Varianta de echilibru chimic al reacțiilor reversibile. reacții ireversibile și reversibile. Exemple de reacții reversibile
Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două grupe: reacții ireversibile și reacții reversibile. Reacțiile ireversibile continuă până la sfârșit - până când unul dintre reactanți este consumat complet. Reacțiile reversibile nu merg până la final: într-o reacție reversibilă, niciunul dintre reactanți nu este consumat complet. Această diferență se datorează faptului că o reacție ireversibilă poate avea loc doar într-o singură direcție. O reacție reversibilă poate avea loc atât în direcția înainte, cât și în sens invers.
Să luăm în considerare două exemple.
Exemplul 1. Interacțiunea dintre zinc și acidul azotic concentrat se desfășoară conform ecuației:
Cu o cantitate suficientă de acid azotic, reacția se va termina numai când tot zincul s-a dizolvat. În plus, dacă încercăm să realizăm această reacție în direcție inversă- treceți dioxidul de azot printr-o soluție de azotat de zinc, apoi zincul metalic și acidul azotic nu vor funcționa - această reacție nu poate avea loc în sens invers. Astfel, interacțiunea zincului cu acidul azotic este o reacție ireversibilă.
Exemplul 2. Sinteza amoniacului se desfășoară conform ecuației:
Dacă un mol de azot este amestecat cu trei moli de hidrogen, condiții favorabile pentru ca reacția să aibă loc în sistem, iar după un timp suficient se analizează amestecul de gaze, 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 este plasat un amestec de azot-hidrogen, ci amoniac, ca substanță inițială, atunci va fi posibil să găsim că o parte a amoniacului se descompune în azot și hidrogen și raportul final dintre cantități. dintre toate cele trei substanțe va fi la fel ca în acel caz când se pleacă de la un amestec de azot și hidrogen. Astfel, sinteza amoniacului este o reacție reversibilă.
În ecuațiile reacțiilor reversibile se pot folosi săgeți în locul semnului egal; ele simbolizează fluxul reacției atât în direcția înainte, cât și în sens invers.
Pe fig. 68 arată modificarea ratelor reacțiilor directe și inverse în timp. Inițial, când materiile prime sunt amestecate, viteza reacției directe este mare, iar viteza reacției inverse este zero. Pe măsură ce reacția continuă, materiile prime sunt consumate și concentrațiile lor scad.
Orez. 63. Modificarea ratei reacțiilor directe și inverse în timp.
Ca urmare, viteza reacției directe scade. În același timp, apar produse de reacție și concentrația lor crește. Ca urmare, începe să aibă loc o reacție inversă, iar viteza acesteia crește treptat. Când vitezele reacțiilor directe și inverse devin egale, apare echilibrul chimic. Deci, în ultimul exemplu, se stabilește un echilibru între azot, hidrogen și amoniac.
Echilibrul chimic se numește echilibru dinamic. Acest lucru subliniază faptul că, la echilibru, au loc atât reacții directe, cât și reacții inverse, dar ratele lor sunt aceleași, drept urmare modificările sistemului nu sunt vizibile.
O caracteristică cantitativă a echilibrului chimic este o mărime numită constanta echilibrului chimic. Luați în considerare acest lucru folosind exemplul reacției de sinteză iod-hidrogen:
Conform legii acțiunii în masă, vitezele reacțiilor directe și inverse sunt exprimate prin ecuațiile:
La echilibru, ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale între ele, de unde
Raportul constantelor de viteză ale reacțiilor directe și inverse este, de asemenea, o constantă. Se numește constanta de echilibru a acestei reacții (K):
Prin urmare, în sfârșit
În partea stângă a acestei ecuații sunt acele concentrații de substanțe care interacționează care sunt stabilite la echilibru - concentrații de echilibru. Partea dreaptă a ecuației este o valoare constantă (la temperatură constantă).
Se poate arăta că în cazul general al unei reacţii reversibile
constanta de echilibru se exprimă prin ecuația:
Aici, literele mari denotă formulele substanțelor, iar literele mici indică coeficienții din ecuația de reacție.
Astfel, la o temperatură constantă, constanta de echilibru a unei reacții reversibile este o valoare constantă care arată raportul dintre concentrațiile produselor de reacție (numărător) și materiile prime (numitor), care se stabilește la echilibru.
Ecuația constantă 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 concentrațiilor tuturor celorlalte substanțe; ca urmare, se stabilesc noi concentrații, dar raportul dintre ele corespunde din nou cu constanta de echilibru.
Valoarea numerică a constantei de echilibru în prima aproximare caracterizează randamentul acestei reacții. De exemplu, la , randamentul de reacție este mare, deoarece în același timp
adică, la echilibru, concentrațiile produselor de reacție sunt mult mai mari decât concentrațiile materiilor prime, ceea ce înseamnă că randamentul de reacție este mare. La (dintr-un motiv similar), randamentul reacției este mic.
