Alle kemiske reaktioner kan opdeles i to grupper: irreversible og reversible reaktioner. Irreversible reaktioner fortsætter til afslutning - indtil en af reaktanterne er fuldstændig opbrugt. Reversible reaktioner fortsætter ikke til afslutning: I en reversibel reaktion er ingen af reaktanterne fuldstændigt forbrugt. Denne forskel skyldes det faktum, at en irreversibel reaktion kun kan forekomme i én retning. En reversibel reaktion kan forekomme i både fremadgående og baglæns retning.
Lad os se på to eksempler.
Eksempel 1. Interaktionen mellem zink og koncentreret salpetersyre forløber ifølge ligningen:
Med en tilstrækkelig mængde salpetersyre vil reaktionen først afsluttes, når al zinken er opløst. Desuden, hvis du forsøger at udføre denne reaktion i den modsatte retning - at føre nitrogendioxid gennem en opløsning af zinknitrat, så vil metallisk zink og salpetersyre ikke fungere - denne reaktion kan ikke fortsætte i den modsatte retning. Således er interaktionen mellem zink og salpetersyre en irreversibel reaktion.
Eksempel 2. Ammoniaksyntese forløber ifølge ligningen:
Hvis man blander et mol nitrogen med tre mol brint, skaber betingelser i systemet, der er gunstige for, at reaktionen kan ske, og efter tilstrækkelig tid analyserer gasblandingen, vil analysens resultater vise, at ikke kun reaktionen produkt (ammoniak) vil være til stede i systemet, men også startstofferne (nitrogen og brint). Hvis nu under de samme forhold ikke en kvælstof-brint blanding, men ammoniak sættes som udgangsstof, så vil man kunne konstatere, at en del af ammoniakken vil nedbrydes til kvælstof og brint, og det endelige forhold mellem mængderne af alle tre stoffer vil være det samme som i så fald , når man tager udgangspunkt i en blanding af nitrogen og brint. Ammoniaksyntese er således en reversibel reaktion.
I ligninger af reversible reaktioner kan pile bruges i stedet for lighedstegnet; de symboliserer reaktionen, der forekommer i både fremadgående og baglæns retning.
I fig. Figur 68 viser ændringen i raterne af fremadrettede og omvendte reaktioner over tid. Først, når man blander udgangsstofferne, er hastigheden af den fremadrettede reaktion høj, og hastigheden af den omvendte reaktion er nul. Efterhånden som reaktionen skrider frem, forbruges udgangsstofferne, og deres koncentrationer falder.
Ris. 63. Ændring i hastigheden af fremadgående og tilbagegående reaktioner over tid.
Som et resultat falder hastigheden af den fremadrettede reaktion. Samtidig opstår reaktionsprodukter og deres koncentration stiger. Som et resultat begynder en omvendt reaktion at forekomme, og dens hastighed stiger gradvist. Når hastighederne for fremadgående og omvendte reaktioner bliver lige store, opstår der kemisk ligevægt. I det sidste eksempel er der således etableret en ligevægt mellem nitrogen, brint og ammoniak.
Kemisk ligevægt kaldes dynamisk ligevægt. Dette understreger, at der ved ligevægt forekommer både fremadrettede og omvendte reaktioner, men deres hastigheder er de samme, hvilket resulterer i, at ændringer i systemet ikke er mærkbare.
En kvantitativ karakteristik af kemisk ligevægt er en værdi kaldet den kemiske ligevægtskonstant. Lad os overveje det ved at bruge eksemplet på jodid-hydrogen-syntesereaktionen:
Ifølge loven om massehandling udtrykkes hastighederne for fremadgående og omvendte reaktioner ved ligningerne:
Ved ligevægt er hastighederne for fremadrettede og omvendte reaktioner derfor lig med hinanden
Forholdet mellem hastighedskonstanterne for de fremadrettede og omvendte reaktioner er også en konstant. Det kaldes ligevægtskonstanten for denne reaktion (K):
Herfra endelig
På venstre side af denne ligning er de koncentrationer af interagerende stoffer, der er etableret ved ligevægt - ligevægtskoncentrationer. Den højre side af ligningen er en konstant (ved konstant temperatur) størrelse.
