repede decât reacția directă;

b) cu creșterea temperaturii, viteza reacției inverse crește de mai multe ori decât reacția directă;

c) are loc o reacție directă cu absorbția căldurii;

d) coeficientul de temperatură γ este mai mare pentru reacția inversă.

Soluţie.

a) Afirmația este corectă, deoarece E arr = 500 − 300 = 200 (kJ) este mai mică decât E arr = 500 − 200 = 300 (kJ).

b) Afirmația este incorectă; viteza reacției directe pentru care E a este mai mare crește de un număr mai mare de ori.

c) Afirmația este corectă, Q pr = 200 − 300 = −100 (kJ).

d) Afirmația este incorectă, γ este mai mare pentru o reacție directă, caz în care E a este mai mare.

Răspuns: a), c).

Echilibrul este de obicei înțeles ca o stare specială a unui sistem sau corp când toate influențele exercitate asupra acestuia se compensează reciproc. Sau lipsesc cu totul. În chimie, conceptul de echilibru se aplică reacțiilor care au loc între diferite substanțe sau, mai precis, condițiilor în care acestea au loc.

Conceptul de echilibru

Reacțiile chimice au multe clasificări în funcție de diferite criterii, dar atunci când vorbim despre echilibrul chimic, trebuie reținut ce sunt reacțiile reversibile și ireversibile.

Dacă o reacție are ca rezultat formarea de produse care nu interacționează între ei, ei vorbesc despre reacții ireversibile, adică se desfășoară numai în direcția înainte. De obicei, unul dintre produsele din ele este un compus gazos, ușor disociabil sau insolubil. De exemplu:

Pb(N03)2 + 2OCI<―>PbCl2↓ + 2HNO3

Na2CO3 + 2OCI<―>2NaCl + CO2 + Η2O

NaOΗ + ΗCl<―>NaCl + Η2O

Produsele reacțiilor reversibile sunt capabile să interacționeze între ele, formând astfel substanțele inițiale, adică două reacții direcționate opus apar simultan. Dacă la un moment dat, în anumite condiții, viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse, atunci se stabilește echilibrul chimic.

De menționat că un astfel de echilibru este caracterizat ca fiind dinamic. Cu alte cuvinte, ambele reacții continuă, dar valorile concentrației tuturor participanților săi rămân neschimbate și se numesc echilibru.

Matematic, această stare este exprimată folosind constanta de echilibru (Kp). Să existe o interacțiune a substanțelor descrise de ecuația aΑ + bB<―>сС + dD. Pentru reacții opuse, putem scrie formule pentru calcularea ratelor lor prin legea acțiunii masei. Deoarece într-o stare de echilibru aceste viteze vor fi egale, putem exprima raportul constantelor de viteză a două reacții opuse. Acesta este ceea ce va fi numeric egal cu constanta de echilibru.

Valoarea K p ajută la determinarea caracterului complet al reacțiilor care au loc. Dacă K r<1, то реакция в прямом направлении почти не протекает. Если К р >1, atunci echilibrul este deplasat spre produse.

Tipuri de echilibru

Echilibrul chimic poate fi adevărat, aparent sau fals. Pentru adevărat echilibru se observă semne:

• Dacă nu există o influență externă, atunci aceasta este constantă în timp.
• Dacă influențele externe se modifică (aceasta se referă la temperatură, presiune etc.), atunci se schimbă și starea sistemului. Dar de îndată ce valorile inițiale ale condițiilor sunt returnate, echilibrul este imediat restabilit.
• O stare de echilibru adevărat poate fi atinsă atât din produsele unei reacții chimice, cât și din substanțele inițiale.

Dacă cel puțin una dintre aceste condiții nu este îndeplinită, atunci se spune că este un astfel de echilibru aparent (metastabil). Dacă starea sistemului începe să se schimbe ireversibil atunci când condițiile externe se schimbă, atunci se numește un astfel de echilibru fals (sau inhibat). Un exemplu al acestuia din urmă este reacția fierului cu oxigenul.

Conceptul de echilibru este oarecum diferit din punctul de vedere al termodinamicii și cineticii. Sub echilibru termodinamic se referă la valoarea minimă a energiei Gibbs pentru un anumit sistem. Echilibrul adevărat este caracterizat de ΔG = 0. Și despre o stare pentru care ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale, adică v 1 = v 2, se spune că un astfel de echilibru este - cinetică.

Principiul lui Le Chatelier

Henri Le Chatelier a studiat modelele de echilibru în mișcare în secolul al XIX-lea, dar Karl Brown a rezumat toate aceste lucrări și mai târziu a formulat principiul echilibrului în mișcare:

dacă un sistem de echilibru este afectat din exterior, atunci echilibrul se va deplasa în direcția reducerii efectului produs

Cu alte cuvinte, dacă un sistem de echilibru este supus oricărui impact, acesta tinde să se schimbe în așa fel încât acest impact să fie minim.

Schimbarea de echilibru

Să luăm în considerare consecințele principiului lui Le Chatelier folosind ecuația reacției ca exemplu:

N2 + 3Η2<―>2NΗ 3 + Q.

Dacă creșteți temperatura, echilibrul se va deplasa către reacția endotermă. În acest exemplu, căldura este eliberată, ceea ce înseamnă că reacția directă este exotermă, iar echilibrul se va deplasa către substanțele inițiale.

Dacă creșteți presiunea, aceasta va duce la o schimbare a echilibrului către volume mai mici de substanțe gazoase. În exemplul dat, există 4 moli de materii prime gazoase și 2 moli de produse gazoase, ceea ce înseamnă că echilibrul se va deplasa către produșii de reacție.

Dacă concentrația substanței inițiale crește, echilibrul se va deplasa în direcția reacției înainte și invers. Astfel, dacă creșteți concentrațiile de N 2 sau Η 2, atunci echilibrul se va deplasa în direcția înainte, iar dacă amoniac, atunci în direcția opusă.