அனைத்து இரசாயன எதிர்வினைகளையும் இரண்டு குழுக்களாகப் பிரிக்கலாம்: மீளமுடியாத மற்றும் மீளக்கூடிய எதிர்வினைகள். மீளமுடியாத எதிர்வினைகள் முடிவடையும் வரை தொடர்கின்றன - எதிர்வினைகளில் ஒன்று முழுமையாக நுகரப்படும் வரை. மீளக்கூடிய எதிர்வினைகள் முடிவடைவதில்லை: மீளக்கூடிய வினையில், வினைகள் எதுவும் முழுமையாக நுகரப்படுவதில்லை. இந்த வேறுபாடு ஒரு மாற்ற முடியாத எதிர்வினை ஒரு திசையில் மட்டுமே தொடர முடியும் என்பதன் காரணமாகும். ஒரு தலைகீழ் எதிர்வினை முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் திசைகளில் ஏற்படலாம்.
இரண்டு உதாரணங்களைப் பார்ப்போம்.
எடுத்துக்காட்டு 1. துத்தநாகம் மற்றும் செறிவூட்டப்பட்ட நைட்ரிக் அமிலம் இடையேயான தொடர்பு சமன்பாட்டின் படி தொடர்கிறது:
போதுமான அளவு நைட்ரிக் அமிலத்துடன், அனைத்து துத்தநாகமும் கரைந்தால் மட்டுமே எதிர்வினை முடிவடையும். கூடுதலாக, நீங்கள் எதிர் திசையில் இந்த எதிர்வினையை மேற்கொள்ள முயற்சித்தால் - நைட்ரஜன் டை ஆக்சைடை துத்தநாக நைட்ரேட்டின் கரைசல் வழியாக அனுப்பினால், உலோக துத்தநாகம் மற்றும் நைட்ரிக் அமிலம் வேலை செய்யாது - இந்த எதிர்வினை எதிர் திசையில் தொடர முடியாது. எனவே, நைட்ரிக் அமிலத்துடன் துத்தநாகத்தின் தொடர்பு ஒரு மீள முடியாத எதிர்வினையாகும்.
எடுத்துக்காட்டு 2. அம்மோனியா தொகுப்பு சமன்பாட்டின் படி தொடர்கிறது:
மூன்று மோல் ஹைட்ரஜனுடன் ஒரு மோல் நைட்ரஜனைக் கலந்து, எதிர்வினை ஏற்படுவதற்கு சாதகமான சூழ்நிலையை அமைப்பில் உருவாக்கி, போதுமான நேரத்திற்குப் பிறகு, வாயு கலவையை பகுப்பாய்வு செய்தால், பகுப்பாய்வு முடிவுகள் எதிர்வினை மட்டுமல்ல என்பதைக் காண்பிக்கும். தயாரிப்பு (அம்மோனியா) அமைப்பில் இருக்கும், ஆனால் ஆரம்ப பொருட்கள் (நைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜன்) இருக்கும். இப்போது, அதே நிலைமைகளின் கீழ், நைட்ரஜன்-ஹைட்ரஜன் கலவை அல்ல, ஆனால் அம்மோனியா தொடக்கப் பொருளாக வைக்கப்பட்டால், அம்மோனியாவின் ஒரு பகுதி நைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜனாக சிதைவதையும், அளவுகளுக்கு இடையிலான இறுதி விகிதத்தையும் கண்டறிய முடியும். நைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜனின் கலவையிலிருந்து தொடங்கும் போது, மூன்று பொருட்களும் அந்த வழக்கில் இருப்பது போலவே இருக்கும். இவ்வாறு, அம்மோனியா தொகுப்பு ஒரு மீளக்கூடிய எதிர்வினை ஆகும்.
மீளக்கூடிய எதிர்வினைகளின் சமன்பாடுகளில், சம அடையாளத்திற்குப் பதிலாக அம்புகளைப் பயன்படுத்தலாம்; அவை முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் திசைகளில் நிகழும் எதிர்வினையைக் குறிக்கின்றன.
படத்தில். படம் 68 காலப்போக்கில் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்களில் ஏற்படும் மாற்றத்தைக் காட்டுகிறது. முதலில், தொடக்கப் பொருட்கள் கலக்கும் போது, முன்னோக்கி வினையின் வீதம் அதிகமாகவும், எதிர் வினையின் வீதம் பூஜ்ஜியமாகவும் இருக்கும்.
அரிசி. 63. காலப்போக்கில் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் வேகத்தில் மாற்றம்.
இதன் விளைவாக, முன்னோக்கி எதிர்வினை விகிதம் குறைகிறது. அதே நேரத்தில், எதிர்வினை பொருட்கள் தோன்றும் மற்றும் அவற்றின் செறிவு அதிகரிக்கிறது. இதன் விளைவாக, ஒரு தலைகீழ் எதிர்வினை ஏற்படத் தொடங்குகிறது, அதன் வேகம் படிப்படியாக அதிகரிக்கிறது. முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் சமமாகும்போது, வேதியியல் சமநிலை ஏற்படுகிறது. இவ்வாறு, கடைசி எடுத்துக்காட்டில், நைட்ரஜன், ஹைட்ரஜன் மற்றும் அம்மோனியா இடையே ஒரு சமநிலை நிறுவப்பட்டது.
இரசாயன சமநிலை டைனமிக் சமநிலை என்று அழைக்கப்படுகிறது. சமநிலையில் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகள் ஏற்படுகின்றன என்பதை இது வலியுறுத்துகிறது, ஆனால் அவற்றின் விகிதங்கள் ஒரே மாதிரியானவை, இதன் விளைவாக அமைப்பில் மாற்றங்கள் கவனிக்கப்படுவதில்லை.
இரசாயன சமநிலையின் ஒரு அளவு பண்பு இரசாயன சமநிலை மாறிலி எனப்படும் மதிப்பு. அயோடைடு-ஹைட்ரஜன் தொகுப்பு எதிர்வினையின் உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி அதைக் கருத்தில் கொள்வோம்:
வெகுஜன நடவடிக்கை விதியின் படி, முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் சமன்பாடுகளால் வெளிப்படுத்தப்படுகின்றன:
சமநிலையில், முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் ஒன்றுக்கொன்று சமமாக இருக்கும்
முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகித மாறிலிகளின் விகிதமும் ஒரு நிலையானது. இது இந்த வினையின் (K) சமநிலை மாறிலி என்று அழைக்கப்படுகிறது:
இறுதியாக இங்கிருந்து
இந்த சமன்பாட்டின் இடது பக்கத்தில் சமநிலை - சமநிலை செறிவுகளில் நிறுவப்பட்ட ஊடாடும் பொருட்களின் செறிவுகள் உள்ளன. சமன்பாட்டின் வலது பக்கம் ஒரு நிலையான (நிலையான வெப்பநிலையில்) அளவு.