Det kan påvises, at i det generelle tilfælde af en reversibel reaktion
ligevægtskonstanten vil blive udtrykt ved ligningen:
Her angiver store bogstaver formler for stoffer, og små bogstaver angiver koefficienter i reaktionsligningen.
Ved en konstant temperatur er ligevægtskonstanten for en reversibel reaktion således en konstant værdi, der viser forholdet mellem koncentrationerne af reaktionsprodukter (tæller) og udgangsstoffer (nævner), der etableres ved ligevægt.
Ligevægtskonstantligningen viser, at under ligevægtsbetingelser er koncentrationerne af alle stoffer, der deltager i reaktionen, relateret til hinanden. En ændring i koncentrationen af et af disse stoffer medfører ændringer i koncentrationerne af alle andre stoffer; som følge heraf etableres nye koncentrationer, men forholdet mellem dem svarer igen til ligevægtskonstanten.
Den numeriske værdi af ligevægtskonstanten, til en første tilnærmelse, karakteriserer udbyttet af en given reaktion. For eksempel når reaktionsudbyttet er højt, fordi i dette tilfælde
det vil sige, at ved ligevægt er koncentrationerne af reaktionsprodukterne meget større end koncentrationerne af udgangsstofferne, og det betyder, at udbyttet af reaktionen er højt. Når (af en lignende årsag) udbyttet af reaktionen er lavt.
Ved heterogene reaktioner omfatter udtrykket af ligevægtskonstanten såvel som udtrykket for massevirkningsloven (se § 58) kun koncentrationerne af de stoffer, der er i gas- eller væskefasen. For eksempel for reaktionen
ligevægtskonstanten har formen:
Værdien af ligevægtskonstanten afhænger af arten af de reagerende stoffer og af temperaturen. Det afhænger ikke af tilstedeværelsen af katalysatorer. Som allerede nævnt er ligevægtskonstanten lig med forholdet mellem hastighedskonstanterne for de fremadrettede og omvendte reaktioner. Da katalysatoren ændrer aktiveringsenergien af både fremadgående og omvendte reaktioner med samme mængde (se § 60), påvirker den ikke forholdet mellem deres hastighedskonstanter.
Derfor påvirker katalysatoren ikke værdien af ligevægtskonstanten og kan derfor hverken øge eller mindske reaktionens udbytte. Det kan kun fremskynde eller bremse begyndelsen af ligevægt.
DEFINITION
Kemisk reaktion kaldes omdannelser af stoffer, hvor der sker en ændring i deres sammensætning og (eller) struktur.
Reaktionen er mulig med et gunstigt forhold mellem energi- og entropifaktorer. Hvis disse faktorer balancerer hinanden, ændres systemets tilstand ikke. I sådanne tilfælde siges systemet at være i ligevægt.
Kemiske reaktioner, der går i én retning, kaldes irreversible. De fleste kemiske reaktioner er reversible. Det betyder, at der under de samme forhold opstår både fremadrettede og omvendte reaktioner (især når vi taler om lukkede systemer).
Den tilstand af systemet, hvor hastigheden af den fremadrettede reaktion er lig med hastigheden af den omvendte reaktion, kaldes kemisk ligevægt . I dette tilfælde forbliver koncentrationerne af reaktanter og reaktionsprodukter uændrede (ligevægtskoncentrationer).
Ligevægtskonstant
Overvej reaktionen for at producere ammoniak:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2 NH 3(g)
Lad os skrive udtryk til beregning af hastighederne for fremadgående (1) og omvendte (2) reaktioner:
1 = k 1 [H 2 ] 3
2 = k 2 2
Satserne for fremadrettede og omvendte reaktioner er ens, derfor kan vi skrive:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Forholdet mellem to konstante mængder er en konstant størrelse. Ligevægtskonstanten er forholdet mellem hastighedskonstanter for fremadgående og omvendte reaktioner.
