Condiții pentru o reacție chimică ireversibilă. Reacții chimice reversibile și ireversibile

Una dintre cele mai importante caracteristici ale unei reacții chimice este adâncimea (gradul) de conversie, care arată cât de mult sunt transformate materiile prime în produse de reacție. Cu cât este mai mare, cu atât procesul poate fi mai economic. Rata de conversie depinde, printre alți factori, de reversibilitatea reacției.

Reversibil reacții , Spre deosebire de ireversibil, nu curg complet: niciunul dintre reactanți nu este consumat complet. În același timp, produsele de reacție interacționează cu formarea materiilor prime.

Să vedem câteva exemple:

1) volume egale de iod gazos și hidrogen sunt introduse într-un vas închis la o anumită temperatură. Dacă coliziunile moleculelor acestor substanțe au loc cu orientarea dorită și cu energie suficientă, atunci legături chimice poate fi rearanjat cu formarea unui compus intermediar (complex activat, vezi p. 1.3.1). O rearanjare suplimentară a legăturilor poate duce la descompunerea compusului intermediar în două molecule de iodură de hidrogen. Ecuația de reacție:

H 2 + I 2 ® 2HI

Dar moleculele de iodură de hidrogen se vor ciocni la întâmplare cu moleculele de hidrogen, iod și între ele. Când moleculele HI se ciocnesc, nimic nu împiedică formarea unui compus intermediar, care se poate descompune apoi în iod și hidrogen. Acest proces este exprimat prin ecuația:

2HI ® H 2 + I 2

Astfel, în acest sistem, vor apărea simultan două reacții - formarea iodurii de hidrogen și descompunerea acestuia. Ele pot fi exprimate într-una singură ecuație generală

H 2 + I 2 "2HI

Reversibilitatea procesului este indicată de semnul „.

O reacție îndreptată către acest caz spre formarea iodurii de hidrogen se numește direct, iar opusul se numește invers.

2) dacă amestecați doi moli de dioxid de sulf cu un mol de oxigen, creați condiții în sistem care sunt favorabile reacției și, după un timp, analizați amestecul de gaze, rezultatele vor arăta că atât SO 3 - produsul de reacție și substanțele inițiale - SO 2 și O 2. Dacă oxidul de sulf (+6) este plasat în aceleași condiții ca un material de pornire, atunci va fi posibil să se constate că o parte din acesta se descompune în oxigen și oxid de sulf (+4) și raportul final dintre cantitățile celor trei substanțele vor fi aceleași ca în cazul când au pornit dintr-un amestec de dioxid de sulf și oxigen.

Astfel, interacțiunea dioxidului de sulf cu oxigenul este, de asemenea, un exemplu de reacție chimică reversibilă și este exprimată prin ecuație

2SO 2 + O 2 "2SO 3

3) interacțiunea fierului cu acid clorhidric se desfășoară conform ecuației:

Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2

Cu o cantitate suficientă de acid clorhidric, reacția se va termina când

tot fierul este epuizat. În plus, dacă încercați să efectuați această reacție în direcția opusă - trecerea hidrogenului printr-o soluție de clorură ferică, atunci fierul metalic și acidul clorhidric nu vor funcționa - această reacție nu poate merge în direcția opusă. Astfel, interacțiunea fierului cu acidul clorhidric este o reacție ireversibilă.

Cu toate acestea, trebuie avut în vedere faptul că, teoretic, orice proces ireversibil poate fi reprezentat reversibil procedând în anumite condiții, adică în principiu, toate reacțiile pot fi considerate reversibile. Dar foarte des predomină în mod clar una dintre reacții. Acest lucru se întâmplă în cazurile în care produsele de interacțiune sunt îndepărtate din sfera de reacție: se formează un precipitat, se degajă gaz și se formează practic produse nedisociabile în timpul reacțiilor de schimb ionic; sau când procesul opus este practic suprimat din cauza excesului evident al substanțelor inițiale. Astfel, excluderea naturală sau artificială a posibilității unei reacții în spate poate aduce procesul aproape până la capăt.

Exemple de astfel de reacții sunt interacțiunea clorurii de sodiu cu azotatul de argint în soluție

NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3,

bromură de cupru cu amoniac

CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,

neutralizarea acidului clorhidric cu soluție de hidroxid de sodiu

HCI + NaOH ® NaCl + H 2 O.

Toate acestea sunt doar exemple practic procese ireversibile, deoarece clorura de argint este de asemenea oarecum solubilă, iar cationul complex 2+ nu este absolut stabil și apa se disociază, deși într-o măsură extrem de nesemnificativă.

Reacții chimice reversibile și ireversibile. Echilibru chimic. Schimbarea echilibrului sub influența diferiților factori

Echilibru chimic

Reacțiile chimice care se desfășoară într-o direcție sunt numite ireversibil.

Majoritatea proceselor chimice sunt reversibil... Aceasta înseamnă că, în aceleași condiții, apar atât reacții directe, cât și reacții inverse (mai ales dacă este vorba pe sisteme închise).

De exemplu:

a) reacție

$ CaCO_3 (→) ↖ (t) CaO + CO_2 $

în sistem deschis ireversibil;

b) aceeași reacție

$ CaCO_3⇄CaO + CO_2 $

într-un sistem închis este reversibil.

Să luăm în considerare mai detaliat procesele care apar 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 cu timpul, rata reacției directe scade, de asemenea.

Apariția produselor de reacție înseamnă posibilitatea unei reacții inverse și, cu timpul, concentrațiile substanțelor $ C $ și $ D $ cresc, ceea ce înseamnă că viteza reacției inverse crește și:

$ (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 inversă 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 produse de reacție rămân neschimbate. Ei sunt numiti, cunoscuti concentrațiile de echilibru... La nivel macro, nimic nu pare să se schimbe în ansamblu. Dar, de fapt, atât procesele directe, cât și cele inversă continuă să continue, dar cu viteză egală... Prin urmare, un astfel de echilibru în sistem se numește mobilși dinamic.

Constanta de echilibru

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

Apoi, din moment ce $ (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 $ - exponenți egali cu coeficienții reacției reversibile; $ K_ (egal) $ - constanta echilibrului chimic.

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

La o temperatură constantă, constanta de echilibru este o valoare constantă pentru o reacție reversibilă dată. Arată raportul 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 materiilor prime și ale produselor de reacție la o anumită temperatură.

Valoarea constantei de echilibru caracterizează randamentul produselor de reacție, completitudinea cursului său. Dacă obțineți $ K_ (egal) >> 1 $, aceasta înseamnă că în 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 ridicat.

Pentru $ K_ (egal)

$ CH_3COOC_2H_5 + H_2O⇄CH_3COOH + C_2H_5OH $

constanta de echilibru

$ K_ (egal) = () / () $

la 20 $ C $ are o valoare de 0,28 $ $ (adică mai puțin de 1 $ $). Aceasta înseamnă că o parte semnificativă a eterului nu a fost hidrolizată.

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

constanta de echilibru este exprimată după cum urmează:

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

Valoarea constantei de echilibru depinde de natura substanțelor care reacționează și de temperatură.

Constanta nu depinde de prezența unui catalizator, deoarece schimbă energia de activare atât a reacțiilor directe, cât și a celor inversă cu aceeași cantitate. Catalizatorul poate accelera debutul echilibrului doar fără a afecta valoarea constantei de echilibru.

Schimbarea echilibrului sub influența diferiților factori

Starea de echilibru este menținută în mod arbitrar mult timp în condiții externe constante: temperatură, concentrația substanțelor de pornire, presiune (dacă gazele sunt implicate sau se formează în reacție).

Prin schimbarea acestor condiții, este posibil să se transfere sistemul dintr-o stare de echilibru în alta care îndeplinește noile condiții. O astfel de tranziție se numește deplasare sau schimbarea echilibrului.

Considera căi diferite deplasarea echilibrului prin exemplul reacției de interacțiune a azotului și hidrogenului cu formarea amoniacului:

$ N_2 + 3H_2⇄2HN_3 + Q $

$ K_ (egal) = (^ 2) / (^ 3) $

Efectul modificării concentrației de substanțe

Când se adaugă azot $ N_2 $ și hidrogen $ Н_2 $ la amestecul de reacție, concentrația acestor gaze crește, ceea ce înseamnă că viteza reacției directe crește. Echilibrul se deplasează spre dreapta, către produsul de reacție, adică spre amoniac $ NH_3 $.

Aceeași concluzie poate fi făcută analizând expresia constantei de echilibru. Cu o creștere a concentrației de azot și hidrogen, numitorul crește și, din moment ce $ K_ (egal) $ este o valoare constantă, numeratorul trebuie să crească. Astfel, cantitatea de produs de reacție $ NH_3 $ va crește în amestecul de reacție.

O creștere a concentrației produsului de reacție amoniac $ NH_3 $ va duce la o deplasare a echilibrului spre stânga, spre formarea substanțelor inițiale. Această concluzie poate fi trasă pe baza unui raționament similar.

Influența modificărilor de presiune

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

Să presupunem că presiunea într-un sistem închis a crescut, 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, numeratorul din expresia pentru $ K_ (egal) $ va crește de 4 ori, iar numitorul cu 16 $ $ ori, adică echilibrul va fi deranjat. Pentru recuperarea sa, concentrația de amoniac trebuie să crească și concentrația de azot și hidrogen trebuie să scadă. Echilibrul se va deplasa spre dreapta. Modificarea presiunii nu are practic niciun efect asupra volumului de lichid și solide, adică nu le schimbă concentrația. În consecință, starea echilibrului chimic al reacțiilor în care nu sunt implicate gaze nu depinde de presiune.

Influența schimbării temperaturii

Pe măsură ce temperatura crește, după cum știți, ratele tuturor reacțiilor (exo- și endotermice) cresc. Mai mult, o creștere a temperaturii are un efect mai mare asupra ratei acelor reacții care au o energie mare de activare și, prin urmare, endotermă.

Astfel, viteza reacției inverse (în exemplul nostru, endotermic) crește mai mult decât rata reacției directe. Echilibrul se va deplasa spre proces, însoțit de absorbția energiei.

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

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

Să tragem concluzii:

cu o creștere a concentrației reactanților, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre formarea produselor de reacție;
cu o creștere a concentrației produselor de reacție, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre formarea substanțelor inițiale;
odată cu creșterea presiunii, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre reacția în care volumul substanțelor gazoase formate este mai mic;
pe măsură ce temperatura crește, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre reacția endotermă;
cu scăderea temperaturii - spre procesul exoterm.

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

Lecția va acoperi tema „Reacții chimice reversibile și ireversibile. Echilibru chimic”, Vor fi luați în considerare factorii care influențează schimbarea echilibrului chimic. Te vei familiariza cu principiul Le Chatelier. Se introduce conceptul de reacții reversibile și ireversibile.

Subiect: Clasificarea reacțiilor, termochimie, viteză

Lecție: reacții chimice reversibile și ireversibile. Echilibrul chimic și metodele de deplasare a acestuia

Luați în considerare o reacție abstractă, pe care o vom scrie sub forma:

A + B → AB, reacție directă. Dar multe reacții chimice pot merge în direcția opusă.

ABA + B; Reacție.

Pentru scurtă durată, această reacție este înregistrată folosind două săgeți, una înainte și cealaltă înapoi.

A + BAB

Pe măsură ce temperatura crește, rata majorității reacțiilor chimice crește. Dar se dovedește că, în cazul unor reacții, produsul de reacție începe deja să se descompună la o temperatură atunci când se desfășoară cu o viteză bună. În special, această situație apare atunci când hidrogenul interacționează cu iodul în producția de iodură de hidrogen.

H 2 +Eu 2 (1)

Viteza reacției chimice crește odată cu creșterea concentrației substanțelor inițiale și, în consecință, scade odată cu scăderea concentrației substanțelor inițiale. Se pare că, pe măsură ce reacțiile progresează, viteza reacției directe va scădea, deoarece substanțele inițiale vor fi consumate. Și viteza reacției inverse va crește, deoarece concentrația substanței AB a celei inițiale pentru reacția inversă va crește treptat. Cât timp va scădea viteza reacției directe și va crește cea inversă? Aceasta va fi până în momentul în care viteza reacțiilor înainte și înapoi devine egală. Va veni echilibrul chimic. Orez. unu.

Orez. unu

Echilibrul chimic este o stare a unui sistem de reacție în care ratele reacțiilor înainte și invers sunt egale.

Concentrația de echilibru a substanțelor este concentrația substanțelor din amestecul de reacție într-o stare de echilibru chimic. Se notează concentrația de echilibru formula chimica substanță închisă între paranteze drepte.

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

Orez. 2

Echilibru chimic(Fig. 2) diferă de conceptul obișnuit de „echilibru” pentru noi. Echilibrul chimic este dinamic. Într-un sistem într-o stare de echilibru chimic, apar 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 de o constantă de echilibru, egal cu raportul constante de viteză înainte și înapoi reacții.

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

Dacă , atunci există mai multe substanțe inițiale în sistem. Dacă , atunci există mai mulți produse de reacție în sistem.

Dacă constanta de echilibru este semnificativ mai mare de 1, această reacție se numește ireversibilă.

Ireversibile sunt reacțiile chimice care apar într-o singură direcție până când unul dintre reactivi este complet consumat.

De exemplu, aceasta este o reacție:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5(2)

Reversibile sunt reacțiile chimice care se desfășoară reciproc direcții opuseîn aceleași condiții.

Dacă se schimbă condițiile externe, atunci starea de echilibru chimic va fi încălcată. Schimbarea echilibrului în funcție de modificările condițiilor externe din vedere generala determinat

· Principiul lui Le Chatelier: dacă un sistem în echilibru este influențat din exterior prin schimbarea oricăreia dintre condițiile care determină poziția de echilibru, atunci acesta se deplasează în direcția procesului, cursul căruia slăbește efectul efectului produs.

Astfel, o creștere a temperaturii determină o schimbare a echilibrului în direcția proceselor, fluxul căruia este însoțit de absorbția căldurii, în timp ce o scădere a temperaturii acționează în direcția opusă.

Echilibrul se deplasează spre dreapta dacă concentrațiile de echilibru ale produselor de reacție directă au crescut. Dacă concentrațiile de echilibru ale substanțelor inițiale ale reacției directe cresc, atunci echilibrul se deplasează spre stânga. Ce factori pot fi modificați pentru a schimba echilibrul? Aceasta este

· Temperatura

· Presiune

Concentrațiile de substanțe

Adăugarea catalizatorului

Modificarea zonei suprafeței de reacție a reacțiilor eterogene

Adăugarea unui catalizator și schimbarea suprafeței de reacție a reacțiilor eterogenenu afectează schimbarea echilibrului chimic.

Considerăm factorii rămași mai detaliat.

Temperatura

Reacția de sinteză a amoniacului (Fig. 3)

se refera la exoterm reacții. În timpul trecerii reacției directe, căldura este eliberată și, în timpul trecerii reacției inverse, este absorbită. Dacă temperatura crește, atunci, conform regulii lui Le Chatelier, echilibrul se va deplasa într-o astfel de direcție încât să reducă acest efect. În acest caz La stânga,întrucât căldura este absorbită. Reacția de sinteză a amoniacului se efectuează la o temperatură de aproximativ 500

Dacă reacția endotermic, atunci o creștere a temperaturii va duce la o schimbare a echilibrului La dreapta.

Modificarea concentrației substanțelor

Odată cu creșterea concentrației oricăreia dintre substanțele care participă la reacția de echilibru, echilibrul reacției se va deplasa spre consumul său și, în consecință, cu o scădere a concentrației oricăreia dintre substanțe, către reacția de formare a acesteia. De exemplu, odată cu creșterea concentrației de azot în reacția de sinteză a amoniacului, echilibrul se va deplasa spre dreapta, adică spre consumul de azot. Dacă, în această reacție, amoniacul este îndepărtat din amestecul de reacție, atunci echilibrul se va deplasa spre formarea sa. Acest lucru se poate face, de exemplu, prin dizolvarea amoniacului în apă.

Schimbarea presiunii

O modificare a presiunii poate afecta doar reacțiile care implică substanțe gazoase. Dacă presiunea din reacția de sinteză a amoniacului este crescută, echilibrul se va deplasa către o scădere a numărului de moli de gaze. Dacă numărul de moli de gaz din stânga este mai mare decât cel din dreapta, echilibrul se va deplasa spre formarea amoniacului.

Dacă numărul de moli de gaz este același în stânga și în dreapta, de exemplu, în reacția de obținere a oxidului de azot (II),

N 2 + O 2 (3)

atunci schimbarea presiunii nu va afecta poziția echilibrului chimic în astfel de reacții. Studiul echilibrului chimic are mare importanță, în ceea ce privește cercetarea teoretică, și pentru rezolvarea problemelor practice. Determinând poziția de echilibru pentru diferite temperaturi și presiuni, puteți alege cele mai favorabile condiții pentru procesul chimic. Alegerea finală a condițiilor necesită luarea în considerare a influenței acestora asupra ritmului procesului.

Rezumatul lecției

Lecția a studiat tema „Echilibru chimic”, luând în considerare condițiile pentru deplasarea echilibrului în cazul reacțiilor reversibile.

Bibliografie

1. Rudzita G.E. Chimie. Cele elementare Chimie generală... Clasa a 11-a: manual pentru instituțiile de învățământ: un nivel de bază de/ GE. Rudzita, F.G. Feldman. - ediția a XIV-a - M.: Educație, 2012.

2. Popel P.P. Chimie: clasa a 8-a: manual pentru învățământul general institutii de invatamant/ P.P. Popel, L.S. Krivlya. - К.: IC „Academia”, 2008. - 240 p.: Bolnav.

3. Gabrielyan O.S. Chimie. Clasa a 11a. Un nivel de bază al. A 2-a ed., Șters. - M.: Bustard, 2007 .-- 220 p.

1. Electronegativitate. Diferența dintre legăturile covalente polare și legăturile ionice ().

3. Polegerea electronegativității atomilor ().

Teme pentru acasă

1. Nr. 7-9 (p. 63) Rudzitis G.Ye. Chimie. Bazele chimiei generale. Clasa a 11-a: manual pentru instituțiile de învățământ: nivel de bază / G.E. Rudzita, F.G. Feldman. - ediția a XIV-a. - M.: Educație, 2012.

2. Ce factori nu afectează schimbarea echilibrului chimic?

3. Care sunt condițiile pentru apariția echilibrului chimic.

>> Chimie: Reacții reversibile și ireversibile

CO2 + H2O = H2CO3

Lăsați soluția acidă rezultată să stea în trepied. După un timp, vom vedea că soluția devine din nou violet, deoarece acidul s-a descompus în substanțele originale.

Acest proces poate fi realizat mult mai repede dacă aproximativ o treime din soluție acid carbonic... În consecință, reacția de obținere a acidului carbonic are loc atât în direcția înainte, cât și în direcția opusă, adică este reversibilă. Reversibilitatea reacției este indicată de două săgeți direcționate opus:

Printre reacțiile reversibile care stau la baza preparării celor mai importante produse chimice, să numim, ca exemplu, reacția de sinteză (compus) a oxidului de sulf (VI) din oxidul de sulf (IV) și oxigen.

1. Reacții reversibile și ireversibile.

2. Regula lui Berthollet.

Scrieți ecuațiile reacțiilor de ardere, care au fost menționate în textul paragrafului, făcând o diferență că, ca urmare a acestor reacții, se formează oxizi ai acelor elemente din care sunt construiți substanțele inițiale.

Oferiți caracteristicile ultimelor trei reacții efectuate la sfârșitul paragrafului, conform planului: a) natura și numărul de reactivi și produse; b) starea de agregare; c) direcție: d) prezența unui catalizator; e) eliberarea sau absorbția căldurii

Ce inexactitate este permisă la intrarea ecuației de reacție pentru arderea calcarului propusă în textul paragrafului?

Cât de adevărată este afirmația că reacțiile compuse sunt, de regulă, reacții exotermale? Justificați-vă punctul de vedere folosind faptele date în manual.

Conținutul lecției schița lecției suport cadru prezentare lecție metode accelerative tehnologii interactive Practică sarcini și exerciții ateliere de auto-testare, antrenamente, cazuri, întrebări teme de discuții teme întrebări retorice de la elevi Ilustrații audio, clipuri video și multimedia fotografii, imagini, diagrame, tabele, scheme umor, anecdote, distracție, pilde de benzi desenate, zicători, cuvinte încrucișate, citate Suplimente rezumate articole jetoane pentru foile de trucuri curioase manuale de bază vocabularul de bază și suplimentar al termenilor altele Îmbunătățirea manualelor și a lecțiilorremedieri de erori în tutorial actualizarea unui fragment din manual elemente de inovație în lecție înlocuind cunoștințele învechite cu altele noi Numai pentru profesori lecții perfecte plan calendaristic pentru anul instrucțiuni agenda de discuții Lecții integrate

Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două grupe: reacții ireversibile și reversibile. Reacțiile ireversibile continuă până la capăt - până când una dintre substanțele care reacționează este complet consumată. Reacțiile reversibile nu se desfășoară complet: într-o reacție reversibilă, niciunul dintre reactanți nu este consumat complet. Această diferență se datorează faptului că o reacție ireversibilă poate avea loc într-o singură direcție. O reacție reversibilă poate continua atât în direcția înainte, cât și în direcția inversă.

Să ne uităm la două exemple.

Exemplul 1. Interacțiunea dintre zinc și concentrat acid azotic se desfășoară conform ecuației:

Cu o cantitate suficientă de acid azotic, reacția se va termina numai atunci când tot zincul s-a dizolvat. În plus, dacă încercați să efectuați această reacție în direcția opusă - trecerea dioxidului de azot printr-o soluție de azotat de zinc, atunci zincul metalic și acidul azotic nu vor funcționa - această reacție nu poate continua în direcția opusă. Astfel, interacțiunea zincului cu acidul azotic este o reacție ireversibilă.

Exemplul 2. Sinteza amoniacului se desfășoară conform ecuației:

Dacă amestecați un mol de azot cu trei moli de hidrogen, implementați condiții în sistem care favorizează reacția și după un timp suficient pentru a analiza amestecul de gaze, atunci rezultatele analizei vor arăta că nu numai produsul de reacție (amoniac ) vor fi prezente în sistem, dar și substanțele inițiale (azot și hidrogen). Dacă acum, în aceleași condiții, nu un amestec de azot-hidrogen, ci amoniac este plasat ca substanță de pornire, atunci va fi posibil să se constate că o parte din amoniac se va descompune în azot și hidrogen, iar raportul final dintre cantități din toate cele trei substanțe vor fi aceleași ca în cazul când se începe de la un amestec de azot și hidrogen. Astfel, sinteza amoniacului este o reacție reversibilă.

În ecuațiile reacțiilor reversibile, în loc de semnul egal, puteți pune săgeți; ele simbolizează cursul reacției atât în direcția înainte, cât și în sens invers.

În fig. 68 arată schimbarea în timp a reacțiilor de reacție directă și inversă. Inițial, când materialele de pornire sunt amestecate, viteza reacției directe este mare, iar viteza reacției inversă este zero. Pe măsură ce reacția continuă, materiile prime sunt consumate și concentrațiile lor scad.

Orez. 63. Modificarea vitezei reacțiilor înainte și înapoi în timp.

Ca urmare, viteza reacției directe scade. În același timp, apar produse de reacție și concentrația lor crește. Ca urmare, începe să apară o reacție inversă, iar viteza sa crește treptat. Când viteza reacțiilor directe și inversă devine aceeași, apare echilibrul chimic. Deci, în ultimul exemplu echilibrul se stabilește între azot, hidrogen și amoniac.

Echilibrul chimic se numește echilibru dinamic. Acest lucru subliniază faptul că, în echilibru, apar atât reacții directe, cât și reacții inverse, dar ratele lor sunt aceleași, în urma cărora schimbările în sistem nu sunt vizibile.

Caracteristica cantitativă a echilibrului chimic este o cantitate numită constantă a echilibrului chimic. Să o luăm în considerare la exemplul reacției de sinteză a iodului-hidrogen:

Conform legii acțiunii în masă, ratele reacțiilor directe și inverse sunt exprimate prin ecuațiile:

În echilibru, ratele reacțiilor înainte și inversă sunt egale între ele, de unde

Raportul dintre constantele de viteză ale reacțiilor înainte și invers este, de asemenea, o constantă. Se numește constanta de echilibru a acestei reacții (K):

De aici în cele din urmă

În partea stângă a acestei ecuații sunt acele concentrații de substanțe care interacționează, care sunt stabilite la concentrații de echilibru - echilibru. Partea dreaptă a ecuației este o valoare constantă (la temperatură constantă).

Se poate arăta că în cazul general al unei reacții reversibile

constanta de echilibru este exprimată prin ecuația:

Aici litere mari denotați formule de substanțe și mici indicați coeficienți în ecuația reacției.

Astfel, la o temperatură constantă, constanta de echilibru a unei reacții reversibile este o valoare constantă care indică raportul dintre concentrațiile produselor de reacție (numărător) și substanțele inițiale (numitor), care se stabilește la echilibru.

Ecuația constantei de echilibru arată că în condiții de echilibru concentrațiile tuturor substanțelor care participă la reacție sunt interconectate. O modificare a concentrației oricăreia dintre aceste substanțe implică o modificare a concentrației tuturor celorlalte substanțe; ca rezultat, se stabilesc noi concentrații, dar raportul dintre ele corespunde din nou constantei de echilibru.

Valoarea numerică a constantei de echilibru în prima aproximare caracterizează randamentul acestei reacții. De exemplu, atunci când randamentul reacției este mare, deoarece în acest caz

adică la echilibru, concentrația produselor de reacție este mult mai mare decât concentrațiile materiilor prime, ceea ce înseamnă că randamentul reacției este mare. La (dintr-un motiv similar), randamentul reacției este mic.

În cazul reacțiilor eterogene, expresia constantei de echilibru, precum și expresia legii de acțiune a maselor (vezi § 58), includ concentrațiile numai acelor substanțe care se află în faza gazoasă sau lichidă. De exemplu, pentru reacție

constanta de echilibru are forma:

Valoarea constantei de echilibru depinde de natura substanțelor care reacționează și de temperatură. Nu depinde de prezența catalizatorilor. După cum sa menționat deja, constanta de echilibru este egală cu raportul dintre constantele de viteză ale reacțiilor înainte și inversă. Deoarece catalizatorul schimbă energia de activare atât a reacțiilor directe, cât și a celor inversă cu aceeași cantitate (a se vedea § 60), nu are niciun efect asupra raportului constantelor lor de viteză.

Prin urmare, catalizatorul nu afectează valoarea constantei de echilibru și, prin urmare, nu poate nici crește, nici scădea randamentul reacției. Poate accelera sau încetini doar debutul echilibrului.