இது ஒரு தலைகீழ் எதிர்வினையின் பொது வழக்கில் காட்டப்படலாம்
சமநிலை மாறிலி சமன்பாட்டால் வெளிப்படுத்தப்படுகிறது:
இங்கே, பெரிய எழுத்துக்கள் பொருட்களின் சூத்திரங்களைக் குறிக்கின்றன, மேலும் சிறிய எழுத்துக்கள் எதிர்வினை சமன்பாட்டில் குணகங்களைக் குறிக்கின்றன.
எனவே, ஒரு நிலையான வெப்பநிலையில், மீளக்கூடிய எதிர்வினையின் சமநிலை மாறிலி என்பது, சமநிலையில் நிறுவப்பட்ட எதிர்வினை தயாரிப்புகள் (எண்) மற்றும் தொடக்கப் பொருட்கள் (வகுப்பு) ஆகியவற்றின் செறிவுகளுக்கு இடையிலான விகிதத்தைக் காட்டும் நிலையான மதிப்பாகும்.
சமநிலை நிலையான சமன்பாடு சமநிலை நிலைமைகளின் கீழ், எதிர்வினையில் பங்கேற்கும் அனைத்து பொருட்களின் செறிவுகளும் ஒன்றோடொன்று தொடர்புடையவை என்பதைக் காட்டுகிறது. இந்த பொருட்களின் செறிவில் ஏற்படும் மாற்றம் மற்ற அனைத்து பொருட்களின் செறிவுகளிலும் மாற்றங்களை ஏற்படுத்துகிறது; இதன் விளைவாக, புதிய செறிவுகள் நிறுவப்படுகின்றன, ஆனால் அவற்றுக்கிடையேயான விகிதம் மீண்டும் சமநிலை மாறிலிக்கு ஒத்திருக்கிறது.
சமநிலை மாறிலியின் எண் மதிப்பு, முதல் தோராயமாக, கொடுக்கப்பட்ட வினையின் விளைச்சலை வகைப்படுத்துகிறது. உதாரணமாக, எதிர்வினை விளைச்சல் அதிகமாக இருக்கும் போது, ஏனெனில் இந்த வழக்கில்
அதாவது, சமநிலையில், எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவுகள் தொடக்கப் பொருட்களின் செறிவுகளை விட அதிகமாக உள்ளன, மேலும் இதன் பொருள் எதிர்வினையின் விளைச்சல் அதிகமாக உள்ளது. (இதே காரணத்திற்காக) எதிர்வினையின் விளைச்சல் குறைவாக இருக்கும்போது.
பன்முக எதிர்வினைகளின் விஷயத்தில், சமநிலை மாறிலியின் வெளிப்பாடு, அத்துடன் வெகுஜன நடவடிக்கை விதியின் வெளிப்பாடு (§ 58 ஐப் பார்க்கவும்), வாயு அல்லது திரவ கட்டத்தில் உள்ள பொருட்களின் செறிவுகளை உள்ளடக்கியது. உதாரணமாக, எதிர்வினைக்கு
சமநிலை மாறிலி வடிவம் கொண்டது:
சமநிலை மாறிலியின் மதிப்பு வினைபுரியும் பொருட்களின் தன்மை மற்றும் வெப்பநிலையைப் பொறுத்தது. இது வினையூக்கிகள் இருப்பதைப் பொறுத்தது அல்ல. ஏற்கனவே குறிப்பிட்டுள்ளபடி, சமநிலை மாறிலி முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகித மாறிலிகளின் விகிதத்திற்கு சமம். வினையூக்கி முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலை ஒரே அளவு மூலம் மாற்றுவதால் (§ 60 ஐப் பார்க்கவும்), இது அவற்றின் விகித மாறிலிகளின் விகிதத்தைப் பாதிக்காது.
எனவே, வினையூக்கி சமநிலை மாறிலியின் மதிப்பைப் பாதிக்காது, எனவே, எதிர்வினையின் விளைச்சலை அதிகரிக்கவோ குறைக்கவோ முடியாது. இது சமநிலையின் தொடக்கத்தை வேகப்படுத்தவோ அல்லது மெதுவாகவோ மட்டுமே செய்ய முடியும்.
வரையறை
இரசாயன எதிர்வினைஅவற்றின் கலவை மற்றும் (அல்லது) கட்டமைப்பில் மாற்றம் ஏற்படும் பொருட்களின் மாற்றங்கள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன.
ஆற்றல் மற்றும் என்ட்ரோபி காரணிகளின் சாதகமான விகிதத்தில் எதிர்வினை சாத்தியமாகும். இந்த காரணிகள் ஒருவருக்கொருவர் சமநிலையில் இருந்தால், அமைப்பின் நிலை மாறாது. இதுபோன்ற சந்தர்ப்பங்களில், அமைப்பு சமநிலையில் இருப்பதாகக் கூறப்படுகிறது.
ஒரு திசையில் தொடரும் இரசாயன எதிர்வினைகள் மீள முடியாதவை என்று அழைக்கப்படுகின்றன. பெரும்பாலான இரசாயன எதிர்வினைகள் மீளக்கூடியவை. இதன் பொருள், அதே நிலைமைகளின் கீழ் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகள் ஏற்படுகின்றன (குறிப்பாக நாம் மூடிய அமைப்புகளைப் பற்றி பேசும்போது).
முன்னோக்கி வினையின் வீதம் தலைகீழ் எதிர்வினையின் வீதத்திற்கு சமமாக இருக்கும் அமைப்பின் நிலை வேதியியல் சமநிலை எனப்படும். . இந்த வழக்கில், எதிர்வினைகள் மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவுகள் மாறாமல் இருக்கும் (சமநிலை செறிவுகள்).
சமநிலை மாறிலி
அம்மோனியாவை உற்பத்தி செய்வதற்கான எதிர்வினையைக் கவனியுங்கள்:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2 NH 3(g)
முன்னோக்கி (1) மற்றும் தலைகீழ் (2) எதிர்வினைகளின் விகிதங்களைக் கணக்கிடுவதற்கான வெளிப்பாடுகளை எழுதுவோம்:
1 = k 1 [H 2 ] 3
2 = கே 2 2
முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் சமமாக இருக்கும், எனவே நாம் எழுதலாம்:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
இரண்டு நிலையான அளவுகளின் விகிதம் ஒரு நிலையான அளவு. சமநிலை மாறிலி என்பது முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் வீத மாறிலிகளின் விகிதமாகும்.
கே = 2/3
பொதுவான சொற்களில் வெளிப்படுத்தப்படும், சமநிலை மாறிலி:
mA + nB ↔ pC +qD
К = [C] p [D] q / [A] m [B] n
சமநிலை மாறிலி என்பது எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவுகளின் தயாரிப்புகளின் விகிதமாகும், இது அவற்றின் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்களுக்கு சமமான சக்திகளுக்கு உயர்த்தப்பட்ட தொடக்கப் பொருட்களின் செறிவுகளின் தயாரிப்புகளின் விகிதமாகும்.