K = 2/3
Udtrykt i generelle vendinger er ligevægtskonstanten:
mA + nB ↔ pC +qD
К = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Ligevægtskonstanten er forholdet mellem produkterne af koncentrationer af reaktionsprodukter hævet til potenser lig med deres støkiometriske koefficienter og produktet af koncentrationer af udgangsstoffer hævet til potenser lig med deres støkiometriske koefficienter.
Hvis K udtrykkes i ligevægtskoncentrationer, betegnes det oftest som Ks. Det er også muligt at beregne K for gasser gennem deres partialtryk. I dette tilfælde betegnes K som K r. Der er en sammenhæng mellem Kc og Kr:
K p = K s × (RT) Δn,
hvor Δn er ændringen i antallet af alle mol gasser under overgangen fra reaktanter til produkter, R er den universelle gaskonstant.
K afhænger ikke af koncentrationen, trykket, volumen og tilstedeværelsen af en katalysator og afhænger af reaktanternes temperatur og natur. Hvis K er meget mindre end 1, så er der flere udgangsmaterialer i blandingen, og hvis K er meget større end 1, er der flere produkter i blandingen.
Heterogen ligevægt
Overvej reaktionen
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Udtrykket for ligevægtskonstanten inkluderer derfor ikke koncentrationerne af komponenterne i den faste fase
Kemisk ligevægt opstår i nærværelse af alle komponenter i systemet, men ligevægtskonstanten afhænger ikke af koncentrationerne af stoffer i den faste fase. Kemisk ligevægt er en dynamisk proces. K giver information om forløbet af reaktionen, og ΔG giver information om dens retning. De er indbyrdes forbundet af forholdet:
ΔG0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK
Skift i kemisk ligevægt. Le Chateliers princip
Fra et teknologisk synspunkt er reversible kemiske reaktioner ikke rentable, da man skal have viden om, hvordan man øger udbyttet af reaktionsproduktet, dvs. det er nødvendigt at lære at flytte den kemiske ligevægt mod reaktionsprodukterne.
Lad os overveje en reaktion, hvor det er nødvendigt at øge udbyttet af ammoniak:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g), ΔН< 0
For at flytte ligevægten mod den fremadrettede eller omvendte reaktion er det nødvendigt at bruge Le Chateliers princip: hvis et system, der er i ligevægt, påvirkes af en ydre faktor (øge eller mindske temperatur, tryk, volumen, koncentration af stoffer), så modvirker systemet denne påvirkning.
For eksempel, hvis temperaturen i et ligevægtssystem øges, så vil ud af 2 mulige reaktioner finde den ene, der vil være endoterm; øger man trykket, vil ligevægten skifte mod en reaktion med et større antal mol stoffer; hvis volumenet i systemet reduceres, vil ligevægtsskiftet være rettet mod en stigning i tryk; Hvis du øger koncentrationen af et af udgangsstofferne, vil der ud af 2 mulige reaktioner ske den, der vil føre til et fald i ligevægtskoncentrationen af produktet.
Så i forhold til den betragtede reaktion, for at øge udbyttet af ammoniak, er det nødvendigt at øge koncentrationerne af udgangsstofferne; sænk temperaturen, da den direkte reaktion er eksoterm, øg trykket eller sænk volumenet.
Eksempler på problemløsning
EKSEMPEL 1
Meget ofte forløber kemiske reaktioner på en sådan måde, at de primære reaktanter fuldstændigt omdannes til reaktionsprodukter. For eksempel, hvis du putter et zinkgranulat i saltsyre, så vil reaktionen med en vis (tilstrækkelig) mængde syre fortsætte, indtil zinken er fuldstændig opløst ifølge ligningen: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
Hvis du udfører denne reaktion i den modsatte retning, med andre ord fører brint gennem en opløsning af zinkchlorid, så dannes der metallisk zink - denne reaktion kan ikke forløbe i den modsatte retning, så den er irreversibel.
