Honnan lehet tudni, hogy egy reakció visszafordíthatatlan? Reverzibilis és irreverzibilis kémiai reakciók
Reverzibilis és irreverzibilis kémiai reakciók. Kémiai egyensúly. Az egyensúly eltolódása különböző tényezők hatására
Kémiai egyensúly
Az egy irányban lezajló kémiai reakciókat nevezzük visszafordíthatatlan.
A legtöbb kémiai folyamat az megfordítható. Ez azt jelenti, hogy azonos feltételek mellett mind az előre, mind a fordított reakciók végbemennek (főleg, ha zárt rendszerekről beszélünk).
Például:
a) reakció
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
nyitott rendszerben visszafordíthatatlan;
b) ugyanaz a reakció
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
zárt rendszerben reverzibilis.
Tekintsük részletesebben a reverzibilis reakciók során fellépő folyamatokat, például egy feltételes reakció esetében:
A tömeghatás törvénye alapján a közvetlen reakció sebessége
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Mivel a $A$ és $B$ anyagok koncentrációja idővel csökken, a közvetlen reakció sebessége is csökken.
A reakciótermékek megjelenése fordított reakció lehetőségét jelenti, és idővel a $C$ és $D$ anyagok koncentrációja nő, ami azt jelenti, hogy a fordított reakció sebessége is nő:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Előbb-utóbb olyan állapotba kerül, amelyben az előre és a visszirányú reakciók sebessége egyenlő lesz
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
A rendszer azon állapotát, amelyben az előrehaladó reakció sebessége megegyezik a fordított reakció sebességével, kémiai egyensúlynak nevezzük.
Ebben az esetben a reaktánsok és reakciótermékek koncentrációja változatlan marad. Felhívták őket egyensúlyi koncentrációk. Makroszinten úgy tűnik, hogy összességében semmi sem változik. Valójában azonban mind az előre, mind a visszirányú folyamatok továbbra is előfordulnak, de ugyanolyan sebességgel. Ezért a rendszerben az ilyen egyensúlyt ún MobilÉs dinamikus.
Egyensúlyi állandó
Jelöljük az anyagok egyensúlyi koncentrációit $[A], [B], [C], [D]$ alakban.
Majd mivel $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, honnan
$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(egyenlő) $
ahol $γ, δ, α, β$ a reverzibilis reakció együtthatóival egyenlő kitevők; $K_(egyenlő)$ a kémiai egyensúlyi állandó.
Az eredményül kapott kifejezés mennyiségileg írja le az egyensúlyi állapotot, és a tömeghatás törvényének matematikai kifejezése egyensúlyi rendszerekre.
Állandó hőmérsékleten az egyensúlyi állandó egy adott reverzibilis reakció állandó értéke. Megmutatja a reakciótermékek (számláló) és a kiindulási anyagok (nevező) koncentrációja közötti összefüggést, amely egyensúlyi állapotban jön létre.
Az egyensúlyi állandók kiszámítása kísérleti adatokból történik, meghatározva a kiindulási anyagok és reakciótermékek egyensúlyi koncentrációját egy adott hőmérsékleten.
Az egyensúlyi állandó értéke jellemzi a reakciótermékek hozamát és előrehaladásának teljességét. Ha $K_(egyenlő) >> 1$-t kapunk, ez azt jelenti, hogy egyensúlyi állapotban $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, azaz a reakciótermékek koncentrációja érvényesül a kiindulási anyagok koncentrációinál, és a reakciótermékek hozama magas.
$K_(egyenlő)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
egyensúlyi állandó
$K_(egyenlő)=(·)/(·)$
20 °С$-nál az érték 0,28 USD (azaz kevesebb, mint 1 USD). Ez azt jelenti, hogy az észter jelentős része nem hidrolizálódott.
Heterogén reakciók esetén az egyensúlyi állandó kifejezése csak azoknak az anyagoknak a koncentrációját tartalmazza, amelyek gáz- vagy folyadékfázisban vannak. Például a reakcióhoz
az egyensúlyi állandót a következőképpen fejezzük ki:
$K_(egyenlő)=(^2)/()$
Az egyensúlyi állandó értéke a reaktánsok természetétől és a hőmérséklettől függ.