K சமநிலை செறிவுகளின் அடிப்படையில் வெளிப்படுத்தப்பட்டால், அது பெரும்பாலும் Ks எனக் குறிக்கப்படுகிறது. வாயுக்களுக்கான K ஐ அவற்றின் பகுதி அழுத்தங்கள் மூலம் கணக்கிடுவதும் சாத்தியமாகும். இந்த வழக்கில், K என்பது K r எனக் குறிக்கப்படுகிறது. Kc மற்றும் Kr இடையே ஒரு தொடர்பு உள்ளது:
K p = K s × (RT) Δn,
Δn என்பது எதிர்வினைகளிலிருந்து தயாரிப்புகளுக்கு மாறும்போது வாயுக்களின் அனைத்து மோல்களின் எண்ணிக்கையிலும் ஏற்படும் மாற்றமாகும், R என்பது உலகளாவிய வாயு மாறிலி.
K ஆனது ஒரு வினையூக்கியின் செறிவு, அழுத்தம், அளவு மற்றும் இருப்பு ஆகியவற்றைச் சார்ந்து இல்லை மற்றும் எதிர்வினைகளின் வெப்பநிலை மற்றும் தன்மையைப் பொறுத்தது. K 1 ஐ விட மிகக் குறைவாக இருந்தால், கலவையில் அதிக தொடக்கப் பொருட்கள் உள்ளன, மேலும் K 1 ஐ விட அதிகமாக இருந்தால், கலவையில் அதிக தயாரிப்புகள் உள்ளன.
பன்முக சமநிலை
எதிர்வினை கருதுங்கள்
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
சமநிலை மாறிலிக்கான வெளிப்பாடு திட நிலையில் உள்ள கூறுகளின் செறிவுகளைக் கொண்டிருக்கவில்லை, எனவே
வேதியியல் சமநிலையானது அமைப்பின் அனைத்து கூறுகளின் முன்னிலையிலும் நிகழ்கிறது, ஆனால் சமநிலை மாறிலி திட கட்டத்தில் உள்ள பொருட்களின் செறிவுகளை சார்ந்து இருக்காது. இரசாயன சமநிலை என்பது ஒரு மாறும் செயல்முறை. K எதிர்வினையின் முன்னேற்றம் பற்றிய தகவலை வழங்குகிறது, மேலும் ΔG அதன் திசையைப் பற்றிய தகவலை வழங்குகிறது. அவை உறவுகளால் ஒன்றோடொன்று இணைக்கப்பட்டுள்ளன:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2.303 × R × T × logK
வேதியியல் சமநிலையில் மாற்றம். Le Chatelier கொள்கை
தொழில்நுட்ப செயல்முறைகளின் பார்வையில், மீளக்கூடிய இரசாயன எதிர்வினைகள் லாபகரமானவை அல்ல, ஏனெனில் எதிர்வினை உற்பத்தியின் விளைச்சலை எவ்வாறு அதிகரிப்பது என்பது பற்றிய அறிவு உங்களுக்கு இருக்க வேண்டும், அதாவது. எதிர்வினை தயாரிப்புகளை நோக்கி வேதியியல் சமநிலையை எவ்வாறு மாற்றுவது என்பதைக் கற்றுக்கொள்வது அவசியம்.
அம்மோனியாவின் விளைச்சலை அதிகரிக்க வேண்டிய எதிர்வினையைக் கருத்தில் கொள்வோம்:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g), ΔН< 0
முன்னோக்கி அல்லது தலைகீழ் எதிர்வினைக்கு சமநிலையை மாற்ற, அதைப் பயன்படுத்துவது அவசியம் Le Chatelier கொள்கை: சமநிலையில் இருக்கும் ஒரு அமைப்பு ஏதேனும் வெளிப்புற காரணிகளால் (வெப்பநிலை, அழுத்தம், அளவு, பொருட்களின் செறிவு அதிகரிப்பு அல்லது குறைப்பு) பாதிக்கப்பட்டால், அமைப்பு இந்த செல்வாக்கை எதிர்க்கிறது.
எடுத்துக்காட்டாக, ஒரு சமநிலை அமைப்பில் வெப்பநிலை அதிகரித்தால், 2 சாத்தியமான எதிர்வினைகளில், எண்டோடெர்மிக் ஆகும்; நீங்கள் அழுத்தத்தை அதிகரித்தால், சமநிலையானது அதிக எண்ணிக்கையிலான பொருட்களுடன் ஒரு எதிர்வினைக்கு மாறும்; கணினியில் தொகுதி குறைக்கப்பட்டால், சமநிலை மாற்றம் அழுத்தத்தை அதிகரிப்பதை நோக்கமாகக் கொண்டிருக்கும்; தொடக்கப் பொருட்களில் ஒன்றின் செறிவை நீங்கள் அதிகரித்தால், 2 சாத்தியமான எதிர்வினைகளில், உற்பத்தியின் சமநிலை செறிவு குறைவதற்கு வழிவகுக்கும் ஒன்று நடக்கும்.
எனவே, கருதப்படும் எதிர்வினை தொடர்பாக, அம்மோனியாவின் விளைச்சலை அதிகரிக்க, தொடக்கப் பொருட்களின் செறிவுகளை அதிகரிக்க வேண்டியது அவசியம்; வெப்பநிலையைக் குறைக்கவும், நேரடி எதிர்வினை வெளிப்புற வெப்பமாக இருப்பதால், அழுத்தத்தை அதிகரிக்கவும் அல்லது அளவைக் குறைக்கவும்.
சிக்கலைத் தீர்ப்பதற்கான எடுத்துக்காட்டுகள்
எடுத்துக்காட்டு 1
மிக பெரும்பாலும், இரசாயன எதிர்வினைகள் முதன்மை எதிர்வினைகள் முற்றிலும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளாக மாற்றப்படும் வகையில் தொடர்கின்றன. எடுத்துக்காட்டாக, நீங்கள் ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலத்தில் ஒரு துத்தநாகத் துகள்களை வைத்தால், ஒரு குறிப்பிட்ட அளவு (போதுமான) அமிலத்துடன் துத்தநாகம் முழுமையாகக் கரையும் வரை எதிர்வினை தொடரும்: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
நீங்கள் எதிர் திசையில் இந்த எதிர்வினையை மேற்கொண்டால், வேறுவிதமாகக் கூறினால், துத்தநாக குளோரைட்டின் தீர்வு வழியாக ஹைட்ரஜனை அனுப்பினால், உலோக துத்தநாகம் உருவாகிறது - இந்த எதிர்வினை எதிர் திசையில் தொடர முடியாது, எனவே இது மீள முடியாதது.
ஒரு இரசாயன எதிர்வினை, இதன் விளைவாக முதன்மை பொருட்கள் கிட்டத்தட்ட முழுமையாக இறுதி தயாரிப்புகளாக மாற்றப்படுகின்றன, இது மீள முடியாதது என்று அழைக்கப்படுகிறது.