En kemisk reaktion, som resulterer i, at primære stoffer næsten fuldstændigt omdannes til slutprodukter, kaldes irreversibel.
Sådanne reaktioner omfatter både heterogene og homogene reaktioner. For eksempel forbrændingsreaktioner af simple stoffer - methan CH4, kulstofdisulfid CS2. Som vi allerede ved, er forbrændingsreaktioner eksoterme reaktioner. I de fleste tilfælde omfatter eksoterme reaktioner sammensatte reaktioner, for eksempel kalklæskningsreaktionen: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (varme frigives).
Det ville være logisk at antage, at endoterme reaktioner omfatter omvendte reaktioner, dvs. nedbrydningsreaktion. For eksempel reaktionen af brændende kalksten: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (varme absorberes).
Det skal huskes, at antallet af irreversible reaktioner ikke er så stort.
Homogene reaktioner (mellem opløsninger af stoffer) er irreversible, hvis de opstår med dannelse af et uopløseligt, gasformigt produkt eller vand. Denne regel kaldes "Berthollets regel". Lad os lave et eksperiment. Lad os tage tre reagensglas og hælde 2 ml saltsyreopløsning i dem. Tilsæt 1 ml phenolphtalein-farvet hindbæralkaliopløsning til det første kar, det vil miste farve som følge af reaktionen: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
Tilsæt 1 ml natriumcarbonatopløsning til det andet reagensglas - vi vil se en voldsom kogereaktion, som er forårsaget af frigivelsen af kuldioxid: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Lad os tilføje et par dråber sølvnitrat til det tredje reagensglas og se, hvordan der er dannet et hvidligt bundfald af sølvchlorid i det: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
De fleste reaktioner er reversible. Der er ikke ret mange irreversible reaktioner.
Kemiske reaktioner, der kan forekomme samtidigt i to modsatte retninger - fremad og baglæns - kaldes reversible.
Lad os hælde 3 ml vand i et reagensglas og tilføje et par stykker lakmus, og derefter begynde at passere gennem det ved hjælp af et gasudløbsrør, kuldioxiden, der kommer ud af en anden beholder, som dannes på grund af samspillet mellem marmor og saltsyre syre. Efter nogen tid vil vi se den lilla lakmus blive rød, dette indikerer tilstedeværelsen af syre. Vi opnåede skrøbelig kulsyre, som blev dannet ved at kombinere kuldioxid og vand: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Lad os lade denne løsning blive i stativet. Efter nogen tid vil vi bemærke, at opløsningen er blevet lilla igen. Syren nedbrydes til sine oprindelige komponenter: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
Denne proces vil ske meget hurtigere, hvis vi opvarmer kulsyreopløsningen. Således har vi fundet ud af, at reaktionen til at producere kulsyre kan forekomme i både fremadgående og baglæns retning, hvilket betyder, at den er reversibel. Reversibiliteten af en reaktion er angivet skriftligt med to modsat rettede pile: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Blandt de reversible reaktioner, der ligger til grund for produktionen af vigtige kemiske produkter, giver vi som et eksempel reaktionen af syntesen af svovloxid (VI) fra svovloxid (IV) og oxygen: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
hjemmeside, ved kopiering af materiale helt eller delvist kræves et link til kilden.
Kemiske reaktioner, der forløber i én retning, kaldes irreversible.
De fleste kemiske processer er reversibel. Det betyder, at der under de samme forhold opstår både fremadrettede og omvendte reaktioner (især hvis vi taler om lukkede systemer). 
For eksempel:
a) reaktion
i et åbent system irreversible;
b) samme reaktion
i et lukket system reversibel.
Kemisk ligevægt
Lad os overveje mere detaljeret de processer, der forekommer under reversible reaktioner, for eksempel for en betinget reaktion:
Baseret på loven om masseaktion hastigheden af fremadrettet reaktion:
Da koncentrationerne af stoffer A og B falder over tid, falder hastigheden af den direkte reaktion også.