Az állandó nem függ a katalizátor jelenlététől, mivel mind az előre, mind a fordított reakciók aktiválási energiáját azonos mértékben változtatja meg. A katalizátor csak felgyorsíthatja az egyensúly létrejöttét anélkül, hogy az egyensúlyi állandó értékét befolyásolná.
Az egyensúly eltolódása különböző tényezők hatására
Az egyensúlyi állapot korlátlanul fennmarad állandó külső körülmények között: hőmérséklet, kiindulási anyagok koncentrációja, nyomás (ha gázok vesznek részt a reakcióban vagy képződnek).
Ezeknek a feltételeknek a megváltoztatásával lehetőség nyílik a rendszer átvitele egyik egyensúlyi állapotból egy másik, az új feltételeknek megfelelő állapotba. Ezt az átmenetet ún elmozdulás vagy egyensúly eltolódása.
Tekintsük az egyensúly eltolásának különböző módjait a nitrogén és hidrogén közötti reakció példáján keresztül ammónia képzésére:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(egyenlő)=(^2)/(·^3)$
Az anyagok koncentrációjának változásának hatása
Ha a reakcióelegyhez nitrogént $N_2$ és hidrogént $H_2$ adunk, ezeknek a gázoknak a koncentrációja megnő, ami azt jelenti, hogy a közvetlen reakció sebessége nő. Az egyensúly jobbra tolódik, a reakciótermék felé, azaz. az ammónia felé $NH_3$.
Ugyanez a következtetés vonható le az egyensúlyi állandó kifejezésének elemzésével. A nitrogén és a hidrogén koncentrációjának növekedésével a nevező növekszik, és mivel $K_(egyenlő)$ állandó érték, a számlálónak növekednie kell. Így a reakcióelegyben lévő $NH_3$ reakciótermék mennyisége megnő.
Az ammónia reakciótermék $NH_3$ koncentrációjának növekedése az egyensúly balra tolásához vezet, a kiindulási anyagok képződése felé. Ezt a következtetést hasonló érvelés alapján lehet levonni.
A nyomásváltozás hatása
A nyomásváltozás csak azokat a rendszereket érinti, ahol legalább az egyik anyag gáz halmazállapotú. A nyomás növekedésével a gázok térfogata csökken, ami azt jelenti, hogy koncentrációjuk nő.
Tegyük fel, hogy egy zárt rendszerben a nyomás például $2$-szorosára nő. Ez azt jelenti, hogy az általunk vizsgált reakcióban az összes gáznemű anyag ($N_2, H_2, NH_3$) koncentrációja $2$-szorosára nő. Ebben az esetben a $K_(egyenlő)$ kifejezésben a számláló 4-szeresére, a nevező pedig $16$-szorosára nő, azaz. az egyensúly megbomlik. Helyreállításához az ammónia koncentrációjának növekednie, a nitrogén és hidrogén koncentrációjának pedig csökkennie kell. Az egyensúly jobbra tolódik el. A nyomásváltozás gyakorlatilag nincs hatással a folyadékok és szilárd anyagok térfogatára, azaz. nem változtat a koncentrációjukon. Következésképpen a gázokat nem tartalmazó reakciók kémiai egyensúlyi állapota nem függ a nyomástól.
A hőmérséklet változás hatása
A hőmérséklet emelkedésével, mint tudod, minden reakció (exo- és endoterm) sebessége nő. Ezenkívül a hőmérséklet emelkedése nagyobb hatással van azon reakciók sebességére, amelyek nagy aktiválási energiával rendelkeznek, és ezért endotermek.
Így a fordított reakció (példánkban endoterm) sebessége jobban növekszik, mint az előrehaladó reakció sebessége. Az egyensúly az energiaelnyeléssel járó folyamat felé tolódik el.
Az egyensúlyi eltolódás iránya Le Chatelier (1884) elvével előre jelezhető:
Ha egy egyensúlyban lévő rendszerre külső hatás ér (koncentráció, nyomás, hőmérsékletváltozás), akkor az egyensúly arra az oldalra tolódik el, amely ezt a hatást gyengíti.
