Care este înainte și reacții inverse
63. ireversibile și reversibile reacțiile. echilibru chimic.
Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două grupe: reacții ireversibile și reversibile. Reacțiile ireversibili trece la capăt - la epuizarea unuia dintre reactanți. Reacțiile reversibile nu sunt pe deplin: nici unul reacție reversibilă a reactanților nu sunt complet consumate. Această diferență se datorează faptului că o reacție ireversibilă poate continua numai într-o singură direcție. Reacția reversibilă poate avea loc în ambele direcții înainte și invers.
Luați în considerare două exemple.
Exemplul 1. Interacțiunea dintre zinc și acid azotic concentrat are loc conform ecuației:
Atunci când o cantitate suficientă de reacție acid azotic se va sfârși decât atunci când toate dizolvă zinc. Mai mult decât atât, dacă cineva încearcă să realizeze această reacție în direcția opusă - pentru a trece dioxidul de azot printr-o soluție de azotat de zinc, apoi zinc metalic si acid azotic nu va funcționa - reacția nu poate avea loc în direcția opusă. Astfel, interacțiunea dintre zinc cu acid azotic - reacție ireversibilă.
Exemplul 2. Sinteza amoniacului are loc conform ecuației:
Dacă se amestecă un mol de azot cu trei moli de hidrogen, pentru a pune în aplicare condițiile de sistem care să favorizeze reacția, și după un timp suficient pentru a analiza amestecului de gaze, rezultatele analizei arată că sistemul nu va include numai produsul de reacție al (amoniac), dar pornind substanță (azot și hidrogen). Dacă acum aceleași condiții ca materie primă să nu puneți un amestec de azot-hidrogen, iar amoniacul, va fi posibil pentru a detecta acea parte din amoniacul se descompune în azot și hidrogen, în care raportul final între cantitățile tuturor celor trei agenți este aceeași ca și în cazul când am pornit dintr-un amestec de azot cu hidrogen. Astfel, sinteza amoniacului - reacția reversibilă.
În ecuațiile de reacții reversibile în loc de semnul egal pot fi săgeți puse; Ele simbolizează reacția în ambele direcții înainte și invers.
Fig. 68 arată ratele de schimbare a directe și reacții în timp invers. Inițial, după amestecarea materiilor prime, viteza de reacție înainte este mare, iar viteza feedback-ul raktsni este zero, deoarece fluxul de materiale de reacție de pornire sunt consumate și concentrația lor scade.
Fig. 63. Schimbarea vitezei înainte și înapoi reacții în timp.
Ca rezultat, acest lucru scade viteza de reacție înainte. Simultan produșii de reacție și creșterea lor de concentrare. Prin urmare, reacția inversă începe să meargă, iar viteza crește treptat. Când viteza înainte și reacțiile inverse sunt identice, se produce echilibrul chimic. Astfel, în exemplul din urmă, un echilibru se stabilește între azot, hidrogen și amoniac.
echilibru chimic se numește echilibru dinamic. Aceasta subliniază faptul că, la echilibru, și se continuă înainte și înapoi reacțiile, dar vitezele lor sunt aceleași, astfel încât schimbările în sistemul nu este vizibil.
O caracteristică cantitativă a valorii de echilibru chimic se numește echilibru chimic constant. Să considerăm exemplul reacțiile sale de sinteză iodo-hidrogen:
Conform legii acțiunii masei, viteza liniei și inverse reacțiile sunt exprimate prin ecuațiile:
La echilibru, viteza de deplasare înainte și înapoi reacțiile sunt egale între ele, în cazul în care
Raportul dintre constantele de viteză ale reacțiilor înainte și înapoi, de asemenea, este o constantă. Se numește constanta de echilibru a reacției (K):
Partea stângă a acestei ecuații sunt acele concentrații ale reactanților, care sunt instalate la concentrația de echilibru ravnovesii-. Partea dreaptă a ecuației reprezintă o constantă (la o temperatură constantă) valoare.
Se poate demonstra că, în general, o reacție reversibilă
constanta de echilibru exprimată prin ecuația:
Aici, cu majuscule denotă substanțe formule și mici - coeficienții în ecuația reacției.
Astfel, la o temperatură constantă, constanta de echilibru a reacției reversibile este o constantă care indică raportul dintre concentrațiile produșilor de reacție (numărător) și materiile prime (numitorul) este setat la echilibru.
echilibriu ecuația constantă arată că concentrația de echilibru a tuturor substanțelor implicate în reacție, sunt conectate unul la celălalt. Modificarea concentrației oricare dintre aceste substanțe implică modificări în concentrațiile tuturor celorlalte substanțe; în noul set de rezultate de concentrare, dar relația dintre ele se întâlnește din nou, constanta de echilibru.
Valoarea numerică a constantei de echilibru într-o primă aproximare, caracteristica de ieșire a reacției. De exemplu, în cazul în care producția este mare de reacție, pentru că în același timp,
t. e. concentrația la echilibru a produșilor de reacție este mult mai mare decât concentrațiile materiilor prime, iar acest lucru înseamnă că randamentul de reacție mare. În cazul în care (din motive similare) randamentul de reacție este scăzută.
În cazul reacțiilor eterogene în exprimarea echilibrului constant, precum și în exprimarea legii acțiunii în masă (a se vedea. § 58) include numai concentrarea acelor substanțe care sunt în fază gazoasă sau lichidă. De exemplu, pentru reacția
constanta de echilibru este dată de:
Valoarea constanta de echilibru depinde de natura reactanților și temperatura. Din prezența unui catalizator este independent. După cum sa menționat deja, constanta de echilibru este raportul constantelor de viteză ale reacțiilor înainte și invers. Deoarece catalizatorul se modifică energia de activare și directă și reacții în aceeași cantitate inversă (vezi. § 60), atunci raportul dintre viteza lor constantă nu are nici un efect.
Prin urmare, catalizatorul nu afectează valoarea constantei de echilibru și, prin urmare, nu poate nici creștere, nici scade randamentul reacției. Se poate accelera doar sau încetini debutul de echilibru.