Fremkomsten af reaktionsprodukter betyder muligheden for en omvendt reaktion, og over tid stiger koncentrationerne af stofferne C og D, hvilket betyder, at omvendt reaktionshastighed.
Før eller siden vil der blive nået en tilstand, hvor hastighederne for fremadrettede og omvendte reaktioner bliver ens = .
Systemets tilstand, hvor hastigheden af den fremadrettede reaktion er lig med hastigheden af den omvendte reaktion, kaldes kemisk ligevægt.
I dette tilfælde forbliver koncentrationerne af reaktanter og reaktionsprodukter uændrede. De kaldes ligevægtskoncentrationer. På makroniveau ser det ud til, at intet generelt ændrer sig. Men faktisk fortsætter både frem- og tilbage-processen med at forekomme, men med samme hastighed. Derfor kaldes en sådan ligevægt i systemet mobil og dynamisk.
Lad os betegne ligevægtskoncentrationerne af stofferne [A], [B], [C], [D]. Så siden = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , hvor
hvor α, β, γ, δ er eksponenter, lig med koefficienterne i den reversible reaktion; K lig - kemisk ligevægtskonstant.
Det resulterende udtryk beskriver kvantitativt ligevægtstilstand og er et matematisk udtryk for loven om massehandling for ligevægtssystemer.
Ved en konstant temperatur er ligevægtskonstanten konstant værdi for en given reversibel reaktion. Den viser sammenhængen mellem koncentrationerne af reaktionsprodukter (tæller) og udgangsstoffer (nævner), som er etableret ved ligevægt.
Ligevægtskonstanter beregnes ud fra eksperimentelle data, der bestemmer ligevægtskoncentrationerne af udgangsstoffer og reaktionsprodukter ved en bestemt temperatur.
Værdien af ligevægtskonstanten karakteriserer udbyttet af reaktionsprodukter og fuldstændigheden af dens fremskridt. Hvis vi får K » 1, betyder det, at ved ligevægt [C] γ [D] δ " [A] α [B] β koncentrationerne af reaktionsprodukter råder over koncentrationerne af udgangsstofferne, og udbyttet af reaktionsprodukter er højt.
Ved K lig med «1 er udbyttet af reaktionsprodukter tilsvarende lavt. For eksempel til hydrolysereaktionen af eddikesyreethylester
ligevægtskonstant:
ved 20 °C har den en værdi på 0,28 (det vil sige mindre end 1).
Dette betyder, at en betydelig del af esteren ikke blev hydrolyseret.
I tilfælde af heterogene reaktioner omfatter udtrykket af ligevægtskonstanten kun koncentrationerne af de stoffer, der er i gas- eller væskefasen. For eksempel for reaktionen
Ligevægtskonstanten udtrykkes som følger:
Værdien af ligevægtskonstanten afhænger af arten af reaktanterne og temperaturen.
Konstanten afhænger ikke af tilstedeværelsen af en katalysator, da det ændrer aktiveringsenergien af både fremadgående og omvendte reaktioner med samme mængde. Katalysatoren kan kun accelerere begyndelsen af ligevægt uden at påvirke værdien af ligevægtskonstanten.
Ligevægtstilstanden opretholdes på ubestemt tid under konstante ydre forhold: temperatur, koncentration af udgangsstoffer, tryk (hvis gasser deltager i reaktionen eller dannes).
Ved at ændre disse betingelser er det muligt at overføre systemet fra en ligevægtstilstand til en anden, der opfylder de nye betingelser. Denne overgang kaldes forskydning eller skift i ligevægt.
Lad os overveje forskellige måder at flytte ligevægten på ved at bruge eksemplet på reaktionen mellem nitrogen og brint for at danne ammoniak:
Effekt af at ændre koncentrationen af stoffer
Når nitrogen N2 og hydrogen H2 tilsættes reaktionsblandingen, stiger koncentrationen af disse gasser, hvilket betyder hastigheden af fremadrettet reaktion stiger. Ligevægten skifter til højre, mod reaktionsproduktet, det vil sige mod ammoniak NH 3.
