Të gjitha reaksionet kimike mund të ndahen në dy grupe: reaksione të pakthyeshme dhe të kthyeshme. Reagimet e pakthyeshme vazhdojnë deri në përfundim - derisa njëri prej reaktantëve të konsumohet plotësisht. Reaksionet e kthyeshme nuk përfundojnë: në një reaksion të kthyeshëm, asnjë nga reaktantët nuk konsumohet plotësisht. Ky ndryshim është për faktin se një reagim i pakthyeshëm mund të vazhdojë vetëm në një drejtim. Një reagim i kthyeshëm mund të ndodhë në të dy drejtimet përpara dhe të kundërta.
Le të shohim dy shembuj.
Shembulli 1. Ndërveprimi ndërmjet zinkut dhe acidit nitrik të koncentruar vazhdon sipas ekuacionit:
Me një sasi të mjaftueshme të acidit nitrik, reagimi do të përfundojë vetëm kur i gjithë zinku të jetë tretur. Përveç kësaj, nëse përpiqeni ta kryeni këtë reagim në drejtim të kundërt - duke kaluar dioksidin e azotit përmes një tretësire të nitratit të zinkut, atëherë zinku metalik dhe acidi nitrik nuk do të funksionojnë - ky reagim nuk mund të vazhdojë në drejtim të kundërt. Kështu, ndërveprimi i zinkut me acidin nitrik është një reagim i pakthyeshëm.
Shembulli 2. Sinteza e amoniakut vazhdon sipas ekuacionit:
Nëse përzieni një mol azot me tre mole hidrogjen, krijoni kushte në sistem të favorshme për shfaqjen e reaksionit dhe pas një kohe të mjaftueshme analizoni përzierjen e gazit, rezultatet e analizës do të tregojnë se jo vetëm reaksioni produkti (amoniaku) do të jetë i pranishëm në sistem, por edhe substancat fillestare (azoti dhe hidrogjeni). Nëse tani, në të njëjtat kushte, nuk vendoset një përzierje azot-hidrogjen, por amoniaku si substancë fillestare, atëherë do të jetë e mundur të zbulohet se një pjesë e amoniakut do të dekompozohet në azot dhe hidrogjen, dhe raporti përfundimtar midis sasive. nga të tre substancat do të jenë të njëjta si në atë rast, kur fillohet nga një përzierje e azotit dhe hidrogjenit. Kështu, sinteza e amoniakut është një reagim i kthyeshëm.
Në ekuacionet e reaksioneve të kthyeshme, shigjetat mund të përdoren në vend të shenjës së barazimit; ato simbolizojnë reagimin që ndodh si në drejtimin përpara ashtu edhe në atë të kundërt.
Në Fig. Figura 68 tregon ndryshimin në shpejtësinë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta me kalimin e kohës. Në fillim, kur përzihen substancat fillestare, shpejtësia e reaksionit përpara është e lartë dhe shpejtësia e reaksionit të kundërt është zero, ndërsa reaksioni vazhdon, substancat fillestare konsumohen dhe përqendrimet e tyre bien.
Oriz. 63. Ndryshimi në shpejtësinë e reagimeve përpara dhe të kundërta me kalimin e kohës.
Si rezultat, shpejtësia e reagimit përpara zvogëlohet. Në të njëjtën kohë, shfaqen produktet e reagimit dhe përqendrimi i tyre rritet. Si rezultat, një reagim i kundërt fillon të ndodhë dhe shpejtësia e tij rritet gradualisht. Kur shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta bëhen të barabarta, ndodh ekuilibri kimik. Kështu, në shembullin e fundit, vendoset një ekuilibër midis azotit, hidrogjenit dhe amoniakut.
Ekuilibri kimik quhet ekuilibër dinamik. Kjo thekson se në ekuilibër ndodhin reaksionet e përparme dhe të kundërta, por ritmet e tyre janë të njëjta, si rezultat i të cilave ndryshimet në sistem nuk janë të dukshme.
Një karakteristikë sasiore e ekuilibrit kimik është një vlerë e quajtur konstanta e ekuilibrit kimik. Le ta shqyrtojmë duke përdorur shembullin e reaksionit të sintezës jod-hidrogjen:
Sipas ligjit të veprimit të masës, shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta shprehen me ekuacionet:
Në ekuilibër, ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta me njëra-tjetrën, prandaj
Raporti i konstantave të shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta është gjithashtu një konstante. Quhet konstanta e ekuilibrit të këtij reaksioni (K):
Nga këtu më në fund
Në anën e majtë të këtij ekuacioni janë ato përqendrime të substancave ndërvepruese që vendosen në përqendrime ekuilibër - ekuilibër. Ana e djathtë e ekuacionit është një sasi konstante (në temperaturë konstante).
