Equilibrio químico - con base en reaccións químicas reversibles

Segundo unha das clasificacións empregadas para describir os procesos químicos, hai dous tipos de reaccións fronte - e reversible irreversible. reacción reversible non chegar ao final, é dicir, ningunha das substancias que teñan entrado en-lo, non é consumida por completo e non se modifica a concentración. Este proceso finaliza establecemento do equilibrio químico ou de equilibrio, que denotan ⇌. Pero a adiante e cara atrás reaccións continuar, sen parar, así chamado equilibrio dinámico ou móbil. Haberá un equilibrio químico suxire que a reacción directa realízase coa mesma velocidade (V1), e que o inverso (V2), V1 = V2. Se a presión ea temperatura son inalteradas, o saldo no sistema pode durar indefinidamente.

Cuantitativamente equilibrio químico descrita pola constante de equilibrio que é a razón entre as constantes de liña (K1) e de realimentación reaccións (K2). Calcular pode ser de acordo coa fórmula: K = K1 / K2. Desempeño da constante de equilibrio depende da composición dos reactivos e da temperatura.
Desprazamento de equilibrio químico a base do principio de Le Chatelier, que di o seguinte: "Un sistema que está en equilibrio, a influencia de factores externos, o equilibrio é perturbado e desprazados na dirección oposta a ese cambio."

considerar condicións de equilibrio químico eo seu desprazamento no exemplo da formación de moléculas de amoníaco: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + P.

Considerando esta ecuación de reacción, definido:

1. resposta directa - unha reacción do composto, segundo 2 de substancias simples dun complexo está formado (amoníaco), eo inverso - descomposición;

2. reacción directa prosegue coa formación de calor, por iso, é - é exotérmico, polo tanto, inverter - endotérmico e vai coa absorción de calor.

Agora, considerada a ecuación dada modificar certos parámetros:

1. modificación da concentración. Se a concentración de substancias iniciais aumentan - de nitróxeno e de hidróxeno - e reducir a cantidade de amoníaco, o equilibrio desprázase cara á dereita para a formación de NH3. Se desexa movelo á esquerda, aumentar a concentración de amoníaco.

2. O aumento da temperatura pode mover o equilibrio no sentido da reacción na que a calor é absorbido, e redúcese - é resaltada. Polo tanto, se o aumento da temperatura de síntese de amoníaco, o equilibrio é desprazado para os materiais de partida, é dicir, á esquerda, e cando a temperatura de - á dereita en dirección ao produto da reacción.

3. O aumento de presión, o equilibrio desprázase cara ao lado, en que a cantidade de substancias gasosos é menor, e cando a presión diminúe - no sentido en que a cantidade de gas aumenta. Na síntese de NH3 dende N2 e 4 moles de 3H2 obtense 2 NH3. Polo tanto, se aumentar a presión, o equilibrio desprázase cara á dereita, para a formación de NH3. Se a presión é reducida, o equilibrio vai cambiar na dirección dos produtos orixinais.

Concluímos que o equilibrio químico pode ser perturbado o aumento ou diminución:

1. temperatura;

2. presión;

3. concentración de substancias.

Cando da introdución de calquera catalizador para a reacción de equilibrio non cambia, é dicir, equilibrio químico non é perturbado.