Vonjuk le a következtetéseket:
- a reagensek koncentrációjának növekedésével a rendszer kémiai egyensúlya a reakciótermékek képződése felé tolódik el;
- a reakciótermékek koncentrációjának növekedésével a rendszer kémiai egyensúlya a kiindulási anyagok képződése felé tolódik el;
- a nyomás növekedésével a rendszer kémiai egyensúlya a reakció felé tolódik el, amelyben a keletkező gáznemű anyagok térfogata kisebb;
- a hőmérséklet emelkedésével a rendszer kémiai egyensúlya az endoterm reakció felé tolódik el;
- csökkenő hőmérséklettel - exoterm folyamat felé.
A Le Chatelier-elv nemcsak a kémiai reakciókra, hanem sok más folyamatra is alkalmazható: párolgás, kondenzáció, olvasztás, kristályosodás, stb. A legfontosabb vegyi termékek előállítása során a Le Chatelier-elv és a tömeghatás törvényéből fakadó számítások érvényesülnek. lehetővé teszik olyan feltételek megtalálását a kémiai eljárások végrehajtásához, amelyek a kívánt anyag maximális hozamát biztosítják.
A kémiai reakciók egyik legfontosabb jellemzője az átalakulás mélysége (fokozata), amely megmutatja, hogy a kiindulási anyagok mennyire alakulnak át reakciótermékekké. Minél nagyobb, annál gazdaságosabban hajtható végre az eljárás. Az átalakulás mélysége többek között a reakció reverzibilitásától is függ.
Megfordítható reakciók , nem úgy mint visszafordíthatatlan, ne menjen a végére: a reagáló anyagok egyike sem fogy el teljesen. Ugyanakkor a reakciótermékek kölcsönhatásba lépnek a kiindulási anyagok képződésével.
Nézzünk példákat:
1) egy zárt edénybe egy bizonyos hőmérsékleten azonos térfogatú jódot és hidrogént vezetnek be. Ha ezeknek az anyagoknak a molekulái a kívánt orientációval és elegendő energiával ütköznek, akkor a kémiai kötések átrendeződnek egy köztes vegyület (aktivált komplex, lásd 1.3.1. fejezet) képződésével. A kötések további átrendeződése a közbenső vegyület két hidrogén-jodid molekulára bomlásához vezethet. Reakció egyenlet:
H 2 + I 2 ® 2HI
De a hidrogén-jodid molekulák véletlenszerűen ütköznek hidrogénmolekulákkal, jódmolekulákkal és egymással is. Amikor a HI-molekulák ütköznek, semmi sem akadályozza meg egy köztes vegyület képződését, amely aztán jódra és hidrogénre bomlik. Ezt a folyamatot a következő egyenlet fejezi ki:
2HI ® H 2 + I 2
Így ebben a rendszerben egyidejűleg két reakció megy végbe - a hidrogén-jodid képződése és bomlása. Egy általános egyenlettel fejezhetők ki
H 2 + I 2 « 2HI
A folyamat visszafordíthatóságát a „ jel jelzi.
A hidrogén-jodid képződésére irányuló reakciót ebben az esetben közvetlennek, az ellenkezőjét fordítottnak nevezzük.
2) ha két mol kén-dioxidot összekever egy mól oxigénnel, olyan körülményeket teremt a rendszerben, amelyek kedvezőek a reakció lezajlásához, és egy idő után elemzi a gázelegyet, az eredmények azt mutatják, hogy mindkét SO 3 - a reakciótermék és a kiindulási termékek a rendszer anyagaiban – SO 2 és O 2 – jelen lesznek. Ha azonos körülmények között kén-oxidot (+6) teszünk ki kiindulási anyagként, akkor azt tapasztaljuk, hogy ennek egy része oxigénre és kén-oxidra (+4) bomlik, és a végső arány az összes mennyisége között. három anyag ugyanaz lesz, mint abban az esetben, amikor kén-dioxid és oxigén keverékéből indultak ki.
Így a kén-dioxid és az oxigén kölcsönhatása is a reverzibilis kémiai reakció egyik példája, és ezt az egyenlet fejezi ki.
2SO 2 + O 2 « 2SO 3
3) a vas és a sósav kölcsönhatása a következő egyenlet szerint megy végbe:
Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2
Ha van elegendő sósav, a reakció akkor fejeződik be
az összes vas elhasználódik. Ezen túlmenően, ha megpróbálja ezt a reakciót az ellenkező irányban végrehajtani - a hidrogént vas-klorid oldaton átvezetni, akkor a fémvas és a sósav nem fog működni - ez a reakció nem mehet az ellenkező irányba. Így a vas és a sósav kölcsönhatása visszafordíthatatlan reakció.