இத்தகைய எதிர்வினைகளில் பன்முகத்தன்மை மற்றும் ஒரே மாதிரியான எதிர்வினைகள் அடங்கும். எடுத்துக்காட்டாக, எளிய பொருட்களின் எரிப்பு எதிர்வினைகள் - மீத்தேன் CH4, கார்பன் டைசல்பைட் CS2. நாம் ஏற்கனவே அறிந்தபடி, எரிப்பு எதிர்வினைகள் வெளிப்புற வெப்ப எதிர்வினைகள். பெரும்பாலான சந்தர்ப்பங்களில், எக்ஸோதெர்மிக் எதிர்வினைகளில் கலவை எதிர்வினைகள் அடங்கும், எடுத்துக்காட்டாக, சுண்ணாம்பு ஸ்லேக்கிங் எதிர்வினை: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (வெப்பம் வெளியிடப்படுகிறது).
எண்டோடெர்மிக் எதிர்வினைகளில் தலைகீழ் எதிர்வினைகள் அடங்கும் என்று கருதுவது தர்க்கரீதியானதாக இருக்கும், அதாவது. சிதைவு எதிர்வினை. உதாரணமாக, எரியும் சுண்ணாம்பு எதிர்வினை: CaCo 3 = CaO + CO 2 - Q (வெப்பம் உறிஞ்சப்படுகிறது).
மீளமுடியாத எதிர்வினைகளின் எண்ணிக்கை அவ்வளவு பெரியதாக இல்லை என்பதை நினைவில் கொள்ள வேண்டும்.
ஒரே மாதிரியான எதிர்வினைகள் (பொருட்களின் தீர்வுகளுக்கு இடையில்) கரையாத, வாயு தயாரிப்பு அல்லது நீரின் உருவாக்கத்துடன் ஏற்பட்டால் அவை மீள முடியாதவை. இந்த விதி "பெர்தோலெட்டின் விதி" என்று அழைக்கப்படுகிறது. ஒரு பரிசோதனையை நடத்துவோம். மூன்று சோதனைக் குழாய்களை எடுத்து அவற்றில் 2 மில்லி ஹைட்ரோகுளோரிக் அமிலக் கரைசலை ஊற்றுவோம். முதல் பாத்திரத்தில் 1 மில்லி பினோல்ஃப்தலீன் நிற ராஸ்பெர்ரி கரைசலை சேர்க்கவும்: இது எதிர்வினையின் விளைவாக நிறத்தை இழக்கும்: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
இரண்டாவது சோதனைக் குழாயில் 1 மில்லி சோடியம் கார்பனேட் கரைசலைச் சேர்க்கவும் - கார்பன் டை ஆக்சைடு வெளியீட்டால் ஏற்படும் வன்முறை கொதிநிலை எதிர்வினையைக் காண்போம்: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.
மூன்றாவது சோதனைக் குழாயில் சில துளிகள் சில்வர் நைட்ரேட்டைச் சேர்த்து, அதில் சில்வர் குளோரைட்டின் வெண்மையான வீழ்படிவு எவ்வாறு உருவாகியுள்ளது என்பதைப் பார்ப்போம்: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
பெரும்பாலான எதிர்வினைகள் மீளக்கூடியவை. மீளமுடியாத எதிர்வினைகள் அதிகம் இல்லை.
முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் - இரண்டு எதிர் திசைகளில் ஒரே நேரத்தில் நிகழக்கூடிய இரசாயன எதிர்வினைகள் மீளக்கூடியவை என்று அழைக்கப்படுகின்றன.
ஒரு சோதனைக் குழாயில் 3 மில்லி தண்ணீரை ஊற்றி, சில லிட்மஸ் துண்டுகளைச் சேர்ப்போம், பின்னர் ஒரு கேஸ் அவுட்லெட் குழாயைப் பயன்படுத்தி மற்றொரு பாத்திரத்தில் இருந்து வெளியேறும் கார்பன் டை ஆக்சைடு, பளிங்கு மற்றும் ஹைட்ரோகுளோரிக் ஆகியவற்றின் தொடர்பு காரணமாக உருவாகிறது. அமிலம். சிறிது நேரம் கழித்து, ஊதா நிற லிட்மஸ் சிவப்பு நிறமாக மாறுவதைக் காண்போம், இது அமிலத்தின் இருப்பைக் குறிக்கிறது. கார்பன் டை ஆக்சைடு மற்றும் தண்ணீரை இணைப்பதன் மூலம் உருவாக்கப்பட்ட உடையக்கூடிய கார்போனிக் அமிலத்தைப் பெற்றோம்: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
இந்த கரைசலை முக்காலியில் விடுவோம். சிறிது நேரம் கழித்து, தீர்வு மீண்டும் ஊதா நிறமாக மாறியிருப்பதை நாம் கவனிப்போம். அமிலமானது அதன் அசல் கூறுகளாக சிதைந்தது: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
நாம் கார்போனிக் அமிலக் கரைசலை சூடாக்கினால் இந்த செயல்முறை மிக வேகமாக நிகழும். எனவே, கார்போனிக் அமிலத்தை உற்பத்தி செய்வதற்கான எதிர்வினை முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் திசைகளில் ஏற்படலாம், அதாவது அது மீளக்கூடியது. எதிர்வினையின் மீள்தன்மை எழுத்துப்பூர்வமாக இரண்டு எதிரெதிர் இயக்கப்பட்ட அம்புகளால் குறிக்கப்படுகிறது: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
முக்கியமான இரசாயனப் பொருட்களின் உற்பத்திக்குக் கீழுள்ள மீளக்கூடிய எதிர்விளைவுகளில், சல்பர் ஆக்சைடு (IV) மற்றும் ஆக்ஸிஜனில் இருந்து சல்பர் ஆக்சைடு (VI) தொகுப்பின் எதிர்வினையை ஒரு எடுத்துக்காட்டு தருகிறோம்: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
இணையதளம், உள்ளடக்கத்தை முழுமையாகவோ அல்லது பகுதியாகவோ நகலெடுக்கும்போது, மூலத்திற்கான இணைப்பு தேவை.
ஒரு திசையில் தொடரும் இரசாயன எதிர்வினைகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன மீள முடியாதது.
பெரும்பாலான இரசாயன செயல்முறைகள் மீளக்கூடியது. இதன் பொருள், அதே நிலைமைகளின் கீழ் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகள் ஏற்படுகின்றன (குறிப்பாக நாம் மூடிய அமைப்புகளைப் பற்றி பேசினால்). 
உதாரணமாக:
அ) எதிர்வினை
ஒரு திறந்த அமைப்பில் மீள முடியாதது;
b) அதே எதிர்வினை
ஒரு மூடிய அமைப்பில் மீளக்கூடியது.