N2+3H2-→ 2NH3
Den samme konklusion kan drages ved at analysere udtrykket for ligevægtskonstanten. Når koncentrationen af nitrogen og brint stiger, stiger nævneren, og da K er lig. - værdien er konstant, tælleren skal stige. Således vil mængden af reaktionsproduktet NH3 i reaktionsblandingen stige.
En stigning i koncentrationen af ammoniakreaktionsproduktet NH 3 vil føre til en forskydning af ligevægt til venstre, mod dannelsen af udgangsstofferne. Denne konklusion kan drages ud fra lignende ræsonnementer.
Effekt af trykændring
En trykændring påvirker kun de systemer, hvor mindst et af stofferne er i gasform. Når trykket stiger, falder mængden af gasser, hvilket betyder, at deres koncentration stiger.
Lad os antage, at trykket i et lukket system øges for eksempel med 2 gange. Det betyder, at koncentrationerne af alle gasformige stoffer (N 2, H 2, NH 3) i den pågældende reaktion vil stige med 2 gange. I dette tilfælde vil tælleren i udtrykket for K lige stige med 4 gange, og nævneren med 16 gange, det vil sige, at ligevægten vil blive forstyrret. For at genoprette den skal koncentrationen af ammoniak stige, og koncentrationerne af nitrogen og brint skal falde. Balancen vil skifte til højre. En trykændring har stort set ingen effekt på volumenet af flydende og faste stoffer, dvs. det ændrer ikke deres koncentration. Derfor, tilstanden af kemisk ligevægt af reaktioner, der ikke involverer gasser, afhænger ikke af tryk.
Effekt af temperaturændring
Når temperaturen stiger, stiger hastighederne af alle reaktioner (exo- og endoterme). Desuden har en temperaturstigning en større effekt på hastigheden af de reaktioner, der har en højere aktiveringsenergi, hvilket betyder endotermisk.
Således stiger hastigheden af den omvendte reaktion (endotermisk) mere end hastigheden af den fremadrettede reaktion. Ligevægten vil skifte mod processen ledsaget af absorption af energi.
Retningen af ligevægtsskiftet kan forudsiges vha Le Chateliers princip:
Hvis der udøves en ydre påvirkning på et system, der er i ligevægt (koncentration, tryk, temperaturændringer), så skifter ligevægten til den side, der svækker denne påvirkning.
Således:
Efterhånden som koncentrationen af reaktanter stiger, skifter systemets kemiske ligevægt mod dannelsen af reaktionsprodukter;
Efterhånden som koncentrationen af reaktionsprodukter stiger, skifter systemets kemiske ligevægt mod dannelsen af udgangsstofferne;
Når trykket stiger, skifter systemets kemiske ligevægt mod reaktionen, hvor volumen af dannede gasformige stoffer er mindre;
Når temperaturen stiger, skifter systemets kemiske ligevægt mod den endoterme reaktion;
Når temperaturen falder, bevæger den sig mod en eksoterm proces.
Le Chateliers princip gælder ikke kun for kemiske reaktioner, men også for mange andre processer: fordampning, kondensation, smeltning, krystallisation osv. Ved fremstillingen af de vigtigste kemiske produkter, Le Chateliers princip og beregninger, der udspringer af massehandlingsloven gøre det muligt at finde sådanne betingelser for at udføre kemiske processer, der giver maksimalt udbytte af det ønskede stof.
Referencemateriale til at tage testen:
Det periodiske system
Opløselighedstabel
Reversible og irreversible kemiske reaktioner. Kemisk balance. Skift af ligevægt under indflydelse af forskellige faktorer
Kemisk ligevægt
Kemiske reaktioner, der forløber i én retning, kaldes irreversible.
De fleste kemiske processer er reversibel. Det betyder, at der under de samme forhold opstår både fremadrettede og omvendte reaktioner (især hvis vi taler om lukkede systemer).
For eksempel:
a) reaktion
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
i et åbent system er irreversibel;
b) samme reaktion
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
i et lukket system er reversibel.
Lad os overveje mere detaljeret de processer, der forekommer under reversible reaktioner, for eksempel for en betinget reaktion:
Baseret på loven om massehandling, hastigheden af direkte reaktion
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Da koncentrationerne af stofferne $A$ og $B$ falder over tid, falder hastigheden af den direkte reaktion også.
Forekomsten af reaktionsprodukter betyder muligheden for en omvendt reaktion, og over tid stiger koncentrationerne af stofferne $C$ og $D$, hvilket betyder, at hastigheden af den omvendte reaktion også stiger:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Før eller siden vil der blive nået en tilstand, hvor hastigheden af fremadrettede og omvendte reaktioner bliver ens
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Den tilstand af systemet, hvor hastigheden af den fremadrettede reaktion er lig med hastigheden af den omvendte reaktion, kaldes kemisk ligevægt.
I dette tilfælde forbliver koncentrationerne af reaktanter og reaktionsprodukter uændrede. De kaldes ligevægtskoncentrationer. På makroniveau ser det ud til, at intet generelt ændrer sig. Men faktisk fortsætter både frem- og tilbage-processen med at forekomme, men med samme hastighed. Derfor kaldes en sådan ligevægt i systemet mobil Og dynamisk.
Ligevægtskonstant
Lad os betegne ligevægtskoncentrationerne af stoffer som $[A], [B], [C], [D]$.
Da $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, hvorfra
$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(lig) $
hvor $γ, δ, α, β$ er eksponenter lig med koefficienterne i den reversible reaktion; $K_(lig)$ er den kemiske ligevægtskonstant.
Det resulterende udtryk beskriver kvantitativt ligevægtstilstanden og er et matematisk udtryk for massehandlingsloven for ligevægtssystemer.
Ved en konstant temperatur er ligevægtskonstanten en konstant værdi for en given reversibel reaktion. Den viser sammenhængen mellem koncentrationerne af reaktionsprodukter (tæller) og udgangsstoffer (nævner), som er etableret ved ligevægt.
Ligevægtskonstanter beregnes ud fra eksperimentelle data, der bestemmer ligevægtskoncentrationerne af udgangsstofferne og reaktionsprodukterne ved en bestemt temperatur.
Værdien af ligevægtskonstanten karakteriserer udbyttet af reaktionsprodukter og fuldstændigheden af dens fremskridt. Hvis vi får $K_(lig) >> 1$, betyder det, at ved ligevægt $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, dvs. koncentrationerne af reaktionsprodukter råder over koncentrationerne af udgangsstofferne, og udbyttet af reaktionsprodukter er højt.
Ved $K_(lig)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
ligevægtskonstant
$K_(lig)=(·)/(·)$
ved $20°С$ er værdien $0,28$ (dvs. mindre end $1$). Dette betyder, at en betydelig del af esteren ikke blev hydrolyseret.
I tilfælde af heterogene reaktioner omfatter udtrykket af ligevægtskonstanten kun koncentrationerne af de stoffer, der er i gas- eller væskefasen. For eksempel for reaktionen
ligevægtskonstanten udtrykkes som følger:
$K_(lig)=(^2)/()$
Værdien af ligevægtskonstanten afhænger af arten af reaktanterne og temperaturen.
Konstanten afhænger ikke af tilstedeværelsen af en katalysator, da den ændrer aktiveringsenergien af både fremadgående og omvendte reaktioner med samme mængde. Katalysatoren kan kun accelerere begyndelsen af ligevægt uden at påvirke værdien af ligevægtskonstanten.
Skift af ligevægt under indflydelse af forskellige faktorer
Ligevægtstilstanden opretholdes på ubestemt tid under konstante ydre forhold: temperatur, koncentration af udgangsstoffer, tryk (hvis gasser deltager i reaktionen eller dannes).
Ved at ændre disse betingelser er det muligt at overføre systemet fra en ligevægtstilstand til en anden, der opfylder de nye betingelser. Denne overgang kaldes forskydning eller skift i ligevægt.