Nem szabad azonban elfelejteni, hogy elméletileg bármely irreverzibilis folyamat elképzelhető úgy, hogy bizonyos feltételek mellett reverzibilisen megy végbe, pl. Elvileg minden reakció reverzibilisnek tekinthető. De nagyon gyakran az egyik reakció egyértelműen túlsúlyban van. Ez olyan esetekben történik, amikor a reakciószférából kölcsönhatási termékeket távolítanak el: csapadék képződik, gáz szabadul fel, és az ioncserélő reakciók során gyakorlatilag nem disszociáló termékek keletkeznek; vagy amikor a kiindulási anyagok egyértelmű feleslege miatt az ellenkező folyamat gyakorlatilag elnyomódik. Így a fordított reakció lehetőségének természetes vagy mesterséges kizárása lehetővé teszi, hogy a folyamat csaknem a teljességig befejeződjön.
Az ilyen reakciók példái közé tartozik a nátrium-klorid és az ezüst-nitrát kölcsönhatása oldatban
NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,
réz-bromid ammóniával
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
sósav semlegesítése nátrium-hidroxid oldattal
HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.
Ezek mind csak példák gyakorlatilag visszafordíthatatlan folyamatok, mivel az ezüst-klorid valamelyest oldódik, és a 2+ komplex kation nem abszolút stabil, és a víz disszociál, bár rendkívül jelentéktelen mértékben.
Minden kémiai reakció két típusra osztható: reverzibilis és irreverzibilis.
Visszafordíthatatlan Olyan reakcióknak nevezzük, amelyek csak egy irányba mennek végbe, vagyis ezeknek a reakcióknak a termékei nem lépnek kölcsönhatásba egymással és nem képezik kiindulási anyagokat.
Egy visszafordíthatatlan reakció akkor ér véget, ha legalább az egyik kiindulási anyag teljesen elfogy. Az égési reakciók visszafordíthatatlanok; összetett anyagok termikus bomlásának számos reakciója; a legtöbb reakció csapadékképződést vagy gáznemű anyagok felszabadulását stb. eredményezi. Például:
C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Megfordítható Azokat a reakciókat, amelyek egyszerre lépnek fel előre és hátrafelé, nevezzük:
A reverzibilis reakciók egyenleteiben a reverzibilitási jelet használjuk.
A reverzibilis reakcióra példa a hidrogén-jodid szintézise a következőkből: 
A kémiai reakció megindulása után valamivel nemcsak a reakció végterméke, a HI, hanem a kiindulási anyagok -H 2 és I 2 - is kimutatható a gázelegyben. Nem számít, mennyi ideig tart a reakció, a reakcióelegy 350 o C-on mindig körülbelül 80% HI-t, 10% H 2 -t és 10% I 2 -t tartalmaz. Ha a HI-t vesszük kiindulási anyagnak és ugyanarra a hőmérsékletre melegítjük, akkor azt tapasztalhatjuk, hogy egy idő után mindhárom anyag mennyiségének aránya azonos lesz. Így a hidrogén-jodid hidrogénből és jódból történő képződése során a közvetlen és fordított reakciók egyidejűleg mennek végbe.
Ha a hidrogént és a jódot koncentrációban és kiindulási anyagnak vesszük, akkor a közvetlen reakció sebessége a kezdeti időpontban a következő volt: v pr = k pr ∙ . A fordított reakció sebessége v arr = k arr 2 a kezdeti időpillanatban nulla, mivel a reakcióelegyben nincs hidrogén-jodid ( = 0). Fokozatosan csökken az előrehaladási reakció sebessége, ahogy a hidrogén és a jód reakcióba lép, és koncentrációjuk csökken. Ebben az esetben a fordított reakció sebessége nő, mert a képződött hidrogén-jodid koncentrációja fokozatosan növekszik. Amikor az előre és fordított reakciók sebessége egyenlővé válik, kémiai egyensúly áll be. Egyensúlyi állapotban egy bizonyos idő alatt ugyanannyi HI-molekula keletkezik, amint azok H 2 -re és I 2 -re bomlanak.
A reverzibilis reakció állapotát, amelyben az előrehaladó reakció sebessége megegyezik a fordított reakció sebességével, ún. Kémiai egyensúly.