இரசாயன சமநிலை
மீளக்கூடிய எதிர்வினைகளின் போது நிகழும் செயல்முறைகளை இன்னும் விரிவாகக் கருதுவோம், எடுத்துக்காட்டாக, ஒரு நிபந்தனை எதிர்வினைக்கு:
வெகுஜன நடவடிக்கை சட்டத்தின் அடிப்படையில் முன்னோக்கி எதிர்வினை விகிதம்:
A மற்றும் B பொருட்களின் செறிவு காலப்போக்கில் குறைவதால், நேரடி எதிர்வினையின் வீதமும் குறைகிறது.
எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் தோற்றம் என்பது ஒரு தலைகீழ் எதிர்வினையின் சாத்தியத்தை குறிக்கிறது, மேலும் காலப்போக்கில் சி மற்றும் டி பொருட்களின் செறிவு அதிகரிக்கிறது, அதாவது தலைகீழ் எதிர்வினை வேகம்.
விரைவில் அல்லது பின்னர் ஒரு நிலையை அடையும், அதில் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் சமமாக மாறும் = .
முன்னோக்கி எதிர்வினையின் வீதம் தலைகீழ் எதிர்வினையின் வீதத்திற்கு சமமாக இருக்கும் அமைப்பின் நிலை அழைக்கப்படுகிறது இரசாயன சமநிலை.
இந்த வழக்கில், எதிர்வினைகள் மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவு மாறாமல் இருக்கும். அவை சமநிலை செறிவுகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன. மேக்ரோ மட்டத்தில், ஒட்டுமொத்தமாக எதுவும் மாறவில்லை என்று தெரிகிறது. ஆனால் உண்மையில், முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் செயல்முறைகள் இரண்டும் தொடர்ந்து நிகழ்கின்றன, ஆனால் அதே வேகத்தில். எனவே, கணினியில் இத்தகைய சமநிலை மொபைல் மற்றும் டைனமிக் என்று அழைக்கப்படுகிறது.
பொருட்கள் [A], [B], [C], [D] ஆகியவற்றின் சமநிலை செறிவுகளைக் குறிப்போம். பின்னர் = , k 1 [A] α [B] β = கே 2 [சி] γ [D] δ , எங்கே
இதில் α, β, γ, δ ஆகியவை அடுக்குகள், மீளக்கூடிய எதிர்வினையின் குணகங்களுக்கு சமம்; கே சமம் - இரசாயன சமநிலை மாறிலி.
இதன் விளைவாக வெளிப்பாடு அளவு விவரிக்கிறது சமநிலை நிலைமற்றும் சமநிலை அமைப்புகளுக்கான வெகுஜன நடவடிக்கை விதியின் கணித வெளிப்பாடாகும்.
ஒரு நிலையான வெப்பநிலையில், சமநிலை மாறிலி கொடுக்கப்பட்ட மீளக்கூடிய எதிர்வினைக்கான நிலையான மதிப்பு. இது எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவுகள் (எண்) மற்றும் தொடக்கப் பொருட்கள் (வகுப்பு) ஆகியவற்றுக்கு இடையேயான உறவைக் காட்டுகிறது, இது சமநிலையில் நிறுவப்பட்டுள்ளது.
சமநிலை மாறிலிகள் சோதனை தரவுகளிலிருந்து கணக்கிடப்படுகின்றன, ஒரு குறிப்பிட்ட வெப்பநிலையில் தொடக்க பொருட்கள் மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் சமநிலை செறிவுகளை தீர்மானிக்கிறது.
சமநிலை மாறிலியின் மதிப்பு எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் விளைச்சலையும் அதன் முன்னேற்றத்தின் முழுமையையும் வகைப்படுத்துகிறது. நாம் K »1 ஐப் பெற்றால், இதன் பொருள் சமநிலையில் [C] γ [D] δ "[A] α [B] β , அதாவது, எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவுகள் தொடக்கப் பொருட்களின் செறிவுகளை விட மேலோங்கி நிற்கின்றன, மேலும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் மகசூல் பெரியது.
K இல் «1 க்கு சமமாக, எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் விளைச்சல் அதற்கேற்ப குறைவாக உள்ளது. உதாரணமாக, அசிட்டிக் அமிலம் எத்தில் எஸ்டரின் நீராற்பகுப்பு எதிர்வினைக்கு
சமநிலை மாறிலி:
20 °C இல் அதன் மதிப்பு 0.28 (அதாவது 1 க்கும் குறைவானது).
இதன் பொருள் எஸ்டரின் குறிப்பிடத்தக்க பகுதி ஹைட்ரோலைஸ் செய்யப்படவில்லை.
பன்முக எதிர்வினைகளின் விஷயத்தில், சமநிலை மாறிலியின் வெளிப்பாடு வாயு அல்லது திரவ கட்டத்தில் உள்ள பொருட்களின் செறிவுகளை உள்ளடக்கியது. உதாரணமாக, எதிர்வினைக்கு
சமநிலை மாறிலி பின்வருமாறு வெளிப்படுத்தப்படுகிறது:
சமநிலை மாறிலியின் மதிப்பு எதிர்வினைகள் மற்றும் வெப்பநிலையின் தன்மையைப் பொறுத்தது.
மாறிலி ஒரு வினையூக்கியின் இருப்பைப் பொறுத்தது அல்ல, முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகள் இரண்டின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலை ஒரே அளவில் மாற்றுவதால். வினையூக்கியானது சமநிலை மாறிலியின் மதிப்பைப் பாதிக்காமல் சமநிலையின் தொடக்கத்தை மட்டுமே துரிதப்படுத்த முடியும்.
நிலையான வெளிப்புற நிலைமைகளின் கீழ் சமநிலையின் நிலை காலவரையின்றி பராமரிக்கப்படுகிறது: வெப்பநிலை, தொடக்கப் பொருட்களின் செறிவு, அழுத்தம் (வாயுக்கள் எதிர்வினையில் பங்கேற்றால் அல்லது உருவாகினால்).
இந்த நிலைமைகளை மாற்றுவதன் மூலம், புதிய நிபந்தனைகளை சந்திக்கும் ஒரு சமநிலை நிலையில் இருந்து மற்றொரு நிலைக்கு கணினியை மாற்ற முடியும். இந்த மாற்றம் அழைக்கப்படுகிறது இடப்பெயர்ச்சிஅல்லது சமநிலையில் மாற்றம்.
அம்மோனியாவை உருவாக்க நைட்ரஜனுக்கும் ஹைட்ரஜனுக்கும் இடையிலான எதிர்வினையின் உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி சமநிலையை மாற்றுவதற்கான வெவ்வேறு வழிகளைக் கருத்தில் கொள்வோம்:
பொருட்களின் செறிவை மாற்றுவதன் விளைவு
நைட்ரஜன் N2 மற்றும் ஹைட்ரஜன் H2 ஆகியவை எதிர்வினை கலவையில் சேர்க்கப்படும் போது, இந்த வாயுக்களின் செறிவு அதிகரிக்கிறது, அதாவது முன்னோக்கி எதிர்வினை விகிதம் அதிகரிக்கிறது. சமநிலையானது வலப்புறமாக, எதிர்வினை உற்பத்தியை நோக்கி, அதாவது அம்மோனியா NH 3 நோக்கி நகர்கிறது.