Lad os overveje forskellige måder at flytte ligevægten på ved at bruge eksemplet på reaktionen mellem nitrogen og brint for at danne ammoniak:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(lig)=(^2)/(·^3)$
Effekt af at ændre koncentrationen af stoffer
Når nitrogen $N_2$ og hydrogen $H_2$ tilsættes til reaktionsblandingen, stiger koncentrationen af disse gasser, hvilket betyder, at hastigheden af den direkte reaktion stiger. Ligevægten skifter til højre, mod reaktionsproduktet, dvs. mod ammoniak $NH_3$.
Den samme konklusion kan drages ved at analysere udtrykket for ligevægtskonstanten. Når koncentrationen af nitrogen og brint stiger, stiger nævneren, og da $K_(lig)$ er en konstant værdi, skal tælleren stige. Således vil mængden af reaktionsproduktet $NH_3$ i reaktionsblandingen stige.
En stigning i koncentrationen af ammoniakreaktionsproduktet $NH_3$ vil føre til en forskydning af ligevægt til venstre, mod dannelsen af udgangsstofferne. Denne konklusion kan drages ud fra lignende ræsonnementer.
Effekt af trykændring
En trykændring påvirker kun de systemer, hvor mindst et af stofferne er i gasform. Når trykket stiger, falder mængden af gasser, hvilket betyder, at deres koncentration stiger.
Lad os antage, at trykket i et lukket system øges, for eksempel $2$ gange. Det betyder, at koncentrationerne af alle gasformige stoffer ($N_2, H_2, NH_3$) i den reaktion, vi overvejer, vil stige med $2$ gange. I dette tilfælde vil tælleren i udtrykket for $K_(lig)$ stige med 4 gange, og nævneren med $16$ gange, dvs. balancen vil blive forstyrret. For at genoprette den skal koncentrationen af ammoniak stige, og koncentrationerne af nitrogen og brint skal falde. Balancen vil skifte til højre. En trykændring har stort set ingen indflydelse på volumen af væsker og faste stoffer, dvs. ændrer ikke deres koncentration. Følgelig afhænger tilstanden af kemisk ligevægt af reaktioner, der ikke involverer gasser, ikke af tryk.
Effekt af temperaturændring
Når temperaturen stiger, stiger som bekendt hastighederne for alle reaktioner (exo- og endoterme). Desuden har en temperaturstigning en større effekt på hastigheden af de reaktioner, der har en høj aktiveringsenergi og derfor er endoterme.
Således stiger hastigheden af den omvendte reaktion (endotermisk i vores eksempel) mere end hastigheden af den fremadrettede reaktion. Ligevægten vil skifte mod processen ledsaget af absorption af energi.
Retningen af ligevægtsskiftet kan forudsiges ved hjælp af Le Chateliers princip (1884):
Hvis der udøves en ydre påvirkning på et system, der er i ligevægt (koncentration, tryk, temperaturændringer), så skifter ligevægten til den side, der svækker denne påvirkning.
Lad os drage konklusioner:
- med en stigning i koncentrationen af reaktanter skifter systemets kemiske ligevægt mod dannelsen af reaktionsprodukter;
- med en stigning i koncentrationen af reaktionsprodukter skifter systemets kemiske ligevægt mod dannelsen af udgangsstofferne;
- med stigende tryk skifter systemets kemiske ligevægt mod reaktionen, hvor volumen af dannede gasformige stoffer er mindre;
- med stigende temperatur skifter systemets kemiske ligevægt mod den endoterme reaktion;
- med faldende temperatur - mod en eksoterm proces.
Le Chateliers princip gælder ikke kun for kemiske reaktioner, men også for mange andre processer: fordampning, kondensation, smeltning, krystallisation osv. Ved fremstillingen af de vigtigste kemiske produkter, Le Chateliers princip og beregninger, der udspringer af massehandlingsloven gøre det muligt at finde sådanne betingelser for at udføre kemiske processer, der giver maksimalt udbytte af det ønskede stof.