A kémiai egyensúly dinamikus egyensúly. Egyensúlyi állapotban továbbra is végbemennek mind az előre, mind a fordított reakciók, de mivel ezek sebessége egyenlő, a reakciórendszerben lévő anyagok koncentrációja nem változik. Ezeket a koncentrációkat egyensúlyi koncentrációknak nevezzük.
A kémiai egyensúly eltolódása
Le Chatelier elve
A kémiai egyensúly mozgékony. A külső körülmények megváltozásakor az előre és fordított reakciók sebessége egyenlőtlenné válhat, ami az egyensúly eltolódását okozza.
Ha egy külső hatás hatására az előre irányuló reakció sebessége nagyobb lesz, mint a fordított reakció sebessége, akkor egyensúlyi eltolódásról beszélünk jobb(közvetlen reakció felé). Ha a fordított reakció sebessége nagyobb lesz, mint az előre irányuló reakció sebessége, akkor egyensúlyi eltolódásról beszélünk bal(az ellenkező reakció felé). Az egyensúlyi eltolódás eredménye a rendszer átmenete egy új egyensúlyi állapotba a reagáló anyagok koncentrációinak eltérő arányával.
Az egyensúlyi eltolódás irányát a francia tudós, Le Chatelier (1884) által megfogalmazott elv határozza meg:
Ha egy egyensúlyi rendszert külső hatás éri, akkor az egyensúly a hatást ellensúlyozó (közvetlen vagy fordított) reakció felé tolódik el.
A legfontosabb külső tényezők, amelyek a kémiai egyensúly megváltozásához vezethetnek:
a) a reagáló anyagok koncentrációja;
b) hőmérséklet;
c) nyomás.
A reagensek koncentrációjának hatása
Ha a reakcióban részt vevő anyagok bármelyike bekerül az egyensúlyi rendszerbe, akkor az egyensúly a reakció felé tolódik el, amely során ez az anyag elfogy. Ha egy egyensúlyi rendszerből bármely anyagot eltávolítunk, akkor az egyensúly a reakció felé tolódik el, amelynek során ez az anyag keletkezik.
Például fontolja meg, hogy mely anyagokat kell bevinni, és mely anyagokat kell eltávolítani az egyensúlyi rendszerből, hogy a reverzibilis szintézis reakcióját jobbra tolja:
Az egyensúly jobbra tolásához (az ammóniaképződés közvetlen reakciója felé) hidrogént kell bevezetni az egyensúlyi keverékbe (azaz növelni kell azok koncentrációját), és el kell távolítani az ammóniát az egyensúlyi keverékből (azaz csökkenteni kell a koncentrációját).
A hőmérséklet hatása
Az előre és fordított reakciók ellentétes termikus hatást fejtenek ki: ha az előre irányuló reakció exoterm, akkor a fordított reakció endoterm (és fordítva). Amikor a rendszert felmelegítik (azaz a hőmérséklete nő), az egyensúly az endoterm reakció felé tolódik el; lehűléskor (alacsonyabb hőmérsékleten) az egyensúly az exoterm reakció felé tolódik el.
Például az ammónia szintézis reakciója exoterm: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92 kJ, és az ammónia bomlási reakciója (fordított reakció) endoterm: 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) - 92 kJ. Ezért a hőmérséklet emelkedése az egyensúlyt az ammóniabomlás fordított reakciója felé tolja el.
A nyomás hatása
A nyomás befolyásolja azon reakciók egyensúlyát, amelyekben gáznemű anyagok vesznek részt. Ha a külső nyomás nő, akkor az egyensúly a reakció felé tolódik el, melynek során a gázmolekulák száma csökken. Ezzel szemben a külső nyomás csökkenésével az egyensúly több gáznemű molekula képződése felé tolódik el. Ha a reakció a gáznemű anyagok molekuláinak számának megváltoztatása nélkül megy végbe, akkor a nyomás nem befolyásolja az egyensúlyt ebben a rendszerben.
Például az ammónia hozamának növeléséhez (jobbra eltolás) növelni kell a nyomást a reverzibilis reakciórendszerben, mivel a közvetlen reakció során a gázmolekulák száma csökken (négy molekulából két ammóniagáz képződik nitrogén és hidrogéngázok molekulái).