N 2 +3H 2 → 2NH 3
சமநிலை மாறிலிக்கான வெளிப்பாட்டை பகுப்பாய்வு செய்வதன் மூலம் அதே முடிவை எடுக்க முடியும். நைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜனின் செறிவு அதிகரிக்கும் போது, வகுத்தல் அதிகரிக்கிறது, மேலும் K சமமாக இருப்பதால். - மதிப்பு நிலையானது, எண் அதிகரிக்க வேண்டும். இதனால், எதிர்வினை கலவையில் எதிர்வினை தயாரிப்பு NH 3 இன் அளவு அதிகரிக்கும்.
அம்மோனியா எதிர்வினை தயாரிப்பு NH 3 இன் செறிவு அதிகரிப்பு, தொடக்கப் பொருட்களின் உருவாக்கத்தை நோக்கி சமநிலையை இடதுபுறமாக மாற்ற வழிவகுக்கும். இதே போன்ற காரணங்களின் அடிப்படையில் இந்த முடிவை எடுக்க முடியும்.
அழுத்தம் மாற்றத்தின் விளைவு
அழுத்தத்தில் ஏற்படும் மாற்றம் குறைந்தபட்சம் ஒரு பொருளாவது வாயு நிலையில் இருக்கும் அமைப்புகளை மட்டுமே பாதிக்கிறது. அழுத்தம் அதிகரிக்கும் போது, வாயுக்களின் அளவு குறைகிறது, அதாவது அவற்றின் செறிவு அதிகரிக்கிறது.
ஒரு மூடிய அமைப்பில் அழுத்தம் 2 மடங்கு அதிகரித்துள்ளது என்று வைத்துக்கொள்வோம். அதாவது, பரிசீலனையில் உள்ள எதிர்வினையில் அனைத்து வாயுப் பொருட்களின் (N 2, H 2, NH 3) செறிவுகள் 2 மடங்கு அதிகரிக்கும். இந்த வழக்கில், K சமத்திற்கான வெளிப்பாட்டின் எண் 4 மடங்கு அதிகரிக்கும், மற்றும் வகுத்தல் 16 மடங்கு அதிகரிக்கும், அதாவது, சமநிலை சீர்குலைந்துவிடும். அதை மீட்டெடுக்க, அம்மோனியாவின் செறிவு அதிகரிக்க வேண்டும் மற்றும் நைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜன் செறிவுகள் குறைய வேண்டும். இருப்பு வலது பக்கம் மாறும். அழுத்தத்தில் ஏற்படும் மாற்றம் திரவங்கள் மற்றும் திடப்பொருட்களின் அளவைப் பாதிக்காது, அதாவது அவை அவற்றின் செறிவை மாற்றாது. எனவே, வாயுக்கள் சம்பந்தப்படாத எதிர்வினைகளின் வேதியியல் சமநிலையின் நிலை அழுத்தத்தைப் பொறுத்தது அல்ல.
வெப்பநிலை மாற்றத்தின் விளைவு
வெப்பநிலை அதிகரிக்கும் போது, அனைத்து எதிர்வினைகளின் விகிதங்களும் (எக்ஸோ- மற்றும் எண்டோடெர்மிக்) அதிகரிக்கும். மேலும், வெப்பநிலையின் அதிகரிப்பு அதிக செயல்படுத்தும் ஆற்றலைக் கொண்ட அந்த எதிர்வினைகளின் விகிதத்தில் அதிக விளைவைக் கொண்டிருக்கிறது, அதாவது உட்புற வெப்ப.
இதனால், எதிர் வினையின் வீதம் (எண்டோதெர்மிக்) முன்னோக்கி வினையின் வீதத்தை விட அதிகமாக அதிகரிக்கிறது. சமநிலை ஆற்றல் உறிஞ்சுதலுடன் செயல்முறையை நோக்கி மாறும்.
சமநிலை மாற்றத்தின் திசையைப் பயன்படுத்தி கணிக்க முடியும் Le Chatelier கொள்கை:
சமநிலையில் (செறிவு, அழுத்தம், வெப்பநிலை மாற்றங்கள்) ஒரு அமைப்பில் வெளிப்புற செல்வாக்கு செலுத்தப்பட்டால், சமநிலையானது இந்த செல்வாக்கை பலவீனப்படுத்தும் பக்கத்திற்கு மாறுகிறது.
இவ்வாறு:
எதிர்வினைகளின் செறிவு அதிகரிக்கும் போது, அமைப்பின் வேதியியல் சமநிலையானது எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி மாறுகிறது;
எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவு அதிகரிக்கும் போது, அமைப்பின் வேதியியல் சமநிலையானது தொடக்கப் பொருட்களின் உருவாக்கத்தை நோக்கி மாறுகிறது;
அழுத்தம் அதிகரிக்கும் போது, அமைப்பின் வேதியியல் சமநிலையானது எதிர்வினையை நோக்கி மாறுகிறது, இதில் உருவாகும் வாயுப் பொருட்களின் அளவு சிறியது;
வெப்பநிலை அதிகரிக்கும் போது, அமைப்பின் வேதியியல் சமநிலையானது எண்டோடெர்மிக் எதிர்வினையை நோக்கி மாறுகிறது;
வெப்பநிலை குறையும்போது, அது வெப்பமண்டல செயல்முறையை நோக்கி நகர்கிறது.
Le Chatelier இன் கொள்கை இரசாயன எதிர்வினைகளுக்கு மட்டுமல்ல, பல செயல்முறைகளுக்கும் பொருந்தும்: ஆவியாதல், ஒடுக்கம், உருகுதல், படிகமாக்கல், முதலியன. மிக முக்கியமான இரசாயனப் பொருட்களின் உற்பத்தியில், Le Chatelier இன் கொள்கை மற்றும் வெகுஜன நடவடிக்கையின் விதியிலிருந்து எழும் கணக்கீடுகள் விரும்பிய பொருளின் அதிகபட்ச மகசூலை வழங்கும் இரசாயன செயல்முறைகளை மேற்கொள்ள இது போன்ற நிலைமைகளைக் கண்டறியவும்.
சோதனை எடுப்பதற்கான குறிப்பு பொருள்:
கால அட்டவணை
கரைதிறன் அட்டவணை
மீளக்கூடிய மற்றும் மீளமுடியாத இரசாயன எதிர்வினைகள். இரசாயன சமநிலை. பல்வேறு காரணிகளின் செல்வாக்கின் கீழ் சமநிலையின் மாற்றம்
இரசாயன சமநிலை
ஒரு திசையில் தொடரும் இரசாயன எதிர்வினைகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன மீள முடியாதது.
பெரும்பாலான இரசாயன செயல்முறைகள் மீளக்கூடியது. இதன் பொருள், அதே நிலைமைகளின் கீழ் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகள் ஏற்படுகின்றன (குறிப்பாக நாம் மூடிய அமைப்புகளைப் பற்றி பேசினால்).