Mund të tregohet se në rastin e përgjithshëm të një reaksioni të kthyeshëm
konstanta e ekuilibrit do të shprehet me ekuacionin:
Këtu, shkronjat e mëdha tregojnë formulat e substancave, dhe shkronjat e vogla tregojnë koeficientët në ekuacionin e reaksionit.
Kështu, në një temperaturë konstante, konstanta e ekuilibrit të një reaksioni të kthyeshëm është një vlerë konstante që tregon raportin midis përqendrimeve të produkteve të reaksionit (numëruesi) dhe substancave fillestare (emëruesi) që vendoset në ekuilibër.
Ekuacioni i konstantës së ekuilibrit tregon se në kushte ekuilibri, përqendrimet e të gjitha substancave që marrin pjesë në reaksion janë të lidhura me njëra-tjetrën. Një ndryshim në përqendrimin e ndonjë prej këtyre substancave sjell ndryshime në përqendrimet e të gjitha substancave të tjera; si rezultat, vendosen përqendrime të reja, por raporti midis tyre përsëri korrespondon me konstantën e ekuilibrit.
Vlera numerike e konstantës së ekuilibrit, në një përafrim të parë, karakterizon rendimentin e një reaksioni të caktuar. Për shembull, kur rendimenti i reaksionit është i lartë, sepse në këtë rast
pra, në ekuilibër, përqendrimet e produkteve të reaksionit janë shumë më të mëdha se përqendrimet e substancave fillestare, dhe kjo do të thotë se rendimenti i reaksionit është i lartë. Kur (për një arsye të ngjashme) rendimenti i reaksionit është i ulët.
Në rastin e reaksioneve heterogjene, shprehja e konstantës së ekuilibrit, si dhe shprehja e ligjit të veprimit të masës (shih § 58), përfshin përqendrimet e vetëm atyre substancave që janë në fazën e gazit ose të lëngët. Për shembull, për reagimin
konstanta e ekuilibrit ka formën:
Vlera e konstantës së ekuilibrit varet nga natyra e substancave që reagojnë dhe nga temperatura. Nuk varet nga prania e katalizatorëve. Siç u përmend tashmë, konstanta e ekuilibrit është e barabartë me raportin e konstantave të shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta. Meqenëse katalizatori ndryshon energjinë e aktivizimit të reaksioneve të përparme dhe të kundërta me të njëjtën sasi (shih § 60), ai nuk ndikon në raportin e konstantave të shpejtësisë së tyre.
Prandaj, katalizatori nuk ndikon në vlerën e konstantës së ekuilibrit dhe, për rrjedhojë, as nuk mund të rrisë dhe as të ulë rendimentin e reaksionit. Mund të përshpejtojë ose ngadalësojë vetëm fillimin e ekuilibrit.
PËRKUFIZIM
Reaksion kimik quhen transformime të substancave në të cilat ndodh një ndryshim në përbërjen dhe (ose) strukturën e tyre.
Reagimi është i mundur me një raport të favorshëm të energjisë dhe faktorëve të entropisë. Nëse këta faktorë balancojnë njëri-tjetrin, gjendja e sistemit nuk ndryshon. Në raste të tilla thuhet se sistemi është në ekuilibër.
Reaksionet kimike që zhvillohen në një drejtim quhen të pakthyeshme. Shumica e reaksioneve kimike janë të kthyeshme. Kjo do të thotë se në të njëjtat kushte ndodhin si reagimet e përparme ashtu edhe ato të kundërta (sidomos kur flasim për sisteme të mbyllura).
Gjendja e sistemit në të cilin shpejtësia e reaksionit të përparmë është e barabartë me shpejtësinë e reaksionit të kundërt quhet ekuilibër kimik. . Në këtë rast, përqendrimet e reaktantëve dhe produkteve të reaksionit mbeten të pandryshuara (përqendrimet e ekuilibrit).
Konstanta e ekuilibrit
Merrni parasysh reagimin për prodhimin e amoniakut:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2 NH 3(g)
Le të shkruajmë shprehje për llogaritjen e shpejtësisë së reaksioneve të përparme (1) dhe të kundërt (2):
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta, prandaj mund të shkruajmë:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Raporti i dy sasive konstante është një sasi konstante. Konstanta e ekuilibrit është raporti i konstantave të shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta.
K = 2/3
E shprehur në terma të përgjithshëm, konstanta e ekuilibrit është:
mA + nB ↔ pC +qD
К = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Konstanta e ekuilibrit është raporti i produkteve të përqendrimeve të produkteve të reaksionit të ngritura në fuqi të barabarta me koeficientët e tyre stoikiometrikë me produktin e përqendrimeve të substancave fillestare të ngritura në fuqi të barabarta me koeficientët e tyre stoikiometrikë.
Nëse K shprehet në terma të përqendrimeve të ekuilibrit, atëherë më së shpeshti shënohet si Ks. Është gjithashtu e mundur të llogaritet K për gazet përmes presioneve të tyre të pjesshme. Në këtë rast, K shënohet si K r. Ekziston një marrëdhënie midis Kc dhe Kr:
K p = K s × (RT) Δn,
ku Δn është ndryshimi në numrin e të gjitha moleve të gazeve gjatë kalimit nga reaktantët në produkte, R është konstanta universale e gazit.
K nuk varet nga përqendrimi, presioni, vëllimi dhe prania e një katalizatori dhe varet nga temperatura dhe natyra e reaktantëve. Nëse K është shumë më pak se 1, atëherë ka më shumë lëndë fillestare në përzierje, dhe nëse K është shumë më e madhe se 1, ka më shumë produkte në përzierje.
Ekuilibri heterogjen
Merrni parasysh reagimin
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Prandaj, shprehja për konstantën e ekuilibrit nuk përfshin përqendrimet e përbërësve në fazën e ngurtë
Ekuilibri kimik ndodh në prani të të gjithë përbërësve të sistemit, por konstanta e ekuilibrit nuk varet nga përqendrimet e substancave në fazën e ngurtë. Ekuilibri kimik është një proces dinamik. K jep informacion për ecurinë e reaksionit, dhe ΔG jep informacion për drejtimin e tij. Ato janë të ndërlidhura nga marrëdhënia:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK
Zhvendosja e ekuilibrit kimik. Parimi i Le Chatelier
Nga pikëpamja e proceseve teknologjike, reaksionet kimike të kthyeshme nuk janë fitimprurëse, pasi duhet të keni njohuri se si të rrisni rendimentin e produktit të reagimit, d.m.th. është e nevojshme të mësohet se si të zhvendoset ekuilibri kimik drejt produkteve të reaksionit.
Le të shqyrtojmë një reagim në të cilin është e nevojshme të rritet rendimenti i amoniakut:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g), ΔН< 0
Për të zhvendosur ekuilibrin drejt reagimit përpara ose të kundërt, është e nevojshme të përdoret Parimi i Le Chatelier: nëse një sistem që është në ekuilibër ndikohet nga ndonjë faktor i jashtëm (rritje ose ulje e temperaturës, presionit, vëllimit, përqendrimit të substancave), atëherë sistemi i kundërvihet këtij ndikimi.
Për shembull, nëse temperatura në një sistem ekuilibri rritet, atëherë nga 2 reaksione të mundshme do të ndodhë ai që do të jetë endotermik; nëse rrisni presionin, ekuilibri do të zhvendoset drejt një reaksioni me një numër më të madh molesh substancash; nëse vëllimi në sistem zvogëlohet, atëherë zhvendosja e ekuilibrit do të drejtohet drejt një rritjeje të presionit; Nëse rritni përqendrimin e njërës prej substancave fillestare, atëherë nga 2 reaksionet e mundshme, do të ndodhë ai që do të çojë në një ulje të përqendrimit ekuilibër të produktit.
Pra, në lidhje me reagimin e konsideruar, për të rritur rendimentin e amoniakut, është e nevojshme të rriten përqendrimet e substancave fillestare; ulni temperaturën, meqë reaksioni i drejtpërdrejtë është ekzotermik, rrisni presionin ose ulni vëllimin.
Shembuj të zgjidhjes së problemeve
SHEMBULL 1
Shumë shpesh, reaksionet kimike zhvillohen në atë mënyrë që reaktantët kryesorë të shndërrohen plotësisht në produkte të reaksionit. Për shembull, nëse vendosni një kokrrizë zinku në acid klorhidrik, atëherë me një sasi të caktuar (të mjaftueshme) acidi reaksioni do të vazhdojë derisa zinku të tretet plotësisht sipas ekuacionit: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
Nëse e kryeni këtë reagim në drejtim të kundërt, me fjalë të tjera, kaloni hidrogjenin përmes një tretësire të klorurit të zinkut, atëherë formohet zinku metalik - ky reagim nuk mund të vazhdojë në drejtim të kundërt, kështu që është i pakthyeshëm.
Një reaksion kimik, si rezultat i të cilit substancat primare shndërrohen pothuajse plotësisht në produkte përfundimtare, quhet i pakthyeshëm.
Reaksione të tilla përfshijnë reaksione heterogjene dhe homogjene. Për shembull, reaksionet e djegies së substancave të thjeshta - metani CH4, disulfidi i karbonit CS2. Siç e dimë tashmë, reaksionet e djegies janë reaksione ekzotermike. Në shumicën e rasteve, reaksionet ekzotermike përfshijnë reaksione të përbërjes, për shembull, reaksionin e shuarjes së gëlqeres: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (lirohet nxehtësia).
Do të ishte logjike të supozohej se reaksionet endotermike përfshijnë reaksione të kundërta, d.m.th. reaksioni i dekompozimit. Për shembull, reagimi i djegies së gurit gëlqeror: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (nxehtësia përthithet).
Duhet mbajtur mend se numri i reaksioneve të pakthyeshme nuk është aq i madh.
Reaksionet homogjene (ndërmjet tretësirave të substancave) janë të pakthyeshme nëse ndodhin me formimin e një produkti të patretshëm, të gaztë ose të ujit. Ky rregull quhet "rregulli i Berthollet". Le të bëjmë një eksperiment. Marrim tre epruveta dhe hedhim në to 2 ml tretësirë të acidit klorhidrik. Në enën e parë shtoni 1 ml tretësirë alkali të mjedrës me ngjyrë fenolftaleinë, ajo do të humbasë ngjyrën si rezultat i reaksionit: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O;
Shtoni 1 ml tretësirë të karbonatit të natriumit në epruvetën e dytë - do të shohim një reaksion vlimi të dhunshëm, i cili shkaktohet nga lëshimi i dioksidit të karbonit: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Le të shtojmë disa pika nitrat argjendi në epruvetën e tretë dhe të shohim se si është formuar një precipitat i bardhë i klorurit të argjendit në të: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
Shumica e reagimeve janë të kthyeshme. Nuk ka shumë reagime të pakthyeshme.
Reaksionet kimike që mund të ndodhin njëkohësisht në dy drejtime të kundërta - përpara dhe kundërt - quhen të kthyeshme.
Le të hedhim 3 ml ujë në një epruvetë dhe të shtojmë disa copa lakmus dhe më pas të fillojmë të kalojmë nëpër të duke përdorur një tub dalje gazi dioksidin e karbonit që del nga një enë tjetër, i cili është formuar për shkak të bashkëveprimit të mermerit dhe klorhidrit. acid. Pas ca kohësh, ne do të shohim lakmusin vjollcë të kthehet në të kuqe, kjo tregon praninë e acidit. Ne përftuam acid karbonik të brishtë, i cili u formua nga kombinimi i dioksidit të karbonit dhe ujit: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Le ta lëmë këtë zgjidhje në trekëmbësh. Pas ca kohësh, do të vërejmë se tretësira ka marrë sërish ngjyrë vjollce. Acidi u zbërthye në përbërësit e tij origjinal: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
Ky proces do të ndodhë shumë më shpejt nëse ngrohim tretësirën e acidit karbonik. Kështu, ne kemi gjetur se reagimi për të prodhuar acid karbonik mund të ndodhë në të dy drejtimet përpara dhe të kundërt, që do të thotë se është i kthyeshëm. Kthyeshmëria e një reaksioni tregohet me shkrim nga dy shigjeta me drejtim të kundërt: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Ndër reaksionet e kthyeshme që qëndrojnë në themel të prodhimit të produkteve kimike të rëndësishme, japim si shembull reaksionin e sintezës së oksidit të squfurit (VI) nga oksidi i squfurit (IV) dhe oksigjeni: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
në faqen e internetit, kur kopjoni materialin plotësisht ose pjesërisht, kërkohet një lidhje me burimin origjinal.
Reaksionet kimike që zhvillohen në një drejtim quhen të pakthyeshme.
Shumica e proceseve kimike janë e kthyeshme. Kjo do të thotë që në të njëjtat kushte ndodhin si reagimet e përparme ashtu edhe ato të kundërta (veçanërisht nëse flasim për sisteme të mbyllura). 
Për shembull:
a) reagim
në një sistem të hapur të pakthyeshme;
b) të njëjtin reagim
në një sistem të mbyllur e kthyeshme.
Ekuilibri kimik
Le të shqyrtojmë më në detaje proceset që ndodhin gjatë reaksioneve të kthyeshme, për shembull, për një reagim të kushtëzuar:
Bazuar në ligjin e veprimit masiv shpejtësia e reagimit përpara:
Meqenëse përqendrimet e substancave A dhe B zvogëlohen me kalimin e kohës, shpejtësia e reaksionit të drejtpërdrejtë gjithashtu zvogëlohet.
Shfaqja e produkteve të reaksionit nënkupton mundësinë e një reaksioni të kundërt dhe me kalimin e kohës rriten përqendrimet e substancave C dhe D, që do të thotë se shpejtësia e reagimit të kundërt.
Herët a vonë do të arrihet një gjendje në të cilën ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta bëhen të barabarta = .
Quhet gjendja e sistemit në të cilin shpejtësia e reaksionit përpara është e barabartë me shpejtësinë e reaksionit të kundërt ekuilibri kimik.
Në këtë rast, përqendrimet e reaktantëve dhe produkteve të reagimit mbeten të pandryshuara. Ato quhen përqendrime ekuilibër. Në nivelin makro, duket se në përgjithësi asgjë nuk po ndryshon. Por në fakt, si proceset e përparme ashtu edhe ato të kundërta vazhdojnë të ndodhin, por me të njëjtën shpejtësi. Prandaj, një ekuilibër i tillë në sistem quhet i lëvizshëm dhe dinamik.
Le të shënojmë përqendrimet ekuilibër të substancave [A], [B], [C], [D]. Atëherë meqenëse = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , ku
ku α, β, γ, δ janë eksponentë, të barabartë me koeficientët në reaksionin e kthyeshëm; K e barabartë - konstante e ekuilibrit kimik.
Shprehja që rezulton përshkruan në mënyrë sasiore gjendjen e ekuilibrit dhe është një shprehje matematikore e ligjit të veprimit të masës për sistemet e ekuilibrit.
Në një temperaturë konstante, konstanta e ekuilibrit është vlerë konstante për një reaksion të caktuar të kthyeshëm. Ai tregon marrëdhënien midis përqendrimeve të produkteve të reaksionit (numëruesi) dhe substancave fillestare (emëruesi), i cili vendoset në ekuilibër.
Konstantet e ekuilibrit llogariten nga të dhënat eksperimentale, duke përcaktuar përqendrimet e ekuilibrit të substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit në një temperaturë të caktuar.
Vlera e konstantës së ekuilibrit karakterizon rendimentin e produkteve të reaksionit dhe tërësinë e ecurisë së tij. Nëse marrim K » 1, kjo do të thotë se në ekuilibër [C] γ [D] δ "[A] α [B] β d.m.th., përqendrimet e produkteve të reaksionit mbizotërojnë mbi përqendrimet e substancave fillestare dhe rendimenti i produkteve të reaksionit është i lartë.
Në K të barabartë me «1, rendimenti i produkteve të reaksionit është përkatësisht i ulët. Për shembull, për reaksionin e hidrolizës së etilit esterit të acidit acetik
Konstanta e ekuilibrit:
në 20 °C ka një vlerë prej 0.28 (d.m.th., më pak se 1).
Kjo do të thotë se një pjesë e konsiderueshme e esterit nuk u hidrolizua.
Në rastin e reaksioneve heterogjene, shprehja e konstantës së ekuilibrit përfshin përqendrimet e vetëm atyre substancave që janë në fazën e gazit ose të lëngët. Për shembull, për reagimin
Konstanta e ekuilibrit shprehet si më poshtë:
Vlera e konstantës së ekuilibrit varet nga natyra e reaktantëve dhe temperatura.
Konstanta nuk varet nga prania e një katalizatori, meqenëse ndryshon energjinë e aktivizimit të reaksioneve të përparme dhe të kundërta me të njëjtën sasi. Katalizatori mund të përshpejtojë vetëm fillimin e ekuilibrit pa ndikuar në vlerën e konstantës së ekuilibrit.
Gjendja e ekuilibrit mbahet për një kohë të pacaktuar në kushte të jashtme konstante: temperatura, përqendrimi i substancave fillestare, presioni (nëse gazrat marrin pjesë në reaksion ose formohen).
Me ndryshimin e këtyre kushteve, mundësohet kalimi i sistemit nga një gjendje ekuilibri në një tjetër që plotëson kushtet e reja. Ky kalim quhet zhvendosje ose ndryshim në ekuilibër.
Le të shqyrtojmë mënyra të ndryshme për të zhvendosur ekuilibrin duke përdorur shembullin e reaksionit midis azotit dhe hidrogjenit për të formuar amoniak:
Efekti i ndryshimit të përqendrimit të substancave
Kur përzierjes së reaksionit i shtohen azoti N2 dhe hidrogjeni H2, përqendrimi i këtyre gazeve rritet, që do të thotë rritet shpejtësia e reagimit përpara. Ekuilibri zhvendoset djathtas, drejt produktit të reaksionit, pra drejt amoniakut NH 3.
N 2 +3H 2 → 2NH 3
I njëjti përfundim mund të nxirret duke analizuar shprehjen për konstantën e ekuilibrit. Me rritjen e përqendrimit të azotit dhe hidrogjenit, emëruesi rritet, dhe meqenëse K është i barabartë. - vlera është konstante, numëruesi duhet të rritet. Kështu, sasia e produktit të reaksionit NH 3 në përzierjen e reaksionit do të rritet.
Një rritje në përqendrimin e produktit të reaksionit të amoniakut NH 3 do të çojë në një zhvendosje të ekuilibrit në të majtë, drejt formimit të substancave fillestare. Ky përfundim mund të nxirret bazuar në arsyetime të ngjashme.
Efekti i ndryshimit të presionit
Një ndryshim në presion prek vetëm ato sisteme ku të paktën një nga substancat është në gjendje të gaztë. Me rritjen e presionit, vëllimi i gazrave zvogëlohet, që do të thotë se përqendrimi i tyre rritet.
Le të supozojmë se presioni në një sistem të mbyllur është rritur, për shembull, me 2 herë. Kjo do të thotë se përqendrimet e të gjitha substancave të gazta (N 2, H 2, NH 3) në reaksionin në shqyrtim do të rriten me 2 herë. Në këtë rast, numëruesi në shprehjen për K të barabartë do të rritet me 4 herë, dhe emëruesi me 16 herë, d.m.th., ekuilibri do të prishet. Për ta rivendosur atë, përqendrimi i amoniakut duhet të rritet dhe përqendrimet e azotit dhe hidrogjenit duhet të ulen. Bilanci do të zhvendoset në të djathtë. Një ndryshim në presion praktikisht nuk ka asnjë efekt në vëllimin e trupave të lëngshëm dhe të ngurtë, domethënë nuk ndryshon përqendrimin e tyre. Prandaj, gjendja e ekuilibrit kimik të reaksioneve që nuk përfshijnë gazra nuk varet nga presioni.
Efekti i ndryshimit të temperaturës
Me rritjen e temperaturës, shpejtësia e të gjitha reaksioneve (ekzo- dhe endotermike) rritet. Për më tepër, rritja e temperaturës ka një efekt më të madh në shpejtësinë e atyre reaksioneve që kanë një energji më të lartë aktivizimi, që do të thotë endotermike.
Kështu, shpejtësia e reaksionit të kundërt (endotermik) rritet më shumë se shpejtësia e reaksionit përpara. Ekuilibri do të zhvendoset drejt procesit të shoqëruar me thithjen e energjisë.
Drejtimi i zhvendosjes së ekuilibrit mund të parashikohet duke përdorur Parimi i Le Chatelier:
Nëse një ndikim i jashtëm ushtrohet në një sistem që është në ekuilibër (përqendrimi, presioni, ndryshimet e temperaturës), atëherë ekuilibri zhvendoset në anën që e dobëson këtë ndikim.
Kështu:
Me rritjen e përqendrimit të reaktantëve, ekuilibri kimik i sistemit zhvendoset drejt formimit të produkteve të reaksionit;
Me rritjen e përqendrimit të produkteve të reaksionit, ekuilibri kimik i sistemit zhvendoset drejt formimit të substancave fillestare;
Me rritjen e presionit, ekuilibri kimik i sistemit zhvendoset drejt reaksionit në të cilin vëllimi i substancave të gazta të formuara është më i vogël;
Me rritjen e temperaturës, ekuilibri kimik i sistemit zhvendoset drejt reaksionit endotermik;
Ndërsa temperatura ulet, ajo lëviz drejt një procesi ekzotermik.
Parimi i Le Chatelier është i zbatueshëm jo vetëm për reaksionet kimike, por edhe për shumë procese të tjera: avullimi, kondensimi, shkrirja, kristalizimi, etj. Në prodhimin e produkteve kimike më të rëndësishme, parimi i Le Chatelier dhe llogaritjet që dalin nga ligji i veprimit në masë. bëjnë të mundur gjetjen e kushteve të tilla për të kryer procese kimike që sigurojnë rendimentin maksimal të substancës së dëshiruar.
Materiali referues për marrjen e testit:
Tabela periodike
Tabela e tretshmërisë
Reaksionet kimike të kthyeshme dhe të pakthyeshme. Bilanci kimik. Zhvendosja e ekuilibrit nën ndikimin e faktorëve të ndryshëm
Ekuilibri kimik
Reaksionet kimike që zhvillohen në një drejtim quhen të pakthyeshme.
Shumica e proceseve kimike janë e kthyeshme. Kjo do të thotë që në të njëjtat kushte ndodhin si reagimet e përparme ashtu edhe ato të kundërta (veçanërisht nëse flasim për sisteme të mbyllura).
Për shembull:
a) reagim
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
në një sistem të hapur është i pakthyeshëm;
b) të njëjtin reagim
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
në një sistem të mbyllur është i kthyeshëm.
Le të shqyrtojmë më në detaje proceset që ndodhin gjatë reaksioneve të kthyeshme, për shembull, për një reagim të kushtëzuar:
Bazuar në ligjin e veprimit të masës, shpejtësia e reagimit të drejtpërdrejtë
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Meqenëse përqendrimet e substancave $A$ dhe $B$ ulen me kalimin e kohës, shpejtësia e reaksionit të drejtpërdrejtë gjithashtu zvogëlohet.
Shfaqja e produkteve të reaksionit nënkupton mundësinë e një reaksioni të kundërt, dhe me kalimin e kohës rriten përqendrimet e substancave $C$ dhe $D$, që do të thotë se rritet edhe shpejtësia e reaksionit të kundërt:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Herët a vonë do të arrihet një gjendje në të cilën ritmet e reagimeve të përparme dhe të kundërta bëhen të barabarta
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Gjendja e sistemit në të cilin shpejtësia e reaksionit përpara është e barabartë me shpejtësinë e reaksionit të kundërt quhet ekuilibër kimik.
Në këtë rast, përqendrimet e reaktantëve dhe produkteve të reagimit mbeten të pandryshuara. Ata quhen përqendrimet e ekuilibrit. Në nivelin makro, duket se në përgjithësi asgjë nuk po ndryshon. Por në fakt, si proceset e përparme ashtu edhe ato të kundërta vazhdojnë të ndodhin, por me të njëjtën shpejtësi. Prandaj, një ekuilibër i tillë në sistem quhet celular Dhe dinamike.
Konstanta e ekuilibrit
Le t'i shënojmë përqendrimet ekuilibër të substancave si $[A], [B], [C], [D]$.
Pastaj meqenëse $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, prej nga
$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(barabarte) $
ku $γ, δ, α, β$ janë eksponentë të barabartë me koeficientët në reaksionin e kthyeshëm; $K_(barabartë)$ është konstanta e ekuilibrit kimik.
Shprehja që rezulton përshkruan në mënyrë sasiore gjendjen e ekuilibrit dhe është një shprehje matematikore e ligjit të veprimit të masës për sistemet e ekuilibrit.
Në një temperaturë konstante, konstanta e ekuilibrit është një vlerë konstante për një reaksion të caktuar të kthyeshëm. Ai tregon marrëdhënien midis përqendrimeve të produkteve të reaksionit (numëruesi) dhe substancave fillestare (emëruesi), i cili vendoset në ekuilibër.
Konstantet e ekuilibrit llogariten nga të dhënat eksperimentale, duke përcaktuar përqendrimet e ekuilibrit të substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit në një temperaturë të caktuar.
Vlera e konstantës së ekuilibrit karakterizon rendimentin e produkteve të reaksionit dhe tërësinë e ecurisë së tij. Nëse marrim $K_(barabartë) >> 1$, kjo do të thotë se në ekuilibër $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, d.m.th., përqendrimet e produkteve të reaksionit mbizotërojnë mbi përqendrimet e substancave fillestare, dhe rendimenti i produkteve të reaksionit është i lartë.
Në $K_(e barabartë)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
konstante ekuilibri
$K_(barabartë)=(·)/(·)$
në 20°С$ vlera është 0,28$ (d.m.th. më pak se 1$). Kjo do të thotë se një pjesë e konsiderueshme e esterit nuk u hidrolizua.
Në rastin e reaksioneve heterogjene, shprehja e konstantës së ekuilibrit përfshin përqendrimet e vetëm atyre substancave që janë në fazën e gazit ose të lëngët. Për shembull, për reagimin
konstanta e ekuilibrit shprehet si më poshtë:
$K_(barabartë)=(^2)/()$
Vlera e konstantës së ekuilibrit varet nga natyra e reaktantëve dhe temperatura.
Konstanta nuk varet nga prania e një katalizatori, pasi ndryshon energjinë e aktivizimit të reaksioneve të përparme dhe të kundërta me të njëjtën sasi. Katalizatori mund të përshpejtojë vetëm fillimin e ekuilibrit pa ndikuar në vlerën e konstantës së ekuilibrit.
Zhvendosja e ekuilibrit nën ndikimin e faktorëve të ndryshëm
Gjendja e ekuilibrit mbahet për një kohë të pacaktuar në kushte të jashtme konstante: temperatura, përqendrimi i substancave fillestare, presioni (nëse gazrat marrin pjesë në reaksion ose formohen).
Me ndryshimin e këtyre kushteve, mundësohet kalimi i sistemit nga një gjendje ekuilibri në një tjetër që plotëson kushtet e reja. Ky kalim quhet zhvendosje ose ndryshim në ekuilibër.
Le të shqyrtojmë mënyra të ndryshme për të zhvendosur ekuilibrin duke përdorur shembullin e reaksionit midis azotit dhe hidrogjenit për të formuar amoniak:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(barabartë)=(^2)/(·^3)$
Efekti i ndryshimit të përqendrimit të substancave
Kur përzierjes së reaksionit i shtohen azoti $N_2$ dhe hidrogjeni $H_2$, përqendrimi i këtyre gazeve rritet, që do të thotë se rritet shpejtësia e reaksionit të drejtpërdrejtë. Ekuilibri zhvendoset djathtas, drejt produktit të reaksionit, d.m.th. drejt amoniakut $NH_3$.
I njëjti përfundim mund të nxirret duke analizuar shprehjen për konstantën e ekuilibrit. Me rritjen e përqendrimit të azotit dhe hidrogjenit, emëruesi rritet, dhe meqenëse $K_(e barabartë)$ është një vlerë konstante, numëruesi duhet të rritet. Kështu, sasia e produktit të reaksionit $NH_3$ në përzierjen e reaksionit do të rritet.
Një rritje në përqendrimin e produktit të reaksionit të amoniakut $NH_3$ do të çojë në një zhvendosje të ekuilibrit në të majtë, drejt formimit të substancave fillestare. Ky përfundim mund të nxirret bazuar në arsyetime të ngjashme.
Efekti i ndryshimit të presionit
Një ndryshim në presion prek vetëm ato sisteme ku të paktën një nga substancat është në gjendje të gaztë. Me rritjen e presionit, vëllimi i gazrave zvogëlohet, që do të thotë se përqendrimi i tyre rritet.
Le të supozojmë se presioni në një sistem të mbyllur është rritur, për shembull, $2 $ herë. Kjo do të thotë se përqendrimet e të gjitha substancave të gazta ($N_2, H_2, NH_3$) në reaksionin që po shqyrtojmë do të rriten me $2$ herë. Në këtë rast, numëruesi në shprehjen për $K_(barabartë)$ do të rritet me 4 herë, dhe emëruesi me $16$ herë, d.m.th. ekuilibri do të prishet. Për ta rivendosur atë, përqendrimi i amoniakut duhet të rritet dhe përqendrimet e azotit dhe hidrogjenit duhet të ulen. Bilanci do të zhvendoset në të djathtë. Një ndryshim në presion praktikisht nuk ka asnjë efekt në vëllimin e lëngjeve dhe të ngurtëve, d.m.th. nuk ndryshon përqendrimin e tyre. Rrjedhimisht, gjendja e ekuilibrit kimik të reaksioneve që nuk përfshijnë gazra nuk varet nga presioni.
Efekti i ndryshimit të temperaturës
Me rritjen e temperaturës, siç e dini, ritmet e të gjitha reaksioneve (ekzo- dhe endotermike) rriten. Për më tepër, një rritje e temperaturës ka një efekt më të madh në shpejtësinë e atyre reaksioneve që kanë një energji të lartë aktivizimi, dhe për këtë arsye janë endotermike.
Kështu, shpejtësia e reaksionit të kundërt (endotermik në shembullin tonë) rritet më shumë se shpejtësia e reaksionit përpara. Ekuilibri do të zhvendoset drejt procesit të shoqëruar me thithjen e energjisë.
Drejtimi i zhvendosjes së ekuilibrit mund të parashikohet duke përdorur parimin e Le Chatelier (1884):
Nëse një ndikim i jashtëm ushtrohet në një sistem që është në ekuilibër (përqendrimi, presioni, ndryshimet e temperaturës), atëherë ekuilibri zhvendoset në anën që e dobëson këtë ndikim.
Le të nxjerrim përfundime:
- me një rritje të përqendrimit të reaktantëve, ekuilibri kimik i sistemit zhvendoset drejt formimit të produkteve të reaksionit;
- me një rritje të përqendrimit të produkteve të reaksionit, ekuilibri kimik i sistemit zhvendoset drejt formimit të substancave fillestare;
- me rritjen e presionit, ekuilibri kimik i sistemit zhvendoset drejt reaksionit në të cilin vëllimi i substancave të gazta të formuara është më i vogël;
- me rritjen e temperaturës, ekuilibri kimik i sistemit zhvendoset drejt reaksionit endotermik;
- me ulje të temperaturës - drejt një procesi ekzotermik.
Parimi i Le Chatelier është i zbatueshëm jo vetëm për reaksionet kimike, por edhe për shumë procese të tjera: avullimi, kondensimi, shkrirja, kristalizimi, etj. Në prodhimin e produkteve kimike më të rëndësishme, parimi i Le Chatelier dhe llogaritjet që dalin nga ligji i veprimit në masë. bëjnë të mundur gjetjen e kushteve të tilla për kryerjen e proceseve kimike që sigurojnë rendimentin maksimal të substancës së dëshiruar.