MEGHATÁROZÁS
Kémiai reakció Az anyagok átalakulásának nevezzük, amelyek során összetételük és (vagy) szerkezetük megváltozik.
A reakció az energia- és entrópiatényezők kedvező arányával lehetséges. Ha ezek a tényezők kiegyenlítik egymást, a rendszer állapota nem változik. Ilyen esetekben azt mondják, hogy a rendszer egyensúlyban van.
Az egy irányban lezajló kémiai reakciókat irreverzibilisnek nevezzük. A legtöbb kémiai reakció visszafordítható. Ez azt jelenti, hogy azonos feltételek mellett mind az előre, mind a fordított reakciók végbemennek (különösen, ha zárt rendszerekről beszélünk).
A rendszer azon állapotát, amelyben az előrehaladó reakció sebessége megegyezik a fordított reakció sebességével, kémiai egyensúlynak nevezzük . Ebben az esetben a reaktánsok és reakciótermékek koncentrációja változatlan marad (egyensúlyi koncentrációk).
Egyensúlyi állandó
Tekintsük az ammóniaképződés reakcióját:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g)
Írjunk kifejezéseket az előre (1) és a fordított (2) reakciók sebességének kiszámításához:
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Az előre és fordított reakciók sebessége egyenlő, ezért felírhatjuk:
k 1 3 = k 2 2
k 1/k 2 = 2/3
Két állandó mennyiség aránya állandó mennyiség. Az egyensúlyi állandó az előre és a fordított reakciók sebességi állandóinak aránya.
K = 2/3
Általánosságban kifejezve az egyensúlyi állandó:
mA + nB ↔ pC +qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Az egyensúlyi állandó a reakciótermékek sztöchiometrikus együtthatóival egyenlő hatványokra emelt koncentrációk szorzata a kiindulási anyagok koncentrációinak szorzatához, amelyek a sztöchiometrikus együtthatójukkal egyenlő hatványokat kapnak.
Ha K-t egyensúlyi koncentrációban fejezzük ki, akkor leggyakrabban Ks-ként jelöljük. A gázokra a parciális nyomásuk alapján is kiszámítható a K K. Ebben az esetben K-t K r-ként jelöljük. Kc és Kr között kapcsolat van:
K p = K s × (RT) Δn,
ahol Δn az összes gázmol számának változása a reagensekből a termékekké való átmenet során, R az univerzális gázállandó.
A K nem függ a katalizátor koncentrációjától, nyomásától, térfogatától és jelenlététől, hanem függ a reagensek hőmérsékletétől és természetétől. Ha K sokkal kisebb, mint 1, akkor több kiindulási anyag van a keverékben, ha pedig K sokkal nagyobb, mint 1, akkor több termék van a keverékben.
Heterogén egyensúly
Fontolja meg a reakciót
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Az egyensúlyi állandó kifejezése tehát nem tartalmazza a szilárd fázisban lévő komponensek koncentrációját
A kémiai egyensúly a rendszer összes komponensének jelenlétében létrejön, de az egyensúlyi állandó nem függ a szilárd fázisban lévő anyagok koncentrációjától. A kémiai egyensúly dinamikus folyamat. K a reakció lefolyásáról, ΔG pedig annak irányáról ad információt. Ezeket a kapcsolat köti össze:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK
Változás a kémiai egyensúlyban. Le Chatelier elve
A technológiai folyamatok szempontjából a reverzibilis kémiai reakciók nem kifizetődőek, hiszen ismerni kell a reakciótermék hozamának növelését, pl. meg kell tanulni a kémiai egyensúlyt a reakciótermékek felé tolni.
Tekintsünk egy reakciót, amelyben növelni kell az ammónia hozamát:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g), ΔН< 0
Ahhoz, hogy az egyensúlyt az előre vagy fordított reakció felé toljuk el, szükséges használni Le Chatelier elve: ha egy egyensúlyban lévő rendszert bármilyen külső tényező befolyásol (hőmérséklet, nyomás, térfogat, anyagkoncentráció növelése vagy csökkentése), akkor a rendszer ezt a hatást ellensúlyozza.
