echilibru chimic

Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în 2 grupe: reacția ireversibilă, adică, procedând la epuizarea cel puțin unul dintre reactanți și reacțiile reversibile, în care nici unul dintre reactanți nu sunt complet consumate. Acest lucru se datorează faptului că o reacție reversibilă poate avea loc atât în ​​direcția înainte și înapoi. Un exemplu clasic de reacție reversibilă poate servi ca reacția de sinteză a amoniacului din azot și hidrogen:

La începutul reacției concentrația substanțelor inițiale într-un sistem maximal; la acest punct și rata maximă a reacției înainte. La începutul sistemului de reacție la nu mai multe produse de reacție (în acest exemplu - amoniac), prin urmare, viteza de reacție inversă este zero. Deoarece interacțiunea dintre materialele cu altele de pornire, concentrațiile acestora sunt reduse, prin urmare, scade viteza reacției înainte. Concentrarea produsului de reacție crește treptat, prin urmare, crește și viteza de reacție feedback. După ceva timp linia de viteză devine egală cu inversul vitezei de reacție. Această stare a sistemului se numește o stare de echilibru chimic. Concentrația substanțelor în sistem într-o stare de echilibru chimic, numit concentrațiile de echilibru. Caracteristica cantitativă a sistemului în echilibru chimic este constanta de echilibru.

Pentru orice reacție reversibilă a A + B + b. # 8646; p P + q Q + ... expresie echilibru chimic constant (K) poate fi scrisă ca o fracție în care numărătorul sunt concentrațiile de echilibru ale produșilor de reacție și numitorul - concentrațiile de echilibru ale materiilor prime, cu concentrația fiecărei substanțe trebuie să fie ridicată la o putere egală cu raportul stoechiometric în ecuația reacției.

Trebuie amintit că exprimarea concentrației constante de echilibru echilibru include doar substanțe sau substanțe gazoase în stare dizolvată. Concentrația solidelor este considerată constantă și nu este înregistrată în expresia constanta de echilibru.

Există două tipuri de cele mai importante probleme legate de calcularea parametrilor de echilibru ale sistemului:

1) cunoscute concentrațiile inițiale ale materiilor prime; condițiilor problemei poate fi găsit concentrația substanțelor care reacționează (sau formate), în momentul în care echilibrul; o sarcină necesară pentru a calcula concentrațiile de echilibru ale tuturor substanțelor și valoarea numerică a constantei de echilibru;

2) cunoscute concentrațiile inițiale ale materiilor prime și constanta de echilibru. In condițiile date privind concentrațiile de substanțe nereacționate sau formate. Necesar pentru a calcula concentrațiile de echilibru ale partenerilor de reacție.

Pentru a rezolva astfel de probleme trebuie să se înțeleagă că concentrația de echilibru a tuturor substanțelor de pornire pot fi găsite prin scăderea concentrației inițiale a concentrației substanțelor nereacționate:

C = C echilibru inițial - C a reacționat materialul.

Concentrația de echilibru a produsului de reacție este concentrația produsului format în momentul în echilibru:

C = C, echilibrul produsului rezultat.

Astfel, pentru a calcula parametrii de echilibru sistemul este foarte important să se determine cât de mult momentul debutului de echilibru a reacționat materie primă și format ca produs de reacție. Pentru a determina cantitatea (sau concentrația) a substanțelor nereacționate și calculele rezultate sunt realizate prin reacția ecuația stoechiometrică.

Exemplul 6.1 Concentrațiile inițiale de azot și hidrogen într-un sistem de echilibru N2 + 3H2 # 8646; NH3 2 respectiv 3 mol / l și 4 mol / l. La momentul apariției echilibrului chimic în sistem 70% din cantitatea de hidrogen lăsat inițial. Pentru a determina constanta de echilibru a reacției.

Pentru a calcula constanta de echilibru, trebuie să calculeze mai întâi concentrațiile de echilibru ale tuturor reactanților și apoi să le înlocuiască în constanta de echilibru.

Din condiția sarcină aceasta implică faptul că în momentul în care balanța de 30% hidrogen reacționat (tip T1):

4 mol / l de H2 - 100%

După cum se vede din ecuația reacției, azotul a fost să reacționeze de 3 ori mai mică decât hidrogen, adică Cu proreag. (N2) = 1,2 mol / l. 3 = 0,4 mol / l. Amoniacul este produs de 2 ori mai mult decât azotul reacționat:

Sobrazov. (NH3) = 2 x 0,4 mol / L = 0,8 mol / l

Concentrațiile de echilibru ale tuturor reactanților sunt după cum urmează:

Exemplul 6.2 Se calculează concentrațiile de echilibru ale hidrogenului, iod și acid iodhidric în H2 sistem + I2 # 8646; 2 HI, în cazul în care se știe că concentrația inițială de H2 și I2 sunt egale cu 5 mol / l și 3 mol / l, respectiv, iar constanta de echilibru este 1.

Trebuie remarcat faptul că starea acestei sarcini (tip 2), în stare spune nimic despre concentrațiile de materii prime nereacționate și produsele rezultate. Prin urmare, în a face cu astfel de probleme sunt, de obicei, concentrația unei substanțe reacționate este luată ca X.

Să presupunem că în momentul de echilibru a fost convertit x mol / l H2. Apoi, după cum rezultă din ecuațiile de reacție trebuie să reacționeze x mol / l I2. și au format 2x mol / l HI. Concentrațiile de echilibru ale tuturor reactanților sunt după cum urmează:

Apoi, substituie expresia prin concentrare echilibru XM în formula constanta de echilibru și pentru a rezolva ecuația rezultată.

4x 2 = 15 - 8x + x 2

3x 2 + 8x - 15 = 0

Sensul fizic are doar rădăcină pozitivă x = 1,27.

În consecință, Comp. (H2) = (5 - x) mol / L = 5 - 1.27 = 3,73 mol / l;

Comp. (I2) = (3 - x) mol / L = 3 - 1.27 = 1,73 mol / l;

Comp. (HI) = 2x mol / l = 2 · 1,27 = 2,54 mol / l.

În continuare (Tabelul 7) sunt condițiile sarcinilor privind „echilibru chimic“ pentru soluțiile independente.