Reacții reversibile și ireversibile
Subiecte codificator. reacții reversibile și ireversibile. echilibru chimic. Offset echilibrul chimic sub acțiunea diferiților factori.
Dacă este posibil, reacția inversă a reacției chimice este împărțit în reversibil și ireversibil.
reacții chimice reversibile - este produși de reacție care, în condițiile date pot interacționa unul cu celălalt.
Reacții ireversibili - Aceste produse de reacție, care nu pot reacționa unul cu celălalt, în aceste condiții.
Mai multe detalii despre clasificarea reacțiilor chimice poate fi citit aici.
Trebuie remarcat faptul că probabilitatea produselor de reacție depinde de condițiile de proces.
Deci, în cazul în care un sistem deschis, adică Acesta comunică cu mediul înconjurător și substanța și energia, reacția chimică în care, de exemplu, gazele formate sunt ireversibile. De exemplu, substanța solidă în timpul calcinării de hidrogenocarbonat de sodiu: 2NaHCO3 → Na2 CO3 + CO2 ↑ + H2O este eliberat dioxid de carbon gazos și se evaporă în afara zonei de reacție. Prin urmare, această reacție este ireversibil în aceste condiții. Dacă luăm în considerare un sistem închis, care nu se poate face schimb de material cu mediul, dioxidul de carbon nu se va abate de la zona de reacție, și va interacționa cu apă și carbonat de sodiu (de exemplu, cutie în care are loc reacția închisă), reacția este reversibilă în următoarele condiții:
Să considerăm o reacție reversibilă în detaliu. Lăsați reacția are loc reversibile conform schemei: aA + bB = cC + dD. Rata de reacție înainte de legea acțiunii de masă este dată de: v1 = k1 · CA A · CB b. viteză de reacție inversă: v2 = k2 · CC cu · CD d. În cazul în care momentul inițial în sistemul de reacție nu are substanțe C și D, se ciocnesc și interacționează particulele în principal A și B, și este de preferință o reacție directă. Treptat, concentrația particulelor C și D vor începe, de asemenea, să crească, în consecință, viteza de reacție inversă va crește. La un moment dat, viteza de reacție forward este egal cu viteza de reacție inversă. Această stare se numește echilibru chimic.
Astfel, echilibrul chimic - este o stare a sistemului în care înainte și viteza de reacție inversă sunt egale.
pentru că viteza de deplasare înainte și înapoi reacțiile sunt egale, viteza de formare a substanțelor este rata lor de consum, iar concentrația actuală a substanțelor ce nu sa schimbat. Astfel de concentrații sunt denumite echilibru.
Vă rugăm să rețineți, la echilibru este direct și reacția inversă, adică reactanții reacționează unele cu altele, dar, de asemenea, pentru a interacționa cu produsele în același ritm. Factorii externi pot afecta și deplasa echilibrul chimic într-o direcție sau alta. Prin urmare, echilibrul chimic este numit mobil, sau dinamic.
Cercetarea în domeniul echilibrului mobil a început în secolul al XIX-lea. În scrierile lui Henri Le Chatelier a pus bazele teoriei, care ulterior au fost compilate om de știință Karl Braun. principiu de echilibru dinamic, sau principiul Le Chatelier-Brown, spune:
Dacă un sistem în echilibru, influențează factorul extern care modifică oricare dintre condițiile de echilibru în sistem sunt procese îmbunătățite pentru a compensa influențele externe.
Cu alte cuvinte, echilibrul se va deplasa astfel încât să compenseze această influență externă prin influențe externe asupra sistemului.
Acest principiu, care este foarte important să se lucreze pentru orice fenomen de echilibru (nu numai reacții chimice). Cu toate acestea, acum ia în considerare în ceea ce privește interacțiunile chimice. În cazul reacțiilor chimice acțiunii externe determină o modificare a concentrațiilor de echilibru.
În echilibrul de reacție chimică poate fi afectată de trei factori principali - temperatura, presiunea și concentrația reactanților sau a produselor.
1. După cum se știe, reacții chimice însoțite de efect termic. Dacă există o reacție directă la eliberarea de căldură (exotermic sau + Q), apoi invers - cu absorbția căldurii (endotermic sau -Q), și vice-versa. În cazul în care îmbunătățirea sistemului, echilibrul se va deplasa temperatura, astfel încât să compenseze această creștere. Este logic că creșterea temperaturii nu va compensa reacția exotermă. Astfel, pe măsură ce temperatura crește echilibrul în sistem este deplasat în direcția căldurii de absorbție, adică, spre reacțiile endoterme (-Q); temperatura este coborâtă - partea a reacției exoterme (+ Q).
2. În cazul reacțiilor de echilibru, atunci când cel puțin una dintre substanțele depozitate în fază gazoasă, echilibrul este influențat semnificativ de modificări ale presiunii sistemului. Odată cu creșterea presiunii sistemului chimic încearcă să compenseze aceste efecte și crește viteza de reacție, în care se reduce cantitatea de substanțe gazoase. Prin scăderea presiunii sistemului crește viteza de reacție, care produce mai multe molecule de substanțe gazoase. Astfel: când echilibrul de presiune este deplasat spre reducerea numărului de molecule de gaz, cu scăderea presiunii - în direcția creșterii numărului de molecule de gaz.
Acorde o atenție! În sistemele în care numărul de molecule de gaze reactante și produse în mod egal, presiunea nu afectează! De asemenea, modificarea presiunii nu afectează echilibrul în soluție, și anume, asupra reacției, în cazul în care există gaze.
3. De asemenea, la echilibrul în sistemele chimice afectate de modificarea concentrației reactanților și a produselor. Atunci când concentrația sistemului reactanților încearcă să-și petreacă, și crește viteza reacției înainte. Prin scăderea concentrației sistemului reactant încearcă să le acumuleze și invers crește viteza de reacție. Odată cu creșterea concentrației de sistem produs, de asemenea, încearcă să-și petreacă, și crește viteza reacției inverse. Prin scăderea concentrației ratei chimice sistem de produse puvelichivaet formării lor, adică, Rata reacției înainte.
În cazul în care sistemul chimic mărește viteza de reacție înainte, noi spunem că balanța sa deplasat spre dreapta, în produsele de educație toron și consumul de reactivi. Dacă crește viteza de reacție inversă, spunem că echilibrul deplasat spre stânga, în direcția de consum produs, sau formarea de reactanți.
De exemplu. în reacția de sinteză a amoniacului: N2 + 3H2 = creșterea presiunii 2NH3 + Q conduce la o creștere a vitezei de reacție, care produce un număr minim de molecule de gaz, adică reacția înainte (numărul de molecule de gaze reactante este de 4, numărul de molecule de gaz în produse este egal cu 2). Pe măsură ce presiunea crește, echilibrul mută spre dreapta, spre produsele. Pe măsură ce temperatura crește echilibrul se va deplasa la vedere reacția endotermă de pin, adică, stânga, spre reactanți. Creșterea concentrației de azot sau hidrogen schimba echilibrul în favoarea cheltuielilor lor, adică spre dreapta, spre produsele.
Catalizatorul nu afectează echilibrul, deoarece Acesta accelerează ambele reacții directe și inverse.