Echilibrul chimic este baza reacțiilor chimice reversibile

Conform uneia dintre clasificările folosite pentru a descrie procesele chimice, există două tipuri de reacții opuse: reversibile și ireversibil. Reacția reversibilă nu atinge sfârșitul, adică niciuna dintre substanțele care o introduc nu este consumată complet și nu modifică concentrația. Un astfel de proces se încheie cu stabilirea unui echilibru sau echilibru chimic, care este notat cu ⇌. Dar reacțiile directe și inverse continuă, fără oprire, astfel încât echilibrul se numește dinamic sau mobil. Debutul echilibrului chimic indică faptul că reacția directă are loc la aceeași viteză (V1) ca inversa (V2), V1 = V2. Dacă presiunea și temperatura sunt neschimbate, atunci echilibrul din acest sistem poate dura nelimitat.

Cantitativ echilibrul chimic descris de constanta de echilibru, care este raportul dintre constantele de linie (K1) și reacțiile (K2) de feedback. Puteți calcula folosind formula: K = K1 / K2. Indicii constantei de echilibru vor depinde de compoziția reactanților și de temperatura.
Deplasarea echilibrului chimic bazat pe principiul Le Chatelier, care are următorul conținut: „În cazul în care un sistem care este în echilibru, influența de factori externi, echilibrul este perturbat și deplasată în direcția opusă față de această schimbare.“

Luați în considerare echilibrul chimic și condițiile de deplasare a acestuia prin exemplul formării unei molecule de amoniac: N2 + 3H2 harr-2NH3 + Q.

Având în vedere ecuația acestei reacții, stabilim:

1. reacția directă este reacția compusului, deoarece din 2 substanțe simple, 1 complex (amoniac) este format, iar inversa este descompunerea;

2. reacția directă este formarea căldurii, prin urmare, este exotermă, prin urmare, inversul este endotermic și continuă cu absorbția căldurii.

Acum, ia în considerare această ecuație sub condiția modificării anumitor parametri:

1. Modificarea concentrației. Dacă creștem concentrația substanțelor inițiale - azot și hidrogen - și reducem cantitatea de amoniac, atunci echilibrul se va deplasa spre dreapta pentru a forma NH3. Dacă doriți să îl deplasați spre stânga, creșteți concentrația de amoniac.

2. 
   
   
   

   Creșterea temperaturii va deplasa echilibrul spre reacție, la care se absoarbe căldura, iar când se coboară, se eliberează. Prin urmare, dacă temperatura este crescută în sinteza amoniacului, atunci echilibrul se îndreaptă spre produsele inițiale, adică stânga și cu o scădere a temperaturii - spre dreapta, către produsul de reacție.

3. Dacă creșterea presiunii, echilibrul se deplasează în lateral, în cazul în care cantitatea de substanțe gazoase este mai mică, iar când presiunea scade - în direcția în care crește cantitatea de gaz. Când NH3 este sintetizat din 4 moli de N2 și 3H2, se obține 2 NH3. Prin urmare, dacă presiunea este mărită, echilibrul se va mișca spre dreapta, la formarea NH3. Dacă presiunea este redusă, echilibrul se îndreaptă spre produsele originale.

Concluzionăm că echilibrul chimic poate fi rupt dacă creșteți sau scădeți:

1. temperatură;

2. presiune;

3. concentrația de substanțe.

Când catalizatorul este introdus în orice reacție, balanța nu se schimbă, adică echilibrul chimic nu este încălcat.