Odwracalny V kinetyka chemiczna Są to reakcje, które jednocześnie i niezależnie przebiegają w dwóch kierunkach – do przodu i do tyłu, ale z różną szybkością. Charakterystyczną cechą reakcji odwracalnych jest to, że po pewnym czasie od ich rozpoczęcia szybkości reakcji przedniej i odwrotnej zrównują się i następuje stan równowagi chemicznej.
Wszystko reakcje chemiczne odwracalne, ale pod pewnymi warunkami niektóre z nich mogą przebiegać tylko w jednym kierunku, aż do prawie całkowitego zaniku produktów początkowych. Takie reakcje nazywane są nieodwracalny. Zazwyczaj za reakcje nieodwracalne uważa się takie, w których z obszaru reakcji usuwa się co najmniej jeden produkt reakcji (w przypadku reakcji w roztworach wytrąca się lub uwalnia w postaci gazu) lub reakcje, którym towarzyszy duży dodatni efekt termiczny . Na wszelki wypadek reakcje jonowe reakcja jest praktycznie nieodwracalna, jeżeli w jej wyniku powstaje bardzo słabo rozpuszczalna lub słabo zdysocjowana substancja.
Rozważana tu koncepcja odwracalności reakcji nie pokrywa się z koncepcją odwracalności termodynamicznej. Reakcja odwracalna w sensie kinetycznym może przebiegać nieodwracalnie w sensie termodynamicznym. Aby reakcję można było nazwać odwracalną w sensie termodynamicznym, szybkość procesu postępującego musi różnić się nieskończenie mało od szybkości procesu odwrotnego, a zatem proces jako całość musi przebiegać nieskończenie wolno.
W idealnych mieszaninach gazów i w idealnych roztworach ciekłych szybkości prostych (jednoetapowych) reakcji są zgodne prawo akcji masowej. Szybkość reakcji chemicznej (1.1) opisuje równanie (1.2), a w przypadku reakcji bezpośredniej można ją przedstawić jako:
gdzie jest stałą szybkości reakcji do przodu.
Podobnie szybkość reakcji odwrotnej wynosi:
Zatem w równowadze:
Równanie to wyraża prawo działania mas dla równowagi chemicznej w układach idealnych; K - kon s t a r a v e n e w e t .
Stała reakcji pozwala znaleźć skład równowagowy mieszaniny reakcyjnej w danych warunkach.
Prawo działania mas dotyczące szybkości reakcji można wyjaśnić w następujący sposób.
Aby zaszła reakcja, konieczne jest zderzenie cząsteczek substancji wyjściowych, tj. cząsteczki muszą zbliżać się do siebie na odległość rzędu rozmiarów atomowych. Prawdopodobieństwo znalezienia w jakiejś małej objętości w w tej chwili l cząsteczki substancji L, m cząsteczki substancji M itp. proporcjonalne… zatem liczba zderzeń na jednostkę objętości w jednostce czasu jest proporcjonalna do tej wartości; stąd wynika równanie (1.4).
Reakcje chemiczne często dobiegają końca, tj. produkty początkowe ulegają całkowitemu zużyciu podczas reakcji chemicznej i powstają nowe substancje – produkty reakcji. Reakcje takie idą tylko w jednym kierunku – w kierunku reakcji bezpośredniej.
Nieodwracalne reakcje– reakcje, w wyniku których substancje wyjściowe ulegają całkowitej przemianie produkty końcowe reakcje.
Nieodwracalne reakcje występują w trzech przypadkach, jeśli:
1) powstaje substancja nierozpuszczalna, tj. pojawia się osad .
Na przykład:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl - to jest równanie molekularne
Teraz zapiszmy każdą cząsteczkę na jony, z wyjątkiem substancji, która się wytrąciła (ładunek jonów można znaleźć w tabeli „Rozpuszczalność wodorotlenków i soli” na ostatniej stronie podręcznika).
