Kemijska ravnoteža: kako je to pomaknuti

Pod ravnotežom, obično shvaćeno kao posebno stanje sustava ili tijela, kada svi učinci na nju kompenziraju jedni druge. Ili su potpuno odsutni. U kemiji, međutim, pojam ravnoteže primjenjuje se na reakcije koje se javljaju između različitih tvari, točnije na uvjete njihovog tijeka.

Koncept ravnoteže

Kemijske reakcije imaju mnoge klasifikacije na različitim osnovama, ali kada se govori o kemijskoj ravnoteži, treba reći što su reverzibilne i nepovratne reakcije.

Ako reakcija proizvodi proizvode koji nemaju interakciju jedni s drugima, kažu nepovratne reakcije, tj. Idu samo u smjeru naprijed. Tipično, jedan od proizvoda je plinoviti, blago disocijacijski ili netopivi spoj. Na primjer:

Pb (NO₃)₂ + 2Eta-Cl <-> PbCl₂d- + 2HNO₃

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

NaOEta- + Eta-Cl <-> NaCl + Eta-₂O

Proizvodi reverzibilnih reakcija mogu međusobno djelovati, stvarajući početne tvari, tj. Istodobno postoje dvije suprotno usmjerene reakcije. Ako, u određenom vremenskom razdoblju, pod određenim uvjetima, brzina izravne reakcije je jednaka obrnutoj brzini, tada se uspostavlja kemijska ravnoteža.

Treba napomenuti da se takva ravnoteža karakterizira kao dinamična. Drugim riječima, obje reakcije nastavljaju, ali vrijednosti koncentracije svih njegovih sudionika ostaju nepromijenjene i nazivaju se ravnotežom.

Matematički, ovo stanje se izražava pomoću ravnotežne konstante (Kp). Neka se javljaju interakcije tvari, opisane jednadžbom aAlpha- + bB <-> cC + dD. Za suprotstavljene reakcije, mogu se zapisati formule za izračunavanje brzine kroz zakon djelujuće mase. Budući da su u stanju ravnoteže te brzine jednake, možemo izraziti omjer konstante brzine dviju suprotnih reakcija. Ovdje je i bit će numerički jednaka ravnotežnoj konstanti.

Vrijednost K_r pomaže u određivanju cjelovitosti tekućih reakcija. Ako je K_r<1, tada se reakcija u smjeru naprijed gotovo ne teče. Ako je K_r1, tada je ravnoteža pomaknuta na proizvode.

Vrste ravnoteže

Kemijska ravnoteža je istinita, naizgled i lažna. za pravi balans postoje znakovi:

• Ako nema vanjskog učinka, onda je vremenski nepromjenjiv.
• Ako se vanjski utjecaji mijenjaju (to se odnosi na temperaturu, tlak itd.), Tada se stanje sustava također mijenja. Ali ako samo vratite početne vrijednosti uvjeta, ravnoteža se odmah vraća.
• Stanja istinske ravnoteže mogu se postići i sa strane proizvoda kemijske reakcije i od inicijalnih tvari.

Ako se barem jedan od tih uvjeta ne ispuni, onda se kaže da je takva ravnoteža očigledan (metastabilan). Ako se stanje sustava počinje mijenjati nepovratno s vanjskim uvjetima, onda se takva ravnoteža naziva lažno (ili inhibirano). Primjer posljednje je reakcija željeza s kisikom.

Koncept ravnoteže nešto se razlikuje od točke gledišta termodinamike i kinetike. ispod termodinamička ravnoteža razumijeva se minimalna vrijednost Gibbsove energije za određeni sustav. Prava ravnoteža je karakterizirana Delta-G = 0. I o stanju za koju su izjednačene brzine izravnih i reverznih reakcija, tj₁ = v₂, kažu da takva ravnoteža - kinetička.

Načelo Le Chateliera

Studija zakoni ravnoteže smjene radio je Henri Le Chatelierov u 19. stoljeću, ali je sastavio sve ove radove i formulirao princip mobilnih ravnoteže kasnije Carl Brown

ako se ravnotežni sustav ponaša izvana, tada će ravnoteža biti pomaknuta u smjeru smanjenja proizvedenog učinka

Drugim riječima, ako postoji neki učinak na sustav ravnoteže, nastoji se promijeniti na takav način da je taj utjecaj minimalan.

Izjednačavanje ravnoteže

Mi uzimamo u obzir posljedice Le Chateliera na primjeru reakcijske jednadžbe:

N₂ + 3Eta-₂ <-> 2NEta-₃ + P:

Ako se temperatura povećava, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji. U ovom primjeru, topline se oslobađa, pa je izravna reakcija egzotermna, a ravnoteža se prebacuje na izvorne supstance.

Ako se pritisak poveća, to će dovesti do pomaka ravnoteže do manjih volumena plinovitih tvari. U ovom primjeru ima 4 mola plinovitog polaznog materijala i 2 mola u proizvedenom plinu, potom se ravnoteža pomak reakcijskih produkata.

Ako se koncentracija početne tvari poveća, ravnoteža će se pomaknuti u smjeru izravne reakcije i obrnuto. Dakle, ako je N₂ ili Eta-₂, tada ravnoteža će se pomaknuti u smjeru naprijed, a ako je amonijak - onda suprotno.