Echilibrul chimic: cum este trecerea

În echilibru, de obicei înțeles ca o stare specială a sistemului sau corpului, când toate efectele asupra lui se compensează reciproc. Sau sunt absenți cu totul. Cu toate acestea, în chimie, conceptul de echilibru se aplică reacțiilor care apar între diferite substanțe, mai exact, în condițiile în care se află.

Conceptul de echilibru

Reacțiile chimice au numeroase clasificări pe diferite motive, dar atunci când vorbim de echilibru chimic, trebuie reamintite reacțiile reversibile și ireversibile.

Dacă reacția produce produse care nu interacționează unul cu celălalt, ele spun că reacțiile ireversibile, adică merg doar în direcția înainte. În mod tipic, unul dintre produse este un compus gazos, ușor disociant sau insolubil. De exemplu:

Pb (NO₃)₂ + 2Eta-CI <-> PbCl₂darr- + 2HNO₃

na₂CO₃ + 2Eta-CI <-> 2NaCl + CO₂uarr- + Eta-₂O

NaOEta- + Eta-CI <-> NaCI + Eta-₂O

Produsele cu reacții reversibile sunt capabile să interacționeze una cu alta, formând astfel substanțele inițiale, adică simultan există două reacții îndreptate opus. Dacă, la un moment dat, în anumite condiții, rata reacției directe este egală cu rata inversă, atunci se stabilește echilibrul chimic.

Trebuie 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.

Din punct de vedere matematic, această stare este exprimată folosind constanta de echilibru (Kp). Fie ca interacțiunea substanțelor să apară, descrisă de ecuația aAlpha- + bB <-> cC + dD. Pentru reacțiile opuse, se pot scrie formulare pentru calcularea vitezelor lor prin legea maselor acționând. Deoarece în stare de echilibru aceste viteze sunt egale, putem exprima raportul dintre constantele de rată ale celor două reacții opuse. Aici este și va fi numeric egal cu constantul de echilibru.

Valoarea K_r ajută la determinarea caracterului complet al reacțiilor în desfășurare. Dacă K_r<1, atunci reacția în direcția înainte nu aproape că curge. Dacă K_r1, atunci echilibrul este mutat la produse.

Tipuri de sold

Echilibrul chimic este adevărat, aparent și fals. pentru adevăratul echilibru există semne:

• Dacă nu există un efect extern, atunci este invariabil în timp.
• Dacă influențele externe se schimbă (aceasta se referă la temperatură, presiune etc.), atunci starea sistemului se modifică. Dar dacă tocmai returnezi valorile inițiale ale condițiilor, soldul este imediat restabilit.
• Stările de echilibru real pot fi atinse atât din partea produselor de reacție chimică, cât și din substanțele inițiale.

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

Conceptul de echilibru este oarecum diferit de punctul de vedere al termodinamicii și cineticii. dedesubt echilibrul termodinamic se înțelege valoarea minimă a energiei Gibbs pentru un anumit sistem. Echilibrul adevărat este caracterizat Delta-G = 0. Și despre o stare pentru care ratele de reacții directe și inverse sunt egale, adică v₁ = v₂, spune că un astfel de echilibru - cinetică.

Principiul Le Chatelier

Studiul regularităților deplasării echilibrului a fost realizat de Henri Le Chatelier în secolul al XIX-lea, dar a generalizat toate aceste lucrări și a formulat mai târziu principiul echilibrului mobil Karl Brown:

dacă sistemul de echilibru acționează din exterior, atunci echilibrul va fi mutat în direcția reducerii efectului produs

Cu alte cuvinte, dacă există vreun efect asupra sistemului de echilibru, acesta încearcă să se schimbe astfel încât acest impact să fie minim.

Compensarea echilibrului

Considerăm consecințele principiului Le Chatelier pe exemplul ecuației de reacție:

N₂ + 3Eta-₂ <-> 2NEta-₃ + Q.

Dacă temperatura crește, echilibrul se îndreaptă spre reacția endotermică. În acest exemplu, căldura este eliberată, deci reacția directă este exotermă, iar echilibrul se deplasează la substanțele originale.

Dacă presiunea este mărită, aceasta va duce la o schimbare a echilibrului la volumele 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 va trece la produsele de reacție.

Dacă concentrația substanței inițiale este mărită, atunci echilibrul se va schimba în direcția reacției directe și invers. Astfel, dacă N₂ sau Eta-₂, atunci echilibrul se va schimba în direcția înainte, iar dacă amoniacul - atunci opusul.