Anulujmy identyczne jony po prawej i lewej stronie równania i wypiszmy te jony, które pozostały:
| Ba | 2+ | + | WIĘC | 2− | → | BaSO4 ↓ | jest krótkim równaniem jonowym |
| 4 |
Zatem ze skróconego równania jonowego jasno wynika, że osad powstaje z jonów baru (Ba 2+) i jonów siarczanowych (SO 4 2 –).
2) powstaje substancja gazowa, tj. uwalnia się gaz:
Na przykład:
Na 2 S + 2HCl → 2NaCl + H 2 S - równanie molekularne
2Na + + S 2− + 2H + + 2Cl − → 2 Na + + 2 Cl − + H 2 S - pełne równanie jonowe
S 2− + 2H + → H 2 S - krótkie równanie jonowe
3) powstaje woda:
Na przykład:
KOH + HNO 3 → KNO 3 + H 2 O - równanie molekularne
K + + OH − + H + + NO 3 − → K + + NO 3 − + H 2 O - pełne równanie jonowe
OH - + H + → H 2 O - krótkie równanie jonowe
Jednak nie ma wielu nieodwracalnych reakcji; Większość reakcji przebiega w dwóch kierunkach (w kierunku powstania nowych substancji i odwrotnie, w kierunku rozkładu nowych substancji na początkowe produkty reakcji), tj. są odwracalne.
Reakcje odwracalne- reakcje chemiczne zachodzące w dwóch przeciwnych kierunkach - do przodu i do tyłu.
Na przykład: reakcja tworzenia amoniaku z wodoru(H2 ) i azot(N2) podąża za reakcją:
3H2 + N2 → 2NH3
i powstałe cząsteczki amoniaku rozkładają się na H 2 I N 2 (tj. dla substancji wyjściowych):
2NH3 → 3H2 + N2, dlatego w sumie zapisywane są te dwie reakcje: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (strzałka ↔ pokazuje reakcję przebiegającą w dwóch kierunkach).
W reakcjach odwracalnych przychodzi moment, w którym szybkość reakcji postępowej (szybkość powstawania nowych substancji) staje się równa szybkości reakcji odwrotnej (szybkość tworzenia początkowych produktów reakcji z nowych substancji) - następuje równowaga .
Równowaga chemiczna – stan procesu chemicznie odwracalnego, w którym szybkość reakcji przebiegającej jest równa szybkości reakcji odwrotnej.
Równowaga chemiczna jest dynamiczna (tj. mobilna), ponieważ kiedy to nastąpi, reakcja nie zatrzymuje się, a jedynie nie zmieniają się stężenia substancji. Oznacza to, że liczba powstałych nowych substancji jest równa liczbie substancji pierwotnych. Przy stałej temperaturze i ciśnieniu równowaga w odwracalnej reakcji może pozostać w nieskończoność.
W praktyce (w laboratorium, na produkcji) ludzi najczęściej interesuje występowanie reakcji bezpośrednich.
Przesuń równowagę układ odwracalny możliwe poprzez zmianę jednego z warunków równowagi (stężenie, temperatura lub ciśnienie).
Prawo przemieszczenia równowagi chemicznej (zasada Le Chateliera): Jeśli na układ będący w równowadze wpłynie zmiana jednego z warunków równowagi, wówczas stan równowagi chemicznej przesunie się w stronę zmniejszenia tego efektu.
1) Kiedy zwiększenie stężenia reagentów równowaga zawsze przesuwa się w prawo – w kierunku reakcji bezpośredniej (tj. w kierunku powstawania nowych substancji).
2) Kiedy rosnące ciśnienie Poprzez ściskanie układu, a co za tym idzie zwiększenie stężenia reagujących substancji (tylko dla substancji w stanie gazowym), równowaga układu przesuwa się w kierunku mniejszej liczby cząsteczek gazu.
3) Kiedy wzrost temperatury równowaga się zmienia:
a) dla reakcji endotermicznej (reakcja zachodząca wraz z absorpcją ciepła) - w prawo (w kierunku reakcji bezpośredniej);
b) z reakcją egzotermiczną (reakcją wydzielającą ciepło) - w lewo (w kierunku reakcji odwrotnej).
4) Kiedy spadek temperatury równowaga się zmienia:
a) z reakcją endotermiczną (reakcją zachodzącą wraz z absorpcją ciepła) - w lewo (w kierunku reakcji odwrotnej);
b) dla reakcji egzotermicznej (reakcji wydzielającej ciepło) - w prawo (w kierunku reakcji bezpośredniej).
Reakcje endotermiczne są oznaczone na piśmie znakiem na końcu reakcji „+ Q” lub
„∆Н > 0”, egzotermiczny - ze znakiem na końcu reakcji „− Q” lub „∆Н< 0».
Na przykład: spójrzmy, gdzie przesuwa się równowaga w systemie:
2NO 2 (g) ↔ 2NO (g) + O 2 (g) + Q
a) zwiększenie stężenia reagentów
b) spadek temperatury
c) wzrost temperatury
d) wzrost ciśnienia
Rozwiązanie:
a) zwiększenie stężenia reagujących substancji - równowaga przesuwa się w prawo (ponieważ zgodnie z prawem działania mas im wyższe stężenie substancji, tym większa szybkość reakcji);
b) malejąca temperatura (ponieważ reakcja jest endotermiczna) – przesunięcie w lewo;
c) wzrost temperatury – przesunięcie w prawo;
Odwracalne i nieodwracalne reakcje chemiczne. Bilans chemiczny. Przesunięcie równowagi pod wpływem różnych czynników
Równowaga chemiczna
Nazywa się reakcje chemiczne przebiegające w jednym kierunku nieodwracalny.
Większość procesów chemicznych tak odwracalny. Oznacza to, że w tych samych warunkach zachodzą zarówno reakcje w przód, jak i w tył (szczególnie jeśli mówimy o układach zamkniętych).
Na przykład:
a) reakcja
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
V system otwarty nieodwracalny;
b) ta sama reakcja
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
w układzie zamkniętym jest odwracalny.
Rozważmy bardziej szczegółowo procesy zachodzące podczas reakcji odwracalnych, na przykład dla reakcji warunkowej:
W oparciu o prawo działania mas, szybkość reakcji bezpośredniej
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Ponieważ stężenia substancji $A$ i $B$ zmniejszają się w czasie, szybkość reakcji bezpośredniej również maleje.
Pojawienie się produktów reakcji oznacza możliwość zajścia reakcji odwrotnej, a wraz z upływem czasu wzrastają stężenia substancji $C$ i $D$, co oznacza, że wzrasta także szybkość reakcji odwrotnej:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Wcześniej czy później zostanie osiągnięty stan, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu zrównają się
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Stan układu, w którym szybkość reakcji naprzód jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowagą chemiczną.
W tym przypadku stężenia reagentów i produktów reakcji pozostają niezmienione. Nazywa się je stężenia równowagowe. Na poziomie makro wydaje się, że w sumie nic się nie zmienia. Ale w rzeczywistości zarówno procesy bezpośrednie, jak i odwrotne nadal zachodzą, ale z jednakową prędkość. Dlatego taką równowagę w układzie nazywa się przenośny I dynamiczny.
Stała równowagi
Oznaczmy stężenia równowagowe substancji jako $[A], [B], [C], [D]$.
Wtedy ponieważ $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, skąd
$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(równe) $
gdzie $γ, δ, α, β$ są wykładnikami równymi współczynnikom reakcji odwracalnej; $K_(równe)$ jest stałą równowagi chemicznej.
Otrzymane wyrażenie opisuje ilościowo stan równowagi i jest matematycznym wyrażeniem prawa działania mas dla układów równowagi.
Na stała temperatura stała równowagi to stała wartość danej reakcji odwracalnej. Pokazuje zależność pomiędzy stężeniami produktów reakcji (licznik) i substancji wyjściowych (mianownik), która ustala się w stanie równowagi.
Stałe równowagi oblicza się na podstawie danych eksperymentalnych, wyznaczając stężenia równowagowe substancji wyjściowych i produktów reakcji w określonej temperaturze.
Wartość stałej równowagi charakteryzuje wydajność produktów reakcji i kompletność jej przebiegu. Jeśli otrzymamy $K_(równe) >> 1$, oznacza to, że w równowadze $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, tj. stężenia produktów reakcji przeważają nad stężeniami substancji wyjściowych, a wydajność produktów reakcji jest wysoka.
Przy $K_ (równe)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
stała równowagi
$K_(równe)=(·)/(·)$
przy 20°С$ wartość wynosi 0,28 USD (tj. mniej niż 1 USD). Oznacza to, że znaczna część estru nie uległa hydrolizie.
W przypadku reakcji heterogenicznych wyrażenie stałej równowagi obejmuje stężenia tylko tych substancji, które znajdują się w fazie gazowej lub ciekłej. Na przykład dla reakcji
stałą równowagi wyraża się w następujący sposób:
$K_(równe)=(^2)/()$
Wartość stałej równowagi zależy od rodzaju reagentów i temperatury.
Stała nie zależy od obecności katalizatora, ponieważ zmienia energię aktywacji zarówno reakcji do przodu, jak i do tyłu o tę samą wielkość. Katalizator może jedynie przyspieszyć osiągnięcie równowagi bez wpływu na wartość stałej równowagi.
Przesunięcie równowagi pod wpływem różnych czynników
Stan równowagi utrzymuje się przez czas nieokreślony w stałych warunkach zewnętrznych: temperaturze, stężeniu substancji wyjściowych, ciśnieniu (jeśli w reakcji biorą udział lub powstają gazy).
Zmieniając te warunki, możliwe jest przejście układu z jednego stanu równowagi do innego, spełniającego nowe warunki. To przejście nazywa się przemieszczenie Lub przesunięcie równowagi.
Rozważmy różne sposoby przesuwa równowagę na przykładzie reakcji azotu i wodoru, w wyniku której powstaje amoniak:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(równe)=(^2)/(·^3)$
Wpływ zmiany stężenia substancji
Po dodaniu do mieszaniny reakcyjnej azotu $N_2$ i wodoru $H_2$ stężenie tych gazów wzrasta, co oznacza wzrost szybkości reakcji bezpośredniej. Równowaga przesuwa się w prawo, w kierunku produktu reakcji, tj. w stronę amoniaku $NH_3$.
Ten sam wniosek można wyciągnąć analizując wyrażenie na stałą równowagi. Wraz ze wzrostem stężenia azotu i wodoru rośnie mianownik, a ponieważ $K_(równe)$ jest wartością stałą, licznik musi rosnąć. Zatem ilość produktu reakcji $NH_3$ w mieszaninie reakcyjnej wzrośnie.
Wzrost stężenia produktu reakcji amoniaku $NH_3$ będzie prowadził do przesunięcia równowagi w lewo, w stronę tworzenia substancji wyjściowych. Wniosek ten można wyciągnąć na podstawie podobnego rozumowania.
Wpływ zmiany ciśnienia
Zmiana ciśnienia dotyczy tylko tych układów, w których co najmniej jedna z substancji jest w stanie gazowym. Wraz ze wzrostem ciśnienia zmniejsza się objętość gazów, co oznacza wzrost ich stężenia.