Például, ha egy egyensúlyi rendszerben megemeljük a hőmérsékletet, akkor 2 lehetséges reakció közül az endoterm reakció játszódik le; ha növeli a nyomást, akkor az egyensúly egy nagyobb számú mol anyaggal való reakció felé tolódik el; ha a rendszer térfogata csökken, akkor az egyensúlyi eltolódás a nyomás növekedése felé irányul; Ha növeli az egyik kiindulási anyag koncentrációját, akkor 2 lehetséges reakció közül az megy végbe, amely a termék egyensúlyi koncentrációjának csökkenéséhez vezet.
Tehát a vizsgált reakcióhoz képest az ammónia hozamának növelése érdekében a kiindulási anyagok koncentrációit növelni kell; csökkentse a hőmérsékletet, mivel a közvetlen reakció exoterm, növelje a nyomást vagy csökkentse a térfogatot.
Példák problémamegoldásra
1. PÉLDA
A kémiai reakciók lehetnek reverzibilisek vagy visszafordíthatatlanok.
azok. ha valamilyen A + B = C + D reakció irreverzibilis, ez azt jelenti, hogy a C + D = A + B fordított reakció nem következik be.
azaz például ha egy bizonyos A + B = C + D reakció reverzibilis, ez azt jelenti, hogy az A + B → C + D (közvetlen) és a C + D → A + B (fordított) reakció egyszerre megy végbe. ).
Lényegében azért Közvetlen és fordított reakciók egyaránt előfordulnak reverzibilis reakciók esetén, mind az egyenlet bal oldalán, mind az egyenlet jobb oldalán lévő anyagokat nevezhetjük reagenseknek (kiindulási anyagok). Ugyanez vonatkozik a termékekre is.
Bármilyen reverzibilis reakció esetén lehetséges olyan helyzet, amikor az előre és a fordított reakció sebessége egyenlő. Ezt az állapotot ún egyensúlyi állapot.
Egyensúlyi állapotban mind az összes reaktáns, mind az összes termék koncentrációja állandó. A termékek és a reaktánsok egyensúlyi koncentrációját ún egyensúlyi koncentrációk.
A kémiai egyensúly eltolódása különböző tényezők hatására
A rendszert érő külső hatások, mint például a hőmérséklet, a nyomás vagy a kiindulási anyagok vagy termékek koncentrációjának változása miatt a rendszer egyensúlya felborulhat. Ennek a külső hatásnak a megszűnése után azonban a rendszer egy idő után új egyensúlyi állapotba kerül. Egy rendszernek az egyik egyensúlyi állapotból egy másik egyensúlyi állapotba való átmenetét nevezzük a kémiai egyensúly elmozdulása (eltolódása). .
Annak érdekében, hogy meg lehessen határozni, hogyan változik a kémiai egyensúly egy bizonyos típusú befolyás hatására, célszerű Le Chatelier elvét alkalmazni:
Ha egy egyensúlyi állapotban lévő rendszerre bármilyen külső behatás hat, akkor a kémiai egyensúly eltolódásának iránya egybeesik a hatást gyengítő reakció irányával.
A hőmérséklet hatása az egyensúlyi állapotra
A hőmérséklet változásával bármely kémiai reakció egyensúlya eltolódik. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy minden reakciónak termikus hatása van. Sőt, az előre és a fordított reakciók termikus hatásai mindig közvetlenül ellentétesek. Azok. ha az előre irányuló reakció exoterm és +Q-val egyenlő hőhatással megy végbe, akkor a fordított reakció mindig endoterm, és –Q-val egyenlő termikus hatású.
Így Le Chatelier elvének megfelelően, ha egy bizonyos egyensúlyi állapotban lévő rendszer hőmérsékletét növeljük, akkor az egyensúly a reakció felé tolódik el, amely során a hőmérséklet csökken, pl. endoterm reakció felé. És hasonlóan, ha egyensúlyi állapotban csökkentjük a rendszer hőmérsékletét, akkor az egyensúly a reakció felé tolódik el, aminek következtében a hőmérséklet emelkedik, i.e. exoterm reakció felé.
Vegyük például a következő reverzibilis reakciót, és jelöljük meg, hogy hova tolódik el egyensúlya a hőmérséklet csökkenésével:
Amint a fenti egyenletből látható, az előrehaladó reakció exoterm, azaz. Előfordulása következtében hő szabadul fel. Következésképpen a fordított reakció endoterm lesz, vagyis a hő elnyelésével megy végbe. A feltételnek megfelelően a hőmérséklet csökken, ezért az egyensúly jobbra tolódik el, azaz. közvetlen reakció felé.