În cazul reacțiilor eterogene, expresia constantei de echilibru, precum și expresia legii acțiunii masei (vezi § 58), includ concentrațiile numai acelor substanțe care se află în fază gazoasă sau lichidă. De exemplu, pentru reacție
constanta de echilibru are forma:
Valoarea constantei de echilibru depinde de natura reactanților și de temperatură. Nu depinde de prezența catalizatorilor. După cum sa menționat deja, constanta de echilibru este egală cu raportul constantelor de viteză ale reacțiilor directe și inverse. Deoarece catalizatorul modifică energia de activare atât a reacțiilor directe, cât și a reacțiilor inverse cu aceeași cantitate (vezi § 60), acesta nu afectează raportul dintre constantele lor de viteză.
Prin urmare, catalizatorul nu afectează valoarea constantei de echilibru și, prin urmare, nu poate nici să crească, nici să scadă randamentul reacției. Nu poate decât să accelereze sau să încetinească apariția echilibrului.
DEFINIȚIE
Reactie chimica numită transformarea substanţelor în care are loc o modificare a compoziţiei şi (sau) structurii lor.
Reacția este posibilă cu un raport favorabil de energie și factori de entropie. Dacă acești factori se echilibrează între ei, starea sistemului nu se schimbă. În astfel de cazuri, se spune că sistemele sunt în echilibru.
Reacțiile chimice care au loc într-o singură direcție se numesc ireversibile. Majoritatea reacțiilor chimice sunt reversibile. Aceasta înseamnă că, în aceleași condiții, apar atât reacții directe, cât și reacții inverse (mai ales când vine vorba de sisteme închise).
Starea unui sistem în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse se numește echilibru chimic. . În acest caz, concentrațiile de reactanți și produși de reacție rămân neschimbate (concentrații de echilibru).
Constanta de echilibru
Luați în considerare reacția pentru obținerea amoniacului:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g)
Să notăm expresiile pentru calcularea vitezei reacțiilor directe (1) și inverse (2):
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale, așa că putem scrie:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Raportul a două constante este o constantă. Constanta de echilibru este raportul dintre constantele vitezei reacțiilor directe și inverse.
K = 2 / 3
Dacă este exprimat în vedere generala, apoi constanta de echilibru:
mA + nB ↔ pC +qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Constanta de echilibru este raportul dintre produsele concentrațiilor produselor de reacție crescute la puterile egale cu coeficienții lor stoichiometrici și produsul concentrațiilor substanțelor inițiale ridicate la puterile egale cu coeficienții lor stoichiometrici.
Dacă K este exprimat în termeni de concentrații de echilibru, atunci K s este cel mai adesea notat. De asemenea, este posibil să se calculeze K pentru gaze în funcție de presiunile lor parțiale. În acest caz, K este notat cu K p. Există o relație între K s și K p:
K p \u003d K c × (RT) Δn,
unde Δn este modificarea numărului tuturor molilor de gaze în timpul tranziției de la reactanți la produse, R este constanta universală a gazului.
K este independent de concentrație, presiune, volum și prezența unui catalizator și depinde de temperatură și de natura reactanților. Dacă K este mult mai mic decât 1, atunci există mai multe substanțe inițiale în amestec, iar în cazul cu mult mai mult de 1, există mai multe produse în amestec.
Echilibru eterogen
Luați în considerare reacția
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Prin urmare, expresia constantei de echilibru nu include concentrațiile componentelor fazei solide
Echilibrul chimic are loc în prezența tuturor componentelor sistemului, dar constanta de echilibru nu depinde de concentrațiile substanțelor din faza solidă. echilibru chimic - proces dinamic. K oferă informații despre cursul reacției, iar ΔG - despre direcția acesteia. Sunt înrudite între ele:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × lgK
Schimbarea echilibrului chimic. Principiul lui Le Chatelier
Din punct de vedere al proceselor tehnologice, reacțiile chimice reversibile nu sunt benefice, deoarece este necesar să se cunoască modul de creștere a randamentului produsului de reacție, adică. este necesar să învățați cum să deplasați echilibrul chimic către produșii reacției.
Luați în considerare o reacție în care este necesar să creșteți randamentul de amoniac:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g), ΔН< 0
Pentru a deplasa echilibrul în direcția unei reacții directe sau inverse, este necesar să se utilizeze Principiul lui Le Chatelier: daca un sistem aflat in echilibru este afectat de un factor din exterior (cresterea sau scaderea temperaturii, presiunii, volumului, concentratiei substantelor), atunci sistemul contracareaza acest efect.
De exemplu, dacă temperatura într-un sistem de echilibru este crescută, atunci din 2 posibile reacții cel care va fi endotermic va merge; Dacă presiunea crește, echilibrul se va deplasa în direcția de reacție cu un numar mare mol de substanțe; dacă volumul din sistem este redus, atunci deplasarea echilibrului va fi direcționată către o creștere a presiunii; dacă se mărește concentrația uneia dintre substanțele inițiale, atunci din 2 reacții posibile va merge una care va duce la scăderea concentrației de echilibru a produsului.
Deci, în raport cu reacția avută în vedere, pentru a crește randamentul de amoniac, este necesară creșterea concentrației substanțelor inițiale; scădeți temperatura, deoarece reacția directă este exotermă, creșteți presiunea sau micșorați volumul.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două grupe: ireversibile și reversibile e reacții. reacții ireversibile curge până la capăt (până la consumarea completă a unuia dintre reactivi), iar în reversibil niciunul dintre reactanți nu este consumat complet, deoarece o reacție reversibilă poate avea loc atât în direcția înainte, cât și în sens invers.
Un exemplu de reacție ireversibilă:
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Un exemplu de reacție reversibilă:
Inițial, rata reacției înainte v pr este mare, iar viteza reacției inverse v vol este egal cu zero
 | Dependența ratelor reacțiilor directe și inverse de timpul τ. Când aceste viteze sunt egale, apare echilibrul chimic. |
Pe măsură ce reacția continuă, materiile prime sunt consumate și concentrațiile lor scad. În același timp, apar produse de reacție, concentrațiile acestora cresc. Ca urmare, începe să aibă loc o reacție inversă, iar viteza acesteia crește treptat. Când vitezele reacțiilor directe și inverse devin egale, apare echilibrul chimic. Este dinamică, deoarece, deși concentrațiile de substanțe din sistem rămân constante, reacția continuă să se desfășoare atât în sens înainte, cât și în sens invers.
Dacă egal v la v despre este posibil să se echivaleze expresiile lor după legea de acţiune a maselor *. De exemplu, pentru interacțiunea reversibilă a hidrogenului cu iodul:
k pr ··= k vol. 2 sau
Atitudine constantele de viteză ale reacțiilor directe și inverse (K) se numește constantă de echilibru. La o temperatură constantă, constanta de echilibru este o valoare constantă care arată raportul dintre concentrațiile produselor și substanțelor inițiale, care se stabilește la echilibru. Valoare K depinde de natura reactanților și de temperatură.
Sistemul este într-o stare de echilibru atâta timp cât condițiile externe rămân constante. Odată cu creșterea concentrației oricăreia dintre substanțele care participă la reacție, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe; când concentrația oricăreia dintre substanțe scade, echilibrul se deplasează spre formarea acestei substanțe.
reversibilîn cinetica chimică, se numesc astfel de reacții care se desfășoară simultan și independent în două direcții - înainte și invers, dar cu viteze diferite. Pentru reacțiile reversibile, este caracteristic ca la ceva timp după începerea lor, vitezele reacțiilor directe și inverse devin egale și se instalează o stare de echilibru chimic.
Toate reacțiile chimice sunt reversibile, dar în anumite condiții, unele dintre ele pot continua doar într-o singură direcție până când produsele inițiale dispar aproape complet. Astfel de reacții se numesc ireversibil. De obicei, reacțiile sunt ireversibile în care cel puțin un produs de reacție este îndepărtat din regiunea de reacție (în cazul unei reacții în soluții, acesta precipită sau este eliberat sub formă de gaz), sau reacții care sunt însoțite de un pozitiv mare. efect termic. În cazul reacțiilor ionice, reacția este practic ireversibilă dacă produce o substanță foarte slab solubilă sau ușor disociată.
Conceptul de reversibilitate a reacției avut în vedere aici nu coincide cu conceptul de reversibilitate termodinamică. O reacție cinetic reversibilă în sens termodinamic poate avea loc ireversibil. Pentru ca o reacție să poată fi numită reversibilă în sens termodinamic, viteza procesului direct trebuie să difere infinit puțin de viteza procesului invers și, în consecință, procesul în ansamblu trebuie să decurgă infinit lent.
În amestecurile de gaze ideale și în soluțiile lichide ideale, vitezele reacțiilor simple (în o singură etapă) se supun legea acțiunii în masă. Viteză reactie chimica(1.1) este descrisă prin ecuația (1.2), iar în cazul unei reacții directe poate fi reprezentată ca:
unde este constanta de viteză a reacției directe.
Astfel, viteza reacției inverse este:
În echilibru, deci:
Această ecuație exprimă legea acțiunii masei pentru echilibrul chimic în sistemele ideale; K - c o n s t a n t a r a v n o v e s şi i.
Constanta de reacție vă permite să găsiți compoziția de echilibru a amestecului de reacție în condiții date.
Legea acțiunii masei pentru vitezele de reacție poate fi explicată după cum urmează.
Pentru ca un act de reacție să aibă loc, este necesară o coliziune a moleculelor substanțelor inițiale, adică. moleculele ar trebui să se apropie unele de altele la o distanță de ordinul dimensiunilor atomice. Probabilitatea de a găsi într-un volum mic la un moment dat l molecule de substanță L, m molecule de substanță M etc. proporțional cu ..... , prin urmare, numărul de ciocniri pe unitatea de volum pe unitatea de timp este proporțional cu această valoare; aceasta implică ecuația (1.4).
Se încarcă...