உதாரணமாக:
அ) எதிர்வினை
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
திறந்த அமைப்பில் மீளமுடியாது;
b) அதே எதிர்வினை
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
ஒரு மூடிய அமைப்பில் மீளக்கூடியது.
மீளக்கூடிய எதிர்வினைகளின் போது நிகழும் செயல்முறைகளை இன்னும் விரிவாகக் கருதுவோம், எடுத்துக்காட்டாக, ஒரு நிபந்தனை எதிர்வினைக்கு:
வெகுஜன நடவடிக்கை சட்டத்தின் அடிப்படையில், நேரடி எதிர்வினை விகிதம்
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
$A$ மற்றும் $B$ பொருட்களின் செறிவு காலப்போக்கில் குறைவதால், நேரடி எதிர்வினையின் வீதமும் குறைகிறது.
எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் தோற்றம் என்பது தலைகீழ் எதிர்வினைக்கான சாத்தியத்தை குறிக்கிறது, மேலும் காலப்போக்கில் பொருட்களின் செறிவு $C $ மற்றும் $D$ அதிகரிக்கிறது, அதாவது தலைகீழ் எதிர்வினையின் வீதமும் அதிகரிக்கிறது:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
விரைவில் அல்லது பின்னர் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் சமமாக இருக்கும் நிலையை அடையும்
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
முன்னோக்கி வினையின் வீதம் தலைகீழ் எதிர்வினையின் வீதத்திற்கு சமமாக இருக்கும் அமைப்பின் நிலை வேதியியல் சமநிலை எனப்படும்.
இந்த வழக்கில், எதிர்வினைகள் மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவு மாறாமல் இருக்கும். அவர்கள் அழைக்கப்படுகிறார்கள் சமநிலை செறிவுகள். மேக்ரோ மட்டத்தில், ஒட்டுமொத்தமாக எதுவும் மாறவில்லை என்று தெரிகிறது. ஆனால் உண்மையில், முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் செயல்முறைகள் இரண்டும் தொடர்ந்து நிகழ்கின்றன, ஆனால் அதே வேகத்தில். எனவே, அமைப்பில் அத்தகைய சமநிலை அழைக்கப்படுகிறது மொபைல்மற்றும் மாறும்.
சமநிலை மாறிலி
பொருட்களின் சமநிலை செறிவுகளை $[A], [B], [C], [D]$ எனக் குறிப்பிடுவோம்.
பின்னர் $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, எங்கிருந்து
$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(சமம்) $
$γ, δ, α, β$ ஆகியவை மீளக்கூடிய வினையில் உள்ள குணகங்களுக்கு சமமான அடுக்குகளாகும்; $K_(சமம்)$ என்பது இரசாயன சமநிலை மாறிலி.
இதன் விளைவாக வரும் வெளிப்பாடு சமநிலையின் நிலையை அளவுகோலாக விவரிக்கிறது மற்றும் சமநிலை அமைப்புகளுக்கான வெகுஜன நடவடிக்கை விதியின் கணித வெளிப்பாடாகும்.
ஒரு நிலையான வெப்பநிலையில், சமநிலை மாறிலி என்பது கொடுக்கப்பட்ட மீளக்கூடிய எதிர்வினைக்கான நிலையான மதிப்பாகும். இது எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவுகள் (எண்) மற்றும் தொடக்கப் பொருட்கள் (வகுப்பு) ஆகியவற்றுக்கு இடையேயான உறவைக் காட்டுகிறது, இது சமநிலையில் நிறுவப்பட்டுள்ளது.
சமநிலை மாறிலிகள் சோதனைத் தரவுகளிலிருந்து கணக்கிடப்படுகின்றன, ஒரு குறிப்பிட்ட வெப்பநிலையில் தொடக்கப் பொருட்கள் மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் சமநிலை செறிவுகளை தீர்மானிக்கிறது.
சமநிலை மாறிலியின் மதிப்பு எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் விளைச்சலையும் அதன் முன்னேற்றத்தின் முழுமையையும் வகைப்படுத்துகிறது. நமக்கு $K_(சமம்) >> 1$ கிடைத்தால், இதன் பொருள் சமநிலை $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$.
$K_(சமம்) இல்
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
சமநிலை மாறிலி
$K_(சமம்)=(·)/(·)$
$20°С$ இல் மதிப்பு $0.28$ (அதாவது $1$க்கும் குறைவானது). இதன் பொருள் எஸ்டரின் குறிப்பிடத்தக்க பகுதி ஹைட்ரோலைஸ் செய்யப்படவில்லை.
பன்முக எதிர்வினைகளின் விஷயத்தில், சமநிலை மாறிலியின் வெளிப்பாடு வாயு அல்லது திரவ கட்டத்தில் உள்ள பொருட்களின் செறிவுகளை உள்ளடக்கியது. உதாரணமாக, எதிர்வினைக்கு
சமநிலை மாறிலி பின்வருமாறு வெளிப்படுத்தப்படுகிறது:
$K_(சமம்)=(^2)/()$
சமநிலை மாறிலியின் மதிப்பு எதிர்வினைகள் மற்றும் வெப்பநிலையின் தன்மையைப் பொறுத்தது.
மாறிலி ஒரு வினையூக்கியின் இருப்பைச் சார்ந்து இல்லை, ஏனெனில் இது முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலை ஒரே அளவில் மாற்றுகிறது. வினையூக்கியானது சமநிலை மாறிலியின் மதிப்பைப் பாதிக்காமல் சமநிலையின் தொடக்கத்தை மட்டுமே துரிதப்படுத்த முடியும்.
பல்வேறு காரணிகளின் செல்வாக்கின் கீழ் சமநிலையின் மாற்றம்
நிலையான வெளிப்புற நிலைமைகளின் கீழ் சமநிலையின் நிலை காலவரையின்றி பராமரிக்கப்படுகிறது: வெப்பநிலை, தொடக்கப் பொருட்களின் செறிவு, அழுத்தம் (வாயுக்கள் எதிர்வினையில் பங்கேற்றால் அல்லது உருவாகினால்).
இந்த நிலைமைகளை மாற்றுவதன் மூலம், புதிய நிபந்தனைகளை சந்திக்கும் ஒரு சமநிலை நிலையில் இருந்து மற்றொரு நிலைக்கு கணினியை மாற்ற முடியும். இந்த மாற்றம் அழைக்கப்படுகிறது இடப்பெயர்ச்சிஅல்லது சமநிலையில் மாற்றம்.
அம்மோனியாவை உருவாக்க நைட்ரஜனுக்கும் ஹைட்ரஜனுக்கும் இடையிலான எதிர்வினையின் உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி சமநிலையை மாற்றுவதற்கான வெவ்வேறு வழிகளைக் கருத்தில் கொள்வோம்:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(சமம்)=(^2)/(·^3)$
பொருட்களின் செறிவை மாற்றுவதன் விளைவு
நைட்ரஜன் $N_2$ மற்றும் ஹைட்ரஜன் $H_2$ ஆகியவை எதிர்வினை கலவையில் சேர்க்கப்படும் போது, இந்த வாயுக்களின் செறிவு அதிகரிக்கிறது, அதாவது நேரடி எதிர்வினையின் வீதம் அதிகரிக்கிறது. சமநிலையானது வலப்புறமாக, எதிர்வினை உற்பத்தியை நோக்கி நகர்கிறது, அதாவது. அம்மோனியா நோக்கி $NH_3$.
சமநிலை மாறிலிக்கான வெளிப்பாட்டை பகுப்பாய்வு செய்வதன் மூலம் அதே முடிவை எடுக்க முடியும். நைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜனின் செறிவு அதிகரிக்கும் போது, வகுத்தல் அதிகரிக்கிறது, மேலும் $K_(சமம்)$ ஒரு நிலையான மதிப்பு என்பதால், எண் அதிகரிக்க வேண்டும். இதனால், எதிர்வினை கலவையில் $NH_3$ வினைப் பொருளின் அளவு அதிகரிக்கும்.
அம்மோனியா எதிர்வினை தயாரிப்பின் செறிவு அதிகரிப்பு $NH_3$ சமநிலையை இடதுபுறமாக மாற்றுவதற்கு வழிவகுக்கும், தொடக்கப் பொருட்களின் உருவாக்கத்தை நோக்கி. இதே போன்ற காரணங்களின் அடிப்படையில் இந்த முடிவை எடுக்க முடியும்.
அழுத்தம் மாற்றத்தின் விளைவு
அழுத்தத்தில் ஏற்படும் மாற்றம் குறைந்தபட்சம் ஒரு பொருளாவது வாயு நிலையில் இருக்கும் அமைப்புகளை மட்டுமே பாதிக்கிறது. அழுத்தம் அதிகரிக்கும் போது, வாயுக்களின் அளவு குறைகிறது, அதாவது அவற்றின் செறிவு அதிகரிக்கிறது.
ஒரு மூடிய அமைப்பில் அழுத்தம் அதிகரிக்கிறது என்று வைத்துக்கொள்வோம், உதாரணமாக, $2$ மடங்கு. இதன் பொருள், நாம் பரிசீலிக்கும் எதிர்வினையில் அனைத்து வாயுப் பொருட்களின் ($N_2, H_2, NH_3$) செறிவு $2$ மடங்கு அதிகரிக்கும். இந்த வழக்கில், $K_(சமம்)$க்கான வெளிப்பாட்டின் எண் 4 மடங்கு அதிகரிக்கும், மற்றும் வகுத்தல் $16$ மடங்கு அதிகரிக்கும், அதாவது. சமநிலை சீர்குலைந்துவிடும். அதை மீட்டெடுக்க, அம்மோனியாவின் செறிவு அதிகரிக்க வேண்டும் மற்றும் நைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜன் செறிவுகள் குறைய வேண்டும். இருப்பு வலது பக்கம் மாறும். அழுத்தத்தில் ஏற்படும் மாற்றம் திரவங்கள் மற்றும் திடப்பொருட்களின் அளவு மீது எந்த விளைவையும் ஏற்படுத்தாது, அதாவது. அவர்களின் செறிவை மாற்றாது. இதன் விளைவாக, வாயுக்கள் சம்பந்தப்படாத எதிர்வினைகளின் வேதியியல் சமநிலையின் நிலை அழுத்தம் சார்ந்தது அல்ல.
வெப்பநிலை மாற்றத்தின் விளைவு
வெப்பநிலை அதிகரிக்கும் போது, உங்களுக்குத் தெரியும், அனைத்து எதிர்வினைகளின் விகிதங்களும் (எக்ஸோ- மற்றும் எண்டோடெர்மிக்) அதிகரிக்கும். மேலும், வெப்பநிலையின் அதிகரிப்பு அதிக செயல்படுத்தும் ஆற்றலைக் கொண்ட அந்த எதிர்வினைகளின் விகிதத்தில் அதிக விளைவைக் கொண்டிருக்கிறது, எனவே அவை எண்டோடெர்மிக் ஆகும்.
எனவே, எதிர் வினையின் வீதம் (எங்கள் எடுத்துக்காட்டில் எண்டோடெர்மிக்) முன்னோக்கி எதிர்வினையின் வீதத்தை விட அதிகமாக அதிகரிக்கிறது. சமநிலை ஆற்றல் உறிஞ்சுதலுடன் செயல்முறையை நோக்கி மாறும்.
சமநிலை மாற்றத்தின் திசையை Le Chatelier இன் கொள்கையைப் பயன்படுத்தி கணிக்க முடியும் (1884):
சமநிலையில் (செறிவு, அழுத்தம், வெப்பநிலை மாற்றங்கள்) ஒரு அமைப்பில் வெளிப்புற செல்வாக்கு செலுத்தப்பட்டால், சமநிலையானது இந்த செல்வாக்கை பலவீனப்படுத்தும் பக்கத்திற்கு மாறுகிறது.
முடிவுகளை எடுப்போம்:
- எதிர்வினைகளின் செறிவு அதிகரிப்புடன், அமைப்பின் வேதியியல் சமநிலை எதிர்வினை தயாரிப்புகளை உருவாக்குவதை நோக்கி மாறுகிறது;
- எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவு அதிகரிப்புடன், அமைப்பின் வேதியியல் சமநிலை தொடக்கப் பொருட்களின் உருவாக்கத்தை நோக்கி மாறுகிறது;
- அதிகரிக்கும் அழுத்தத்துடன், அமைப்பின் வேதியியல் சமநிலையானது எதிர்வினையை நோக்கி மாறுகிறது, இதில் உருவாகும் வாயுப் பொருட்களின் அளவு சிறியது;
- அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன், அமைப்பின் வேதியியல் சமநிலை எண்டோடெர்மிக் எதிர்வினையை நோக்கி மாறுகிறது;
- வெப்பநிலை குறைவதோடு - ஒரு வெப்பமண்டல செயல்முறையை நோக்கி.
Le Chatelier இன் கொள்கை இரசாயன எதிர்வினைகளுக்கு மட்டுமல்ல, பல செயல்முறைகளுக்கும் பொருந்தும்: ஆவியாதல், ஒடுக்கம், உருகுதல், படிகமாக்கல், முதலியன. மிக முக்கியமான இரசாயனப் பொருட்களின் உற்பத்தியில், Le Chatelier இன் கொள்கை மற்றும் வெகுஜன நடவடிக்கையின் விதியிலிருந்து எழும் கணக்கீடுகள் விரும்பிய பொருளின் அதிகபட்ச மகசூலை வழங்கும் இரசாயன செயல்முறைகளை மேற்கொள்வதற்கான அத்தகைய நிலைமைகளைக் கண்டறிவதை சாத்தியமாக்குங்கள்.