Załóżmy, że ciśnienie w układzie zamkniętym wzrosło, na przykład, 2 razy. Oznacza to, że stężenia wszystkich substancji gazowych ($N_2, H_2, NH_3$) w rozważanej przez nas reakcji wzrosną 2$ razy. W tym przypadku licznik w wyrażeniu $K_(równe)$ wzrośnie 4-krotnie, a mianownik o 16$, czyli: równowaga zostanie zakłócona. Aby go przywrócić, stężenie amoniaku musi wzrosnąć, a stężenie azotu i wodoru musi spaść. Bilans przesunie się w prawo. Zmiany ciśnienia praktycznie nie mają wpływu na objętość cieczy i ciała stałe, tj. nie zmienia ich stężenia. W związku z tym stan równowagi chemicznej reakcji, w których nie biorą udziału gazy, nie zależy od ciśnienia.
Wpływ zmiany temperatury
Jak wiadomo, wraz ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość wszystkich reakcji (egzo- i endotermicznych). Ponadto wzrost temperatury ma większy wpływ na szybkość reakcji, które mają wysoką energię aktywacji, a zatem są endotermiczne.
Zatem szybkość reakcji odwrotnej (w naszym przykładzie endotermicznej) wzrasta bardziej niż szybkość reakcji naprzód. Równowaga przesunie się w stronę procesu, któremu towarzyszy absorpcja energii.
Kierunek przesunięcia równowagi można przewidzieć, korzystając z zasady Le Chateliera (1884):
Jeśli na układ znajdujący się w równowadze zostanie wywarty wpływ zewnętrzny (stężenie, ciśnienie, zmiany temperatury), wówczas równowaga przesunie się w stronę, która osłabia to oddziaływanie.
Wyciągnijmy wnioski:
- wraz ze wzrostem stężenia reagentów równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku tworzenia produktów reakcji;
- wraz ze wzrostem stężenia produktów reakcji równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku tworzenia substancji wyjściowych;
- wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku reakcji, w której objętość powstałych substancji gazowych jest mniejsza;
- wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna układu przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej;
- wraz ze spadkiem temperatury - w stronę procesu egzotermicznego.
Zasada Le Chateliera ma zastosowanie nie tylko do reakcji chemicznych, ale także do wielu innych procesów: parowania, kondensacji, topnienia, krystalizacji itp. Przy wytwarzaniu najważniejszych produktów chemicznych zasada Le Chateliera i obliczenia wynikające z prawa działania mas umożliwiają znalezienie takich warunków prowadzenia procesów chemicznych, które zapewniają maksymalną wydajność pożądanej substancji.
Co to jest reakcja odwracalna? Jest to proces chemiczny, który zachodzi w dwóch wzajemnych odwrotne kierunki. Rozważmy główne cechy takich transformacji, a także ich charakterystyczne parametry.
Jaka jest istota równowagi?
Odwracalne reakcje chemiczne nie dają konkretnych produktów. Na przykład, gdy tlenek siarki (4) utlenia się jednocześnie z produkcją tlenku siarki (6), ponownie powstają pierwotne składniki.
Procesy nieodwracalne polegają na całkowitej przemianie oddziałujących substancji; takiej reakcji towarzyszy wytworzenie jednego lub większej liczby produktów reakcji.
Przykładami nieodwracalnych interakcji są reakcje rozkładu. Na przykład podczas ogrzewania nadmanganianu potasu tworzy się manganian metalu, tlenek manganu (4), a także uwalnia się gazowy tlen.
Reakcja odwracalna nie wiąże się z powstawaniem opadów ani wydzielaniem gazów. Właśnie na tym polega główna różnica w stosunku do interakcji nieodwracalnej.
Równowaga chemiczna to stan układu oddziałującego na siebie, w którym możliwe jest odwracalne zajście jednej lub większej liczby reakcji chemicznych, pod warunkiem, że szybkości procesów są jednakowe.
Jeśli układ znajduje się w równowadze dynamicznej, nie następuje zmiana temperatury, stężenia odczynników ani innych parametrów określony interwał czas.
Warunki przesunięcia równowagi
Równowagę reakcji odwracalnej można wyjaśnić za pomocą reguły Le Chateliera. Jego istota polega na tym, że gdy na układ znajdujący się początkowo w równowadze dynamicznej wywierany jest wpływ zewnętrzny, obserwuje się zmianę reakcji w kierunku przeciwnym do oddziaływania. Każdą odwracalną reakcję wykorzystującą tę zasadę można przesunąć w pożądanym kierunku w przypadku zmian temperatury, ciśnienia i stężenia oddziałujących substancji.
Zasada Le Chateliera „działa” tylko w przypadku odczynników gazowych, stałych i substancje płynne nie są brane pod uwagę. Istnieje wzajemnie odwrotna zależność pomiędzy ciśnieniem i objętością, określona równaniem Mendelejewa-Clapeyrona. Jeżeli objętość początkowych składników gazowych jest większa niż produktów reakcji, to aby przesunąć równowagę w prawo, ważne jest zwiększenie ciśnienia mieszaniny.
Na przykład, gdy tlenek węgla (2) przekształca się w dwutlenek węgla, do reakcji wchodzą 2 mole tlenku węgla i 1 mol tlenu. W wyniku tego powstają 2 mole tlenku węgla (4).
Jeżeli zgodnie z warunkami problemu tę odwracalną reakcję należy przesunąć w prawo, konieczne jest zwiększenie ciśnienia.
Istotny wpływ na przebieg procesu ma także stężenie reagujących substancji. Zgodnie z zasadą Le Chateliera, jeśli stężenie składników początkowych wzrasta, równowaga procesu przesuwa się w kierunku produktu ich oddziaływania.
W tym przypadku redukcja (usunięcie z mieszaniny reakcyjnej) powstałego produktu sprzyja zajściu procesu bezpośredniego.
Oprócz ciśnienia i stężenia, istotny wpływ na wystąpienie reakcji odwrotnej lub bezpośredniej mają także zmiany temperatury. Podczas ogrzewania początkowej mieszaniny obserwuje się przesunięcie równowagi w kierunku procesu endotermicznego.
Przykłady reakcji odwracalnych
Rozważmy, wykorzystując konkretny proces, sposoby przesunięcia równowagi w stronę powstawania produktów reakcji.
2СО+О 2 -2СО 2
Reakcja ta jest procesem jednorodnym, ponieważ wszystkie substancje znajdują się w tym samym stanie (gazowym).
Po lewej stronie równania znajdują się 3 objętości składników, po interakcji wskaźnik ten maleje, powstają 2 objętości. Aby proces bezpośredni nastąpił, konieczne jest zwiększenie ciśnienia mieszaniny reakcyjnej.
Biorąc pod uwagę, że reakcja jest egzotermiczna, temperaturę obniża się w celu wytworzenia dwutlenku węgla.
Równowaga procesu przesunie się w kierunku powstania produktu reakcji wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych: tlenu lub tlenku węgla.
Wniosek
Grają reakcje odwracalne i nieodwracalne ważną rolę w życiu człowieka. Procesy metaboliczne zachodzące w naszym organizmie wiążą się z systematyczną zmianą równowagi chemicznej. W produkcja chemiczna zastosuj optymalne warunki, aby skierować reakcję we właściwym kierunku.
DEFINICJA
Reakcja chemiczna nazywane są przemianami substancji, w których następuje zmiana ich składu i (lub) struktury.
Reakcja jest możliwa przy korzystnym stosunku czynników energii i entropii. Jeśli te czynniki się równoważą, stan systemu nie ulega zmianie. Mówi się wówczas, że układ jest w równowadze.
Reakcje chemiczne przebiegające w jednym kierunku nazywane są nieodwracalnymi. Większość reakcji chemicznych jest odwracalna. Oznacza to, że w tych samych warunkach zachodzą zarówno reakcje w przód, jak i w tył (szczególnie jeśli mówimy o układach zamkniętych).
Stan układu, w którym szybkość reakcji naprzód jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowagą chemiczną . W tym przypadku stężenia reagentów i produktów reakcji pozostają niezmienione (stężenia równowagowe).
Stała równowagi
Rozważ reakcję wytwarzania amoniaku:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g)
Zapiszmy wyrażenia służące do obliczania szybkości reakcji w przód (1) i w tył (2):
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, dlatego możemy zapisać:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Stosunek dwóch wielkości stałych jest wielkością stałą. Stała równowagi to stosunek stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu.
K = 2 / 3
Jeśli wyrażone w widok ogólny, wówczas stała równowagi wynosi:
mA + nB ↔ pC +qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Stała równowagi to stosunek iloczynów stężeń produktów reakcji podniesionych do potęg równych ich współczynnikom stechiometrycznym do iloczynu stężeń substancji wyjściowych podniesionych do potęg równych ich współczynnikom stechiometrycznym.
Jeżeli K wyraża się w postaci stężeń równowagowych, to najczęściej oznacza się je jako Ks. Możliwe jest również obliczenie K dla gazów na podstawie ich ciśnień cząstkowych. W tym przypadku K oznacza się jako K r. Istnieje związek pomiędzy Kc i Kr:
K p = K s × (RT) Δn,
gdzie Δn jest zmianą liczby wszystkich moli gazów podczas przejścia od reagentów do produktów, R jest uniwersalną stałą gazową.
K nie zależy od stężenia, ciśnienia, objętości i obecności katalizatora, ale zależy od temperatury i charakteru reagentów. Jeśli K jest znacznie mniejsze niż 1, to w mieszaninie jest więcej materiałów wyjściowych, a jeśli K jest znacznie większe niż 1, to w mieszaninie jest więcej produktów.
Równowaga heterogeniczna
Rozważ reakcję
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Wyrażenie na stałą równowagi nie uwzględnia więc stężeń składników w fazie stałej
Równowaga chemiczna zachodzi w obecności wszystkich składników układu, lecz stała równowagi nie zależy od stężeń substancji w fazie stałej. Równowaga chemiczna jest procesem dynamicznym. K daje informację o postępie reakcji, a ΔG informuje o jej kierunku. Są one ze sobą powiązane zależnością:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK
Przesunięcie równowagi chemicznej. Zasada Le Chateliera
Z punktu widzenia procesy technologiczne odwracalne reakcje chemiczne nie są korzystne, ponieważ trzeba mieć wiedzę, jak zwiększyć wydajność produktu reakcji, tj. należy nauczyć się przesuwać równowagę chemiczną w kierunku produktów reakcji.
Rozważmy reakcję, w której konieczne jest zwiększenie wydajności amoniaku:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g), ΔН< 0
Aby przesunąć równowagę w stronę reakcji do przodu lub do tyłu, należy zastosować Zasada Le Chateliera: jeżeli na układ będący w równowadze wpływa jakiś czynnik zewnętrzny (wzrost lub spadek temperatury, ciśnienia, objętości, stężenia substancji), to układ przeciwdziała temu wpływowi.
Przykładowo, jeżeli wzrośnie temperatura w układzie równowagowym, to z 2 możliwych reakcji nastąpi ta, która będzie endotermiczna; jeśli zwiększysz ciśnienie, równowaga przesunie się w kierunku reakcji z duża liczba mol substancji; jeśli objętość w układzie zostanie zmniejszona, wówczas przesunięcie równowagi będzie skierowane w stronę wzrostu ciśnienia; Jeśli zwiększysz stężenie jednej z substancji wyjściowych, to z 2 możliwych reakcji nastąpi ta, która doprowadzi do zmniejszenia stężenia równowagowego produktu.
Zatem w odniesieniu do rozpatrywanej reakcji, aby zwiększyć wydajność amoniaku, konieczne jest zwiększenie stężeń substancji wyjściowych; obniżyć temperaturę, ponieważ bezpośrednia reakcja jest egzotermiczna, zwiększyć ciśnienie lub zmniejszyć objętość.
Przykłady rozwiązywania problemów
PRZYKŁAD 1