A koncentráció hatása a kémiai egyensúlyra
A reagensek koncentrációjának Le Chatelier-elvének megfelelő növelése az egyensúly eltolódását eredményezi azon reakció felé, amelynek eredményeként a reagensek elfogynak, pl. közvetlen reakció felé.
És fordítva, ha a reagensek koncentrációját csökkentjük, akkor az egyensúly a reakció felé tolódik el, aminek eredményeként a reagensek keletkeznek, pl. a fordított reakció oldala (←).
A reakciótermékek koncentrációjának változása hasonló hatással jár. Ha a termékek koncentrációját növeljük, az egyensúly a reakció felé tolódik el, aminek következtében a termékek elfogynak, azaz. a fordított reakció felé (←). Ha éppen ellenkezőleg, a termékek koncentrációja csökken, akkor az egyensúly a közvetlen reakció irányába tolódik el (→), így a termékek koncentrációja nő.
A nyomás hatása a kémiai egyensúlyra
A hőmérséklettől és a koncentrációtól eltérően a nyomásváltozások nem befolyásolják minden reakció egyensúlyi állapotát. Ahhoz, hogy a nyomás változása a kémiai egyensúly eltolódásához vezessen, az egyenlet bal és jobb oldalán lévő gáznemű anyagok együtthatóinak összegének eltérőnek kell lennie.
Azok. két reakció közül:
nyomásváltozás csak a második reakció esetén befolyásolhatja az egyensúlyi állapotot. Mivel a gázhalmazállapotú anyagok képlete előtti együtthatók összege az első bal és jobb oldali egyenlet esetén azonos (2-vel egyenlő), a második egyenletnél pedig eltérő (4 a bal és 2 a jobb oldalon).
Ebből különösen az következik, hogy ha nincsenek gáznemű anyagok sem a reagensek, sem a termékek között, akkor a nyomásváltozás semmilyen módon nem befolyásolja az aktuális egyensúlyi állapotot. Például a nyomás nem befolyásolja a reakció egyensúlyi állapotát:
Ha a bal és a jobb oldalon a gáz halmazállapotú anyagok mennyisége eltér, akkor a nyomásnövekedés az egyensúly eltolódásához vezet a reakció irányába, amelynek során a gázok térfogata csökken, a nyomás csökkenése pedig a nyomás eltolódásához vezet. egyensúly, aminek következtében a gázok térfogata megnő.
Katalizátor hatása a kémiai egyensúlyra
Mivel a katalizátor egyformán gyorsítja mind az előre, mind a fordított reakciókat, jelenléte vagy hiánya nincs hatása egyensúlyi állapotba.
Az egyetlen dolog, amit a katalizátor befolyásolhat, az a rendszer átmenetének sebessége a nem egyensúlyi állapotból az egyensúlyi állapotba.
A fenti tényezők kémiai egyensúlyra gyakorolt hatását az alábbiakban egy csalólapban foglaljuk össze, amelyet kezdetben az egyensúlyi feladatok végrehajtása során tekinthet meg. A vizsgán azonban nem lehet majd használni, ezért több példa elemzése után érdemes megtanulni, és gyakorolni az egyensúlyi feladatok megoldását anélkül, hogy megnéznénk:
Megnevezések: T - hőfok, p - nyomás, Val vel – koncentráció, – növekedés, ↓ – csökkenés
|
T |
T - az egyensúly az endoterm reakció felé tolódik el |
| ↓T - az egyensúly az exoterm reakció felé tolódik el | |
|
p |
p - az egyensúly a gáz halmazállapotú anyagok előtti kisebb együtthatók összegével a reakció felé tolódik el |
| ↓ o - az egyensúly a gáznemű anyagok előtt nagyobb együtthatóösszegű reakció felé tolódik el | |
|
c |
c (reagens) – az egyensúly a közvetlen reakció felé tolódik el (jobbra) |
| ↓c (reagens) – az egyensúly a fordított reakció felé tolódik el (balra) | |
| c (termék) – az egyensúly a fordított reakció felé tolódik el (balra) | |
| ↓c (termék) – az egyensúly a közvetlen reakció felé tolódik el (jobbra) | |
| Az egyensúlyt nem befolyásolja!